第一单元 元素周期律和元素周期表 第1课时（教学设计） 化学苏教版2019必修第一册

该高中化学教学设计聚焦元素周期律核心知识，涵盖原子结构（最外层电子排布、原子半径）和元素性质（化合价、金属性与非金属性）的周期性变化规律。通过展示元素周期表图片、讲述门捷列夫发现故事导入，承前整合初中零散元素知识，启后为元素化合物等内容奠定基础，构建系统学习支架。 资料特色在于融合化学史激发兴趣，设计钠镁铝性质递变实验培养科学探究与实践能力，引导学生绘制化合价图像、分析原子半径数据提升科学思维。针对性训练与教学反思助力分层指导，帮助学生自主建构规律，为教师提供高效教学流程与优化思路。

第一单元 元素周期律和元素周期表 第1课时 元素周期律 一、知识目标 1. 理解原子序数的概念，掌握原子序数与核电荷数、质子数、核外电子数的数量关系。 1. 认识原子结构（最外层电子排布、原子半径）的周期性变化规律，学会运用“四同”规律比较粒子半径大小。 1. 了解元素性质（化合价、金属性和非金属性）的周期性变化规律，掌握元素金属性和非金属性强弱的判断方法。 1. 理解元素周期律的概念，明确元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 二、核心素养目标 1. 宏观辨识与微观探析：从宏观上观察元素性质的周期性变化，从微观上分析原子结构的周期性变化，理解元素性质与原子结构的关系。 1. 证据推理与模型认知：通过对实验数据和现象的分析推理，构建原子结构与元素性质关系的模型，认识元素周期律。 1. 科学探究与创新意识：通过实验探究元素性质的周期性变化，培养科学探究能力和创新意识。 一、教学重点 原子结构和元素性质的周期性变化规律、元素周期律的概念。 二、教学难点 粒子半径大小的比较方法、从原子结构角度解释元素性质的周期性变化。 本节教学内容出自苏教版2019必修第一册专题5第一单元第1课时《元素周期律》。元素周期律是化学学科的重要基础理论，它揭示了元素之间的内在联系，在化学学习和研究中具有承前启后的关键作用。承前，它对初中所学的零散元素知识进行了系统整合与深化；启后，为后续学习元素化合物知识、化学反应原理等内容奠定了坚实基础。 本课时围绕元素周期律展开，涵盖原子结构的周期性变化、元素性质的周期性变化以及元素周期律的概念等内容。教材通过呈现1 - 18号元素的相关数据，引导学生观察、分析、总结规律，培养学生的数据处理和归纳总结能力。同时，安排了多个实验探究活动，如钠、镁、铝性质的递变实验以及硅、磷、硫、氯性质的递变实验，让学生亲身体验元素性质的周期性变化，增强学生的感性认识。 教学对象为初高中学生，处于知识和思维的过渡阶段。在知识储备方面，学生在初中已对元素、原子结构等有了初步了解，但对元素性质的认识较为孤立和片面，缺乏系统性和规律性。在思维能力上，学生正从形象思维向抽象思维过渡，逻辑推理和归纳总结能力有待提高。 对于原子结构和元素性质的周期性变化，学生可能在理解上存在一定困难，尤其是从微观角度解释元素性质的变化规律。然而，学生对化学实验充满兴趣，通过实验探究能够激发他们的学习热情和好奇心。在教学过程中，应充分利用学生的这一特点，引导学生通过实验观察、数据分析等方式自主探究元素周期律，逐步培养学生的科学思维和探究能力。同时，要关注学生的个体差异，对于理解能力较弱的学生，给予更多的指导和帮助，确保每个学生都能在原有基础上有所提高。此外，还应引导学生将所学知识与实际生活联系起来，提高学生运用化学知识解决实际问题的能力。 教学环节一 新课导入 【展示元素周期表图片】同学们，老师现在展示在大屏幕上的这张表格，相信大家都不陌生，它就是元素周期表。大家先仔细观察一下这张表，然后想一想，它能给我们提供关于元素的哪些信息呢？给大家几分钟时间，前后桌可以相互交流讨论一下。（学生们开始观察、讨论，老师巡视并倾听学生的想法） 【分享交流】好啦，时间到。哪位同学愿意站起来和大家分享一下你的想法呢？（鼓励学生积极发言，学生可能会提到元素的名称、符号、原子序数等信息） 【引入门捷列夫的故事】大家说得都很有道理。其实，元素周期表的诞生背后还有一段非常传奇的故事。在 19 世纪，当时人们已经发现了 60 多种元素，但这些元素之间似乎毫无规律可循。俄国化学家门捷列夫却坚信元素之间一定存在着某种内在的联系。他把当时已知的元素的主要性质和原子量写在一张张卡片上，像玩扑克牌一样反复排列、比较。经过无数次的尝试和思考，终于在 1869 年发现了元素周期律，并编制出了第一张元素周期表。门捷列夫还根据他的周期表预言了一些当时尚未发现的元素的存在和性质，后来这些预言都一一得到了证实。这一伟大的发现，就像给化学世界点亮了一盏明灯，让人们对元素的认识有了全新的视角。那么，元素周期律到底是怎样的规律呢？元素的性质又为什么会呈现出这样的规律呢？带着这些疑问，让我们一起走进今天的学习——元素周期律。 设计意图 激发学生兴趣：通过展示元素周期表并让学生观察讨论，能迅速吸引学生的注意力，激发他们的好奇心和探索欲望，使学生主动参与到课堂中来。 联系化学史：讲述门捷列夫发现元素周期表的故事，将化学知识与化学史上的重要事件相结合，增加了知识的趣味性和历史厚重感，同时能让学生感受到科学家的探索精神和创新思维，培养学生对化学学科的热爱。 引发思考，导入新课：由门捷列夫的故事引出关于元素周期律的问题，自然地过渡到本节课的主题，让学生明确学习方向，带着问题去探索新知识，提高学习的主动性和积极性。 教学环节二 原子结构的周期性变化 活动一 原子序数 【引入】同学们，在化学的世界里，元素众多且性质各异。为了更好地研究元素，化学家按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这就是原子序数。那原子序数和元素的其他特征又有怎样的联系呢？下面我们就来深入探究。 【问题】原子序数和核电荷数、质子数、核外电子数之间存在怎样的数量关系呢？ 【学生思考】学生经过思考回答：原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。 【讲解】评价、强调：非常正确，这几个量之间的相等关系是我们研究原子结构的重要基础。在原子中，核电荷数决定了元素的种类，而质子数和核外电子数的这种等量关系保证了原子的电中性。 【对应训练1】已知某元素的原子序数为12，那么它的核电荷数、质子数和核外电子数分别是多少？ 【答案】核电荷数、质子数和核外电子数均为12。 【解析】根据原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数，已知原子序数为12，所以其他几个量也为12。 【对应训练2】某原子的质子数为17，其原子序数是多少？核外电子数又是多少？ 【答案】原子序数为17，核外电子数为17。 【解析】由原子序数 = 质子数 = 核外电子数可知，质子数为17时，原子序数和核外电子数也为17。 设计意图 通过引入原子序数的概念，引发学生对原子结构相关量之间关系的思考，让学生明确原子序数在研究原子结构中的重要性，通过对应训练加深学生对这一关系的理解和运用。 活动二 原子结构变化规律 - 最外层电子排布 【引入】我们已经知道了原子序数的相关知识，接下来我们看看1 - 18号元素的原子核外电子排布有怎样的规律。请同学们观察教材上1 - 18号元素的原子核外电子排布情况。 【问题】随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈现怎样的规律性变化呢？ 【学生思考】学生观察并分析数据，回答：1→2号元素，电子层数为1，最外层电子数从1递增到2；3→10号元素，电子层数为2，最外层电子数从1递增到8；11→18号元素，电子层数为3，最外层电子数从1递增到8。同一横行由左到右，元素的原子最外层电子数逐渐增加，除H、He外，元素原子最外层电子数呈现从1递增到8的周期性变化。 【讲解】评价、强调：同学们分析得很准确。这种周期性变化是元素性质呈现周期性变化的重要原因之一。电子层数和最外层电子数的变化规律对于我们理解元素的化学性质非常关键。 【对应训练1】下列关于原子最外层电子排布的说法正确的是（ ） A. 所有元素的原子最外层电子数都从1递增到8 B. 同一周期元素的原子最外层电子数一定相同 C. 随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子数呈现周期性变化 D. 原子最外层电子数与元素的化学性质无关 【答案】C 【解析】A选项，H、He除外，并非所有元素原子最外层电子数都从1递增到8；B选项，同一周期元素原子最外层电子数从左到右逐渐增加；D选项，原子最外层电子数与元素的化学性质密切相关。所以C选项正确。 【对应训练2】某元素原子的核电荷数为16，它的最外层电子数是多少？处于第几周期？ 【答案】最外层电子数为6，处于第三周期。 【解析】核电荷数为16的元素是硫（S），根据1 - 18号元素核外电子排布规律，11 - 18号元素电子层数为3，最外层电子数从1递增到8，16号元素最外层电子数为6。 设计意图 引导学生观察和分析1 - 18号元素原子核外电子排布，总结最外层电子排布的规律，培养学生的观察和归纳能力，通过对应训练巩固所学规律。 活动三 原子结构变化规律 - 原子半径 【引入】我们了解了原子最外层电子排布的规律，接下来看看原子半径又有怎样的变化规律。请同学们观察表5 - 1中3 - 9号和11 - 17号元素的原子半径数值。 【问题】随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径有怎样的变化规律呢？ 【学生思考】学生观察数据后回答：3→9号元素，原子半径从0.152nm递减到0.071nm；11→17号元素，原子半径从0.186nm递减到0.099nm。同一横行，由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）。 【讲解】评价、强调：大家总结得很好。原子半径的这种周期性变化也是元素性质周期性变化的一个体现。原子半径的大小会影响原子得失电子的能力，进而影响元素的化学性质。 【对应训练1】下列原子半径大小比较正确的是（ ） A. r(Li)＞r(Na) B. r(Na)＞r(Mg) C. r(F)＞r(Cl) D. r(He)＞r(Ne) 【答案】B 【解析】A选项，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以r(Li)＜r(Na)；C选项，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，r(F)＜r(Cl)；D选项，稀有气体原子半径的比较较为特殊，但一般不参与此类常规比较。B选项，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，r(Na)＞r(Mg)正确。 【对应训练2】已知X、Y是同周期的两种元素，且原子半径X＞Y，则下列说法正确的是（ ） A. X的原子序数大于Y B. X的金属性比Y弱 C. X的失电子能力比Y强 D. X的得电子能力比Y强 【答案】C 【解析】同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，原子半径X＞Y，则X在Y的左边。A选项，原子序数X＜Y；B选项，X的金属性比Y强；D选项，X的得电子能力比Y弱。所以C选项正确。 设计意图 让学生通过观察原子半径数据总结规律，培养学生数据分析能力，通过对应训练加深对原子半径变化规律的理解和应用。 活动四 粒子半径的比较方法 【引入】我们知道了原子半径的变化规律，在实际比较中，还会涉及到不同粒子半径的比较，下面我们来学习粒子半径的比较方法。 【问题】请同学们阅读教材相关内容，总结粒子半径比较的“四同”规律。 【学生思考】学生阅读后回答： （1）同周期——“序大径小”，同周期从左往右，原子半径逐渐减小，如第三周期中：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)。 （2）同主族——“序大径大”，同主族从上到下，原子（或离子）半径逐渐增大，如r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)，r(Li⁺)＜r(Na⁺)＜r(K⁺)＜r(Rb⁺)＜r(Cs⁺)。 （3）同元素：a. 同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”，某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径，如r(Na⁺)＜r(Na)；r(Cl⁻)＞r(Cl)。b. 同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”，带电荷数越多，粒子半径越小，如r(Fe³⁺)＜r(Fe²⁺)＜r(Fe)。 （4）同结构——“序大径小”，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，如r(O²⁻)＞r(F⁻)＞r(Na⁺)＞r(Mg²⁺)＞r(Al³⁺)。 【讲解】评价、强调：同学们总结得很全面。在比较粒子半径时，要注意这些规律的应用，同时还有一些注意事项，如所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较；微粒半径大小的比较首先看电子层数，电子层数越多半径就越大；其次，电子层数相同，再看原子序数，序大径小；原子序数相同，最后看电子数目，数目越多，半径越大。 【对应训练1】下列粒子半径大小比较正确的是（ ） A. r(Na⁺)＜r(Mg²⁺)＜r(Al³⁺)＜r(O²⁻) B. r(S²⁻)＞r(Cl⁻)＞r(Na⁺)＞r(Al³⁺) C. r(Na)＜r(Mg)＜r(Al)＜r(S) D. r(Cs)＜r(Rb)＜r(K)＜r(Na) 【答案】B 【解析】A选项，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以r(Al³⁺)＜r(Mg²⁺)＜r(Na⁺)＜r(O²⁻)；C选项，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(S)；D选项，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)。B选项正确。 【对应训练2】比较Fe³⁺、Fe²⁺、Fe的半径大小。 【答案】r(Fe³⁺)＜r(Fe²⁺)＜r(Fe) 【解析】根据同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”，带电荷数越多，粒子半径越小，所以r(Fe³⁺)＜r(Fe²⁺)＜r(Fe)。 【设计意图】让学生掌握粒子半径比较的方法，通过总结规律和对应训练，提高学生运用规律比较粒子半径的能力。 教学环节三 元素性质周期性变化 活动一 元素化合价 【引入】我们研究了原子结构的周期性变化，接下来看看元素性质会有怎样的周期性变化。请同学们观察教材中1 - 9号和10 - 18号元素的最高和最低化合价数值，绘制以原子序数为横坐标，元素的最高化合价和最低化合价为纵坐标的图像，并总结规律。 【问题】元素的最高和最低化合价随核电荷数变化呈现怎样的规律呢？ 【学生思考】学生绘制图像并分析后回答：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化。a. 随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7（氧、氟除外）的周期性变化、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化。b. 元素的最高正化合价＝最外层电子数（O、F及稀有气体除外），|元素的最低负化合价（非金属具有）|＝8－最外层电子数，元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8（氢除外）。 【讲解】评价、强调：同学们总结得很准确。元素化合价的周期性变化是元素性质周期性变化的重要体现，这些规律对于我们理解元素的化学性质和化合物的形成有很大帮助。 【对应训练1】某元素的最高正化合价为＋5，它可能是下列哪种元素（ ） A. N B. O C. F D. Na 【答案】A 【解析】B选项，氧元素一般没有＋5价；C选项，氟元素没有正化合价；D选项，钠元素最高正化合价为＋1。氮（N）元素最外层电子数为5，最高正化合价为＋5，所以A选项正确。 【对应训练2】某元素原子的最外层电子数为6，它的最高正化合价和最低负化合价分别是多少？ 【答案】最高正化合价为＋6，最低负化合价为－2。 【解析】根据元素的最高正化合价＝最外层电子数（O、F及稀有气体除外），|元素的最低负化合价（非金属具有）|＝8－最外层电子数，该元素最外层电子数为6，所以最高正化合价为＋6，最低负化合价为－2。 设计意图 引导学生通过观察和绘制图像总结元素化合价的变化规律，培养学生的数据分析和归纳能力，通过对应训练巩固所学规律。 活动二 元素金属性和非金属性 【引入】我们了解了元素化合价的周期性变化，接下来看看元素的金属性和非金属性又有怎样的特点。 【问题】请同学们阅读教材，总结元素金属性和非金属性的判断依据。 【学生思考】学生阅读后回答： （1）元素的金属性：元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强。①单质越容易从水或酸中置换出氢；②该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强。 （2）元素的非金属性：元素原子得电子能力越强，元素的非金属性越强。①单质越容易与氢气反应形成气态氢化物；②气态氢化物的热稳定性越强；③该元素最高价氧化物的水化物的酸性越强；④单质越容易从水或酸中置换出氢。 【讲解】评价、强调：同学们总结得很到位。元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，这些判断依据可以帮助我们比较不同元素的金属性和非金属性强弱。 【对应训练1】下列元素中金属性最强的是（ ） A. Na B. Mg C. Al D. Si 【答案】A 【解析】同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，Na、Mg、Al、Si在同一周期，且Na在最左边，所以Na的金属性最强，A选项正确。 【对应训练2】下列关于元素非金属性的说法正确的是（ ） A. 元素的非金属性越强，其气态氢化物越不稳定 B. 元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越弱 C. 元素的非金属性越强，其原子得电子能力越强 D. 元素的非金属性与原子得电子能力无关 【答案】C 【解析】A选项，元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定；B选项，元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强；D选项，元素的非金属性与原子得电子能力密切相关。所以C选项正确。 设计意图 让学生掌握元素金属性和非金属性的判断依据，通过对应训练加深对这些概念的理解和应用。 活动三 元素性质周期变化的探究实验 【引入】为了更直观地了解元素性质的周期性变化，我们通过几个实验来探究。 【问题】首先进行钠、镁、铝性质的递变实验1，实验步骤如下：① 在250 mL烧杯中加入少量水，滴加两滴酚酞溶液，再将绿豆大小的一小块金属钠投入烧杯中，观察实验现象。②将已用砂纸打磨除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管中，然后加热试管，观察实验现象。③在两支试管中分别加入已用砂纸打磨除去氧化膜的镁条和铝片，再向试管中各加入2 mL 2 mol·L⁻¹盐酸，观察实验现象。请同学们预测实验现象并思考能得出什么结论。 【学生思考】学生预测并回答： ① 钠可能会熔成小球，浮在水面上并四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液变红。 ② 镁可能在常温下与水无明显变化，加热后反应缓慢，酚酞变浅红色；铝可能在冷水、热水中都无明显变化。 ③ 两支试管内都可能有无色气泡冒出，但放镁条的试管中逸出气体的速率较快。 结论可能是钠、镁、铝三种金属单质与水或酸反应的剧烈程度逐渐减弱，说明钠、镁、铝元素的金属性依次减弱。 【实验操作】教师进行实验，学生观察实验现象并记录。 【讲解】评价、强调：同学们的预测很准确。从实验现象可以看出，钠与冷水反应剧烈，镁与冷水几乎不反应，但能与热水反应，铝与冷水、热水均无明显变化，且镁、铝与酸反应时，镁更剧烈。这充分说明了钠、镁、铝元素的金属性依次减弱。从原子结构角度来看，Na、Mg、Al原子最外层电子数相同，但随着核电荷数递增，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐减弱。 【对应训练1】在上述实验中，如果将铝片放入氢氧化钠溶液中，会有什么现象？ 【答案】会有无色气泡产生。 【解析】铝能与氢氧化钠溶液反应生成偏铝酸钠和氢气，所以会有无色气泡产生。 【对应训练2】根据上述实验结论，比较钠、镁、铝最高价氧化物的水化物碱性强弱。 【答案】碱性：NaOH＞Mg(OH)₂＞Al(OH)₃ 【解析】元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物碱性越强，因为钠、镁、铝元素的金属性依次减弱，所以碱性：NaOH＞Mg(OH)₂＞Al(OH)₃。 一、原子结构的周期性变化 1. 原子序数 · 概念：核电荷数由小到大编号 · 数量关系：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 1. 原子结构变化规律 · 最外层电子排布：1 - 8周期性变化 · 原子半径：同横行左到右减小 1. 粒子半径比较方法 · 同周期：序大径小 · 同主族：序大径大 · 同元素：阴大阳小、数大径小 · 同结构：序大径小 二、元素性质的周期性变化 1. 元素化合价 · 最高正价：+1 - +7（O、F除外） · 最低负价：-4 - -1 1. 元素金属性和非金属性 · 金属性：失电子能力 · 非金属性：得电子能力 1. 元素性质周期变化探究实验 · 钠镁铝性质递变 · 硅磷硫氯性质递变 三、元素周期律 1. 定义：性质随核电荷数递增呈周期性变化 1. 本质：核外电子排布周期性变化 1.下列关于元素周期律的叙述中不正确的是( ) A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次减弱 B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强 C．原子序数大小关系为Na<Al<Si<Cl D．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱 2．下列粒子半径大小比较正确的是( ) A．r(Na＋)<r(Mg2＋)<r(Al3＋)<r(O2－) B．r(S2－)>r(Cl－)>r(Na＋)>r(Al3＋) C．r(Na)<r(Mg)<r(Al)<r(S) D．r(Cs)<r(Rb)<r(K)<r(Na) 3.元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( ) A．同周期元素中X的金属性最强 B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－ C．同族元素中Z的氢化物稳定性最高 D．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强 4.已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC2－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( ) A. 原子半径：A>B>D>C B. 原子的最外层电子数目：A>B>D>C C. 原子序数：d>c>b>a D. 离子半径：C2－>D－>B＋>A2＋ 5.丙炔和氯化氢之间发生加成反应，产物不可能是（ ） A．1 - 氯丙烷 B．1，2 - 二氯丙烷 C．1 - 氯丙烯 D．2 - 氯丙烯 在本节课的教学中，我通过引导学生对数据进行处理和分析，让他们自主探究原子结构和元素性质的周期性变化规律，较好地达成了教学目标。利用实验和实例帮助学生理解元素金属性和非金属性的概念，学生表现出较高的兴趣。然而，在教学过程中也存在一些不足。部分学生对粒子半径比较方法的理解存在困难，后续应加强针对性的练习和辅导。在实验环节，由于时间有限，学生的参与度和思考深度还可以进一步提高。在今后的教学中，我将更加注重学生的个体差异，优化教学方法，提升教学效果。 / 学科网（北京）股份有限公司 $