《原子结构与元素周期表》教案

第一篇：《原子结构与元素周期表》教案

《原子结构与元素周期表》教案

第二节原子结构与元素周期表

【教学目标】

理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；

能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布；

【教学重难点】

解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；

【教师具备】

多媒体

【教学方法】

引导式

启发式教学

【教学过程】

【知识回顾】

原子核外空间由里向外划分为不同的电子层?

2同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动?

3比较下列轨道能量的高低（幻灯片展示）

【联想质疑】

为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？

【引入新】通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。

【板书】

一、基态原子的核外电子排布

【交流与讨论】（幻灯片展示）

【讲授】通过前面的学习我们知道了核外电子在原子轨道上的排布是从能量最低开始的，然后到能量较高的电子层，逐层递增的。也就是说要遵循能量最低原则的。比如氢原子的原子轨道有1s、2s、2px、2p、2pz等，其核外的惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，电子排布式为1s1。也就是说用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，原子的电子排布式为1s2s22p2。基态原子就是所有原子轨道中的电子还没有发生跃迁的原子，此时整个原子能量处于最低．

【板书】1能量最低原则

【讲解】原则内容：通常情况下，电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，这就是构造原理。原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原则。打个比方，我们把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鹰等鸟比作能量高的电子，把能力低的麻雀、小燕子等鸟比作能量低的电子。能力高的鸟常在离地面较高的天空飞翔，能力低的鸟常在离地面很低的地方活动。

【练习】请按能量由低到高的顺序写出各原子轨道。

【学生】1s2s2p3s3p3d4s4p4d4fspdfg6s

【讲解】但从实验中得到的一般规律，却跟大家书写的不同，顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→s→4d→p→6s→4f→d→6p→7s…………大家可以看图1-2-2。

【板书】能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→s→4d→p→6s→4f→d→6p→7s……

【过渡】氦原子有两个原子，按照能量最低原则，两电子都应当排布在1s轨道上，电子排布式为1s2。如果用个圆圈（或方框、短线）表示满意一个给定量子数的原子轨道，这两个电子就有两种状态：自旋相同《原子结构和元素周期表》第一时教案或自旋相反《原子结构和元素周期表》第一时教案。事实确定，基态氦原子的电子排布是《原子结构和元素周期表》第一时教案，这也是我们对电子在原子轨道上进行排布必须要遵循的另一个原则――泡利不相容原理。原理内容：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。

【板书】2泡利不相容原理

【讲解】在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是不同的，电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。在一个原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个

【板书】一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反

【交流研讨】：最外层的p能级上有三个规道

可能写出的基态原子最外层p能级上两个电子的可能排布：

①2p：《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案

《原子结构和元素周期表》第一时教案②2p:

《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案③《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案2p:《原子结构和元素周期表》第一时教案

④2p

《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案

《原子结构和元素周期表》第一时教案

p有3个轨道，而碳原子2p能层上只有两个电子，电子应优先分占，而不是挤入一个轨道，原子最外层p能级上两个电子的排布应如①所示，这就是洪特规则。

【板书】３洪特规则

在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行

【交流与讨论】

写出11Na、13Al的电子排布式和轨道表示式，思考17l原子核外电子的排布，总结第三周期元素原子核外电子排布的特点

2写出19、22Ti、24r的电子排布式的简式和轨道表示式，思考3Br原子的电子排布，总结第四周期元素原子电子排布的特点，并仔细对照周期表，观察是否所有原子电子排布都符合前面的排布规律

[讲述]洪特规则的特例:对于能量相同的轨道，当电子排布处于全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个体系的能量最低。

【小结】核外电子在原子规道上排布要遵循三个原则：即能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则。这三个原则并不是孤立的，而是相互联系，相互制约的。也就是说核外电子在原子规道上排布要同时遵循这三个原则。

【阅读解释表１－２－１】电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。

【板书】４核外电子排布和价电子排布式

【活动探究】

尝试写出19～36号元素～r的原子的核外电子排布式。

【小结】钾：1s22s22p63s23p64s1；钙a：1s22s22p63s23p64s2； 铬r：1s22s22p63s23p63d44s2；铁

Fe：1s22s22p63s23p63d64s2； 钴：1s22s22p63s23p63d74s2；铜

u：1s22s22p63s23p63d94s2； 锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2；溴

Br：1s22s22p63s23p63d104s24p；

氪r：1s22s22p63s23p63d104s24p6；

注意：大多数元素的原子核外电子排布符合构造原理，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：原子的可能电子排布式与原子结构示意图，按能层能级顺序，应为

s22s22p63s23p63d1；《原子结构和元素周期表》第一时教案，但按初中已有知识，应为1s22s22p63s23p64s1；《原子结构和元素周期表》第一时教案

事实上，在多电子原子中，原子的核外电子并不完全按能层次序排布。再如：

24号铬r：1s22s22p63s23p63d4s1；

29号铜u：1s22s22p63s23p63d104s1；

这是因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d）、和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。

【讲授】大量事实表明，在内层原子轨道上运动的电子能量较低，在外层原子轨道上运动的电子能量较高，因此一般化学反应只涉及外层原子轨道上的电子，我们称这些电子为价电子。元素的化学性质与价电子的数目密切相关，为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。例如，原子的电子排布式为1s2s22p2，还可进一步写出其价电子构型：2s22p2。图１－２－５所示铁的价电子排布式为3d64s2。

【总结】本节理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1～36号元素基态原子的核外电子排布；能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。

一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。

【板书设计】

一、基态原子的核外电子排布

能量最低原则

能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→s→4d→p→6s→4f→d→6p→7s……

2泡利不相容原理

一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反

３洪特规则

在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行

４核外电子排布和价电子排布式

第二篇：元素周期表教案

第一节 元素周期表优秀教案

共1课时

第一节 元素周期表

高中化学

人教2003课标版 1学情分析

人教版化学《必修1》第一章第一节是高一第二学期学生首先学习的内容，学生已完成高一第一学期的学习，对一些金属与非金属单质及化合物性质有了较为感性的认识，初中阶段学习了1～18号元素原子结构特点，知道了元素原子结构与元素性质存在着一定的关系，为学习元素周期表知识作好良好的铺垫。通过本节元素周期表的学习，熟悉元素周期表结构和实质，为系统学习元素周期律奠定基础。

2教学目标

知识与技能要求：使学生了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。

过程与方法要求：通过自学有关周期表的结构的知识，培养学生分析问题、解决问题的能力。

情感与价值观要求：通过精心设计问题，激发学生的求知欲和学习热情，培养学生学习兴趣。激发学生主动学习意识。3重点难点

重点：元素周其表的结构

难点：原子结构与元素周期表的位置相互推断

4教学过程 4.1 第一学时

教学活动 活动1【讲授】元素周期表 【引入】到目前为止人类已经发现了112种元素。这些元素性质不同，有的性质活泼，易与其他元素形成化合物，有的性质不活泼，不易与其他元素形成化合物，等等。为什么他们的性质不同?他们之间存在什么联系？为了解决以上问题，今天我们来学习元素周期表。第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表

【投影】简要概述关于元素周期表的发展史

1829年，德国人德贝莱纳根据元素性质的相似性提出了“三素组”学说。归纳出五个“三素组”，即Li Na K Ca Sr Ba P As Sb S Se Te Cl Br I 1864年，德国人迈尔发表了《六元素表》，在表中对于相似的元素六种、六种的进行了分族

1865年，英国人纽兰兹把当时已知的元素按相对原子质量的大小顺序排列，发现从任意一种元素算起，没到第八种元素就和第一种元素的性质相似，犹如八度音阶一样。他把这种规律叫做“八音律” 1869年，门捷列夫发表了第一章元素周期表 【投影】门捷列夫图片及其第一张元素周期表

【分析】门捷列夫把已经发现的63种全部列入表中，从而初步完成了使元素系统化的任务。他还在表中留下了空位，语言了类似硼、铝、硅的未知元素的性质，而他在周期表中也没有机械的完全按照相对原子质量数值的顺序排列。若干年后，他的预言都得到了证实。为了纪念他的功绩，就把元素周期律和元素周期表称为门捷列夫元素周期律和门捷列夫周期表。【分析】把电子层数目相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；再把同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层递增的顺序由上而下排成纵行。这样就可以得到一个表，这个表就叫元素周期表。

【开放性训练】根据元素周期表的编排原则，将1-18号元素编成周期表

第三篇：元素周期表及其应用教案

【教师活动】在这堂课开始之前，我们先来回顾一下我们上节课所学过的知识：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

【教师活动】接下来我们来上新课，元素周期表。我们上节课已经知道了，这个元素周期表是门捷列夫发现的，他将当时已知的63种元素根据原子量，也就是相对原子质量，由小到大以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一行，就是元素周期表的最初形态。门捷列夫在表中为尚未被发现的元素留下了空格，并预言了这些元素的存在和性质，例如1871年他预言在Al和In之间还存在一种元素，把这个元素取名为“类铝”，并且预言“类铝”的相关性质。直到1875年法国布瓦博德朗在实验中发现的确在硅和锡指间存在一种元素，他把这个元素命名为“镓，测得镓的性质和门捷列夫的预言大致相同，除了“类铝，门捷列夫根据元素周期表还推断了很多未发现的元素，在这里我们就不一一做介绍了。我们接下来就好好的学习一下这个元素周期表，看看它还有什么神奇的地方。

【教师活动】下面布置给大家一个任务：将1～18号元素排列在一张表格中，这张表格必须体现出周期律内容，要能体现出原子最外层电子排布、原子半径、元素的化合价的周期性变化规律。

【学生活动】

【教师活动】同学们都画好了吧？画好了我们一起看一下。是不是有这两种答案或者更多的答案？好，那我们来看看正确答案。为什么是这样排而不是那样排？我们看看它的编排规则：

周期(横行）：将电子层数相同的元素，按核电荷数递增的顺序从左到右排列。族(纵行）：将最外层电子数相同的元素，按核电荷数递增的顺序从上到下排列,对于最外层电子数排满的放在同一纵行。这就是元素周期表的编排的规则，同学们在学案上把它的排布规则填好，然后检查一下自己的表格，是不是按照规则排的？

【教师活动】接下来我们翻开课本，一起看一下交流与讨论的第1题。对照着第7页的图表和旁边同学一起讨论一下。

【学生活动】

【教师活动】同学们讨论的差不多了吧？那我们一起来看一下。第一周期有2个元素，第二周期有8个元素，第三周期有8个元素，我们观察元素周期表有没有发现前三周期特别短，因此称1、2、3周期为短周期，第四周期有18个元素，第五周期有18个元素，第六周期有32个元素，4、5、6周期特别长，称为长周期，第七周期有26个元素，第七周期没排满，后面空了好几个位子，是不完整，所以称为不完全周期。观察元素周期表，第六周期与第五、四周期长度一样，为什么会多14个元素呢？因为第六周期包括15个镧系元素，这15个镧系元素的性质非常像所以就把他们排到一起，统称为镧系元素，在第六周期的第三位置中，有没有看到，此外第七周期包括15个锕系元素，它们的性质也非常相似，因此排到一起统称为锕系元素，也是在第七周期的第三个位置中，如果把镧系元素和锕系元素放在周期表中，就成了这个样子，非常之不协调，为了美观起见，化学家们就把镧系和锕系元素独立放到周期表的下方。

【教师活动】看完了周期，我们在来看族，族分为主族、副族，第Ⅶ和0族，四部分，主族总共有7个主族，分别是ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA，用A表示主族，在A前面写上罗马数字表示第几族，不能绝不能用阿拉伯数字或者中文的一二三来表示。副族也包括七个副族分别是ⅠB , ⅡB、ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 用B表示副族，同样用罗马数字表示第几副族，B表示副族，然后是第VIII 族，第VIII 族比较特殊，它由第八、九、十，三纵行共同组成的，包括三纵行，其它的族都是一纵横一族，只有第VIII 族有三纵行，最后红色的那一行是0族，也就是稀有气体。为了更直观的认识族，我们来看下这张表格，看一下族的分布。看一下各个族的分布：

第一纵行是ⅠA , ⅡA , 接着这块位置是副族，副族是从第四周期开始出现的，一二三周期是没有副族元素的，注意副族不是从第一副族开始的二是从第三副族开始ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB，第8、9、10纵行都是VIII 族、接着才是ⅠB , ⅡB，对于副族我们只要知道它的排列顺序不是从第一副开始，而是从第三副族开始就可以了，具体的顺序我们可以不用记，但是第八族我们要知道它是从第8纵行开始包括三纵行，接着是ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA，最后是0族。我们重点学习的对象是主族，主族的顺序一定要记住。元素周期表总共有18纵行分为16个族。同学们在学案上填起来。

【学生活动】

【教师活动】每个元素在周期表中都有特定的位子，我们要学会去描述，以氯元素为例，请同学们看书中元素周期表，氯元素在第几周期第几族？我们要怎么来描述呢？

【学生活动】

【教师活动】好，接下来我们一起判断下列描述是否正确，第III周期（错）周期不能用罗马数字描述，要用阿拉伯数字或者中文描述，第3周期（对），第三周期（对），第七主族（错），族要用罗马数字描述，VII族（错），一定要说明是主族否则有歧义的，副族也有底7 族的，VIIA族（对），用A表示主族正确。

【教师活动】接下来我们对照元素周期表一起来把这张表格填起来，等下老师要叫一列的同学起立回答。

【学生活动】

【教师活动】根据上面的表格，我们可推出以下的结论：

元素的原子序数=元素的核外电子数=原子核内质子数=原子核电荷数 元素所在的周期序数=元素原子核外电子层数

主族所在的族的序数=元素原子核外最外层电子数=主族元素的最高正化合价 同学们在学案上填起来

【学生活动】

【教师活动】接下来我们了解一下元素周期表的分区，可以分为金属区与非金属区，我们一起来看元素周期表，元素周期表左下方是金属区，右上方是非金属区，最右边是稀有气体，这个同学们了解一下就好。

【教师活动】小结：

1、必须熟悉周期表的结构：

7横行 ：三长、三短、一不全，镧系、锕系排下边

18纵行：7主、7副、0与VIII

2、必须掌握元素在周期表中的位置和原子结构的关系：

元素的原子序数=元素的核外电子数=原子核内质子数=原子核电荷数 元素所在的周期序数=元素原子核外电子层数

主族所在的族的序数=元素原子核外最外层电子数=主族元素的最高正化合价

【教师活动】布置习题，校对。

【教师活动】接下来我们继续来学校元素在周期表中的金属性和非金属性的变化的规律，在学习之前，我们先来回顾一下如何判断元素的金属性和非金属性的强弱？ 【学生活动】

【教师活动】总结金属性和非金属性的判断依据：金属性判断的依据有两点，金属单质与水或酸反应置换出H2的难易程度以及金属最高价氧化物对应的水化物碱性的强弱，非金属性判断依据有三点，非金属单质与H2化合的难易、气态氢化物的稳定性，最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。从得失电子角度来看，金属性越强，越容易失去电子，金属单质的还原性越强，非金属性越强，越容易得到电子，非金属单质的氧化性越强。

【教师活动】我们刚刚已经复习了金属性和非金属性的判断，接下来我们一起好学习，在元素周期表中，元素的金属性和非金属性的变化规律。我们先看同周期的，在这里我们以第3周期为例，大家看一下，发现它们有什么规律? 【学生活动】

【教师活动】我们通过观察可以发现，同周期的元素从左到右原子序数递增，半径变小，金属性减弱，非金属性增强。

【教师活动】看了同周期的变化规律，我们再看一下同主族的元素，它们又有什么样的变化规律呢？我们先以碱金属为例，同学们看屏幕，有什么发现？ 【学生活动】

【教师活动】通过观察我们不难发现，从上往下，它们的半径逐渐增大，金属性逐渐增强。我们再看卤族元素，从上往下，它们的半径逐渐增大，非金属性逐渐减弱。那同学们，我们经过观察发现，从上往下，它们的半径都是变大的，但是它们的金属性和非金属性的变化却是相反的，为什么会这样呢？我们一起来思考一下。

【教师活动】首先我们可以看到，从上往下它们的半径都是变大的，然后它们的金属性才增强，非金属性才减弱的。我们前面刚刚复习过金属性和非金属性的判断，我们知道，金属和水反应越容易置换出氢气它的金属性就越强。那我们再回过来，我们刚刚已经看到了，从上往下它们的半径是增大的，所以，随着半径的增大，碱金属的最外层的电子越容易失去，所以它就越容易和水反应放出氢气，所以金属性增强；同样的，对于卤族元素，随着半径的增大，它就越不容易得电子，所以就越难于氢气反应，所以非金属性减弱。【教师活动】接下来，同学们根据刚刚讲的内容把学案上的表格填一下。【学生活动】

【教师活动】填好了我们翻开课本第9页，看表1-6，根据我们刚刚学过的金属性和非金属性的变化规律来填一下。【学生活动】

【教师活动】我们在表中还看到有9种元素被标出来了，观察可以发现它们就是金属和非金属的交界处，这个有什么用呢？这就关心到元素周期表的应用了。我们学习元素周期表，可以根据它们的位置所对应的性质来发现它们的用途。例如在过渡元素区寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金，金属与非金属分界线附近寻找半导体材料，在F、Cl、S、P、As附近寻找生产农药的原料等等。在这里老师就不做具体的介绍了，同学们可以课后自己去了解。接下来我们来做几道习题。

练习：1.下列各组元素性质递变情况错误的是（）A．Li、B、Be原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．B、C、N、O、F 原子半径依次增大 D．Li、Na、K、Rb 的金属性依次增强 2.下列性质的递变中，正确的是()A.O、S、Na的原子半径依次增大

B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强 C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强

D.HCl、HBr、HI的还原性依次减弱

3.下列变化的比较, 不正确的是:（）A.酸性强弱: HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > H4SiO4 B.原子半径大小: Na > S > O C.碱性强弱: KOH > NaOH > Li OH D.还原性强弱: F-> C l-> I-

第四篇：人教版化学必修1《原子结构与元素周期表》教学设计

一、教材分析

“原子结构与元素周期表”是人教版化学必修1第四章《物质结构 元素周期律》第一节内容，是高中化学课程中的重要知识及反应规律，是学生宏观辨识与微观探析、证据推理和模型认知等核心素养形成的重要载体。在《普通高中化学课程标准（20xx年版）》中，“主题3：物质结构基础与化学反应规律”对原子结构与元素周期表的要求为：“认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。知道元素、核素的含义，了解原子核外电子的排布。”具体内容包括原子结构、原子核外电子的排布、元素周期表的结构、核素、以碱金属和卤素为例了解同主族元素性质的递变规律。

《普通高中化学课程标准（20xx年版）》还指出，学生应通过实验探究和联系实际的方式学习上述知识。因此，以学生的已有经验为背景，设计联系实际、以综合问题解决为核心任务的教学活动，有助于将上述不同素养进行整合培养，有助于教学目标的高效落实。

二、学情分析

原子结构在义教学段已经有了初步的认识，而且对于元素周期表学生也是不陌生的。因此本节应在义教学习的基础上对原子结构进行拓展、深入，对原子结构的学习能更好的体会模型在人类认识世界的过程中所起的作用，鼓励学生多运用模型法进行学习和认识世界。通过大量事实了解周期表中同主族元素性质的递变规律，巩固结构与性质的关系，体会周期表的归纳和预测的作用。

因此分析学生的障碍点：

1.原子核外电子排布的规律。

2.结构与性质的关系。

结合上述学生的障碍点和发展点，需要以学生的已有经验为背景，设计符合其认知发展的教学过程。

三、教学目标

1．在初中有关原子结构知识的基础上，了解元素原子核外电子排布。能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置。

2．通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。知道核素的涵义；认识原子结构相似的一族元素在化学性质上表现出的相似性和递变性。

四、教学重点

1．认识元素性质的递变规律与原子结构的关系

2．通过对碱金属和卤族元素性质相似性和递变性的学习，感受元素周期表在化学学习中的重要作用

五、教学难点

通过对碱金属和卤族元素性质相似性和递变性的学习，感受元素周期表在化学学习中的重要作用

六、教学过程

（一）环节一

1．创设情境，引出问题。

教师引导：元素周期表揭示了元素间的内在联系。20世纪初，原子结构的奥秘被揭示之后，人们对元素周期表的认识更加完善。那么，原子结构与元素周期表之间有怎样的关系呢？我们就从原子结构进行学习，进一步认识元素周期表。

学生活动：聆听。

设计意图：开门见山引出问题。

（二）环节二

1．认识原子结构。

教师引导：[任务1] 观察图4-1电子层模型示意图。观察图4-2钠原子的核外电子排布。学习原子的结构及核外电子的排布。

学生活动：

（1）观察图4-1电子层模型示意图，得出原子的结构及核外电子分层排布的特点，了解不同电子层的能量关系。

（2）观察图4-2钠原子的核外电子排布，初步得出规范书写原子核外电子排布示意图的要点。

设计意图：通过观察图4-1、4-2，学习原子的结构及核外电子的排布特点。培养学生“模型认知”的学科素养。利用模型法学习新的知识，提升学生宏微结合的学科素养。训练学生用化学用语准确表达。

教师引导：[任务2] 组织学生思考与讨论87页相关内容。

学生活动：

（1）通过阅读资料进行整理归纳核外电子的排布规律，尝试解决前三个问题。

（2）运用原子结构示意图的书写要点，解决第四个问题。

（3）交流展示，相互评价。

（4）了解原子结构模型的演变的过程。

设计意图：培养学生接受、吸收、整合信息的能力，能规范书写相关化学用语。了解模型法是认识事物的重要方法，随着科学的进步，模型越来越精确，对事物的认识也越来越准确。

2．了解核素、同位素。

教师引导：在图4-4b中，H的质量数为什么有3个呢？阅读教材90-91页解释这个问题。

学生活动：

（1）阅读教材了解核素和同位素的概念，尝试总结二者的关系。

（2）回答教师提出的问题。

设计意图：通过阅读材料，培养学生接受、吸收、整合信息的能力。对核素和同位素有一定的了解。

3.了解周期表的结构

教师引导：指导阅读教材88-90页，完成89页思考与讨论的表格。

学生活动：

（1）阅读教材了解周期表的结构，周期、族等相关定义。

（2）总结归纳周期数与电子层数的关系等。

设计意图：通过阅读材料，培养学生接受、吸收、整合信息的能力。对周期表的结构有一定的了解。

（三）环节三

1．碱金属元素结构和性质的关系。

教师引导：[任务1] 碱金属化学性质的比较。

学生活动：

（1）填写93页表格中的内容。找到同主族元素自上而下结构上的异同点，进一步预测碱金属单质的化学性质。

（2）讨论预测的结果，重点要阐述清楚预测的依据。

（3）实验并观察钾与水及钾在空气中加热的反应。验证预测。

（4）尝试推测锂与水发生反应的难易程度，尝试归纳碱金属单质化学性质的`相似性和递变规律。

设计意图：通过预测、实验、分析等环节使学生体会实验探究的过程，得出结构与性质的关系。提升证据推理及科学探究素养。

2．卤族元素结构和性质的关系。

教师引导：[任务2] 卤族元素化学性质的比较。

学生活动：

（1）阅读教材96-97页卤族元素的内容，完成97页思考与讨论的内容。

（2）实验并观察卤素单质间的置换反应。完成98页实验4-1。

（3）尝试总结卤素单质的氧化性强弱，说出比较依据。

设计意图：通过阅读材料，培养学生接受、吸收、整合信息的能力。通过实验现象的分析得出结论，进一步形成“证据推理”的素养。

（四）环节四

拓展：多样化的周期表

教师引导：展示周期表的发展过程，以及多样化的周期表。

学生活动：（1）了解周期表的发展过程。

（2）感受多样化的周期表。

设计意图：以史为鉴，使得学生了解科学研究是有阶段性的，随着人类对自然界的认识的深入，科学也是不断发展的。科学研究的成果是多样化的，同一个问题由于研究的角度不同，结果的呈现也会多样化。

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第五篇：《元素周期律与元素周期表》说课稿

《元素周期律与元素周期表》说课稿

本节说课的内容是鲁科版高中化学必修2第一章第2节《元素周期律和元素周期表》，新课标中将本节分为3课时：

第1课时：元素周期律

第2课时：元素周期表

第3课时：认识元素周期表中的其他元素

下面从教材、教法、学法、教学过程四个方面谈谈关于第2课时《元素周期表》的教学：

一、说教材

1、教材分析

元素周期律和元素周期表是学习化学的一个重要工具，在初中化学和化学必修1中曾经出现过元素周期表，但学生对元素周期表的认识只是停留在简单的了解和应用上（如查寻某元素的相对原子量等）。在本节的第1课时《元素周期律》的教学中，已经通过引导学生探究元素性质与原子结构的关系，初步归纳总结出元素周期律。而元素周期表是元素周期律的具体表现形式，通过元素周期表的学习，一方面可以进一步深化元素周期律的学习，另一方面为学生学习元素化学构建了认知心理地图，对他们今后元素化合物的知识学习具有重要的指导意义。因此，本节内容在教材中起到了承上启下的作用。

2、目标分析

根据新课程标准，本节内容要求达到“能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律”。

结合课标及学生实际，本节课确定了以下三维目标：（1）知识和技能：

①了解元素周期表的结构以及周期、族等概念；

②将元素周期律与元素周期表有机的结合起来，分析同周期、同主族元素性质的递变规律。进一步理解元素周期律。

③了解元素的位、构、性关系等内在规律，初步学会运用周期表。（2）过程与方法：

①通过对元素原子结构和位置间的关系的探究，了解元素周期表的结构和成表规则； ②通过对已有元素周期律的认识，进一步归纳和理解元素在周期表中的位、构、性关系； ③通过对周期表内在规律的归纳，学会“发现”规律并学会运用。（3）情感、态度、价值观：

①组织开展对问题的探究、讨论和发现规律，进一步培养主动探索、自主学习的习惯； ②通过认识周期表的成表规则和周期表中元素性质的递变规律，体验辩证唯物主义的量变引起质变的观点。

3、重、难点分析：

基于课标的要求和学生的实际学习能力，将课时教学重、难点确定为： 重点：元素周期表的结构；元素周期律在元素周期表中的体现。难点：元素的“位、构、性”关系。

二、说教法

本节课是以培养学生自主学习，获取新知识的能力为目的来设计的，故设计了“以问题为索引，以学生为主体”的科学探究过程，运用诱思探究法进行教学，致力于营造出师生互动的和谐课堂。主要采用发现、归纳、总结等教学方法。

1、基本思路：以问题诱思→观察分析→归纳结论的程序进行教学。

2、元素周期表作为教学的主题背景，使课堂教学“学不离表，表不离学”，突出重点。

3、将元素周期律与周期表有机结合在一起，设疑诱思，步步深入，从而突破学习难点。

三、说学法

以发现、探究为重点，致力于教会学生“如何思考，怎样学习”。充分体现学习知识的过程，核心是学生思维的启发、学习能力的培养，引导学生主动建构知识，提升能力。

1、基本学习环节：问题导入→分析归纳→理论升华→具体应用→作业中的研究性课题。

2、本节课的基本结论较多，要始终让学生主动参与结论的发现和探索，在生生合作，师生互动中，使学生真正成为知识的发现者和知识的研究者。

四、说教学过程（教学设计）

本节教材属于化学基本理论，缺少直观形象的实验，显得比较枯燥。作为高一学生，化学知识的自主构建能力水平较低，而充分的准备与合作交流可弥补其不足。为此，在课前将教材中“交流·研讨”栏目前置，作为学生的预习作业

为了突出教学重点，突破教学难点，达成教学目标，在前一课时已完成“元素周期律”教学的基础上，本节课的教学程序主要由以下五个阶段组成：

1.概念形成阶段——创设情景、直观导学

（1）创设情景：

1、目前已发现的一百多种元素的周期性，如何用一种形式表现出来？

2、为解决这一问题，哪位科学家做出了最杰出的贡献？

（对这两个问题，学生在预习之后，一般都有正确结论，由学生自由交流预习成果，将他们的答案板书为课题，使其体验成功的喜悦。）

（2）观察发现：让学生观察分析周期表结构，讨论交流后，将自己对周期表结构的认识表达出来。

（学生对表结构的基本认识将是正确的，在肯定学生认识的基础上，概括板书为元素周期表的结构，介绍周期、族的分类。此时，特别强调短周期的概念，并说明不完全周期是自然科学给同学们预留的发展空间，以进一步激发学生的学习兴趣。）（3）导入下一阶段：短、长、不完全周期的周期序数和元素起止、元素种数、核外电子层数

2.规律发现阶段——设疑诱思、自主探究

（1）提出疑问：对元素周期律在周期表中怎么体现？

问题：

1、同周期元素的原子结构有什么共同特点？排列规则是什么？

2、同主族元素的原子结构有什么共同特点？排列规则是什么？

引导：引导学生绘制短周期元素原子结构示意图，参考IA、VIIA、0族元素原子核外电子排布的已有认知或周期表相关内容，循序进行分析讨论。

（学生表述的问题基本内容一般是较准确的，此时，要针对问题实质渐进地鼓励学生将表述趋于科学准确后，将其板书为周期表的成表规则。让他们收获成功。）（2）深化认识：进一步认识元素周期律中元素的位、构关系 问题：

3、同周期、同主族元素的原子序数如何变？

4、同周期、同主族元素的原子核外电子层结构如何变化？

（对于问题3和问题4的第一部分，学生可得出准确完整的结论，应予以板书肯定。对于问题4的同主族元素原子序数递增规律，学生会用不同方法，从不同视角进行探讨分析，但得出的结论又不尽相同，这时要诱导学生计算各主族相邻元素原子序差）3.理性认识阶段——学用结合、深化内涵

（1）创设情景：展现第3周期和ⅠA、ⅦA

问题：

5、第3周期元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性有什么变化规律？

6、ⅠA的碱金属元素、ⅦA的卤素主要化合价、元素的金属性或非金属性有什么特点或递变规律？

（这两个问题的主体是学生已有知识的再现。巩固旧知识的同时，进行从特殊到一般的逻辑升华，以便进一步进行理论分析，突出重点，突破难点。）（2）设疑诱思、总结归纳

问题：

7、同周期或同主族元素的性质为什么有相似性和递变性？

8、金属性最强或非金属性最强的元素位于元素周期表的哪个位置？

9、金属元素和非金属元素在周期表中的分布规律。

引导：引导学生对第3周期和ⅠA、ⅦA元素的原子结构特点（电子层数、最外层电子数）的相同点和递变规律与元素性质（主要化合价、金属性、非金属性）的相似性和递变规律的关系依次进行分析探讨,并要求表述结论。

（在学生思考、探究后表述的结论中很可能会出现离题较远的对映关系。鼓励学生大胆面对挑战，在他们达到或接近问题实质时，进行点评归纳来。使学生真正成为学习的主人。）

4.巩固应用阶段——反馈练习、检测效果

目的：检测学生对同周期、同主族元素的性质与其在周期表中的位置及原子结构的关系。设计：引用2010年高考9题

小结：围绕本节课的重、难点和预期目标进行课堂小结。

（在课堂小结时，首先提醒学生通过回忆，想想本节课学习的主要内容，然后展示本节课的教学目标，由学生参照学习目标自主小结并表述小结内容。）

5.教学延伸阶段——课外拓展、提升能力

目的：在于强化主干内容，将课堂教学延伸至课外，进一步突出重点、突破难点。使学生的学习具有连续性和开拓性。设计：

1、教材习题练习：

一、1－7，三、1－3；

2、课外探究题：绘制主族元素周期表

五、板书设计： 第2课时：元素周期表

一、元素周期表的结构：

短周期

周期

长周期 不完全周期 主族 族

副族 第VIII族

0族

同周期（从左到右）：

原子序数

同主族（从上到下）： 同周期（从左到右）：

电子层结构

二、元素周期表中的规律： 同主族（从上到下）：

化合价（可设计成表格）

同周期（从左到右）： 同主族（从上到下）：

金属性、非金属性 同周期（从左到右）： 同主族（从上到下）：