其次节元素周期律第 1 课时学案学习目的：学问与技能：1.以 1～20 号元素为例，理解元素原子核外电子的排布规律。2.把握元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。过程与方法：1.学会归纳法、比较法。2.培育抽象思维才能。情感、态度与价值观：养成勤于考虑、勇于探究的科学质量。学习重点： 元素的原子半径和主要化合价随原子序数的递增而变化的规律。学习难点： 原子核外电子的排布。学习过程：一、元素周期律（一） 元素周期律1、自主探究 1：1、电子层陈设的周期性写出 1—18 号元素的名称、原子构造示意图。依照原子构造示意图总结并找出规律。原子序数电子层数最外层电子数到达稳定构造时的最外层电子数1~211 223~1011~18结论： 随着核电荷数的增加发生周期性变化。2、自主探究 2：2、化合价的周期性变化标出 1—18 号元素的化合价，找出规律。原子序数最高正价或最低负价的变化1~2+13~10+1 +4 +5-4 -111~18+1 +4 +5 +7-4 -1结论：随着原子序数的递增，元素 也呈现周期性变化。3、自主探究 3：3、原子半径的递变规律元素符号HHe原 子 半 径nm元素符号LiBeBCNOFNe原 子 半 径nm元素符号NaMgAlSiPSClAr原 子 半 径nm总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐步 ，呈现周期性变化。4、课堂练习：1、比较 Na、S 原子半径的大小。 ； 2、比较 Na、O 原子半径的大小。 。5、自主学习：〔二〕、微粒半径大小的比较1、原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐步 。同周期，从左到右，原子半径逐步 。2、离子半径大小的比较〔1〕具有一样电子层构造的离子半径大小的比较电子层数一样，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引才能 ，半径 。〔2〕同主族离子半径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数逐步 ，离子半径逐步 。〔3〕同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径 ，高价阳离子半径 低价离子半径。6、练习反响：1．Ⅶ A 族元素单质的沸点( );第三周期元素的最高正化合价( );IA 族元素单质熔点( );F-,Na+,Mg2+,Al3+四种离子的离子半径( );同周期短周期元素的原子半径( ).2.按粒子的半径从小到大挨次陈设的是( )A.Cl,S,P B.N,O,F 3+,Mg2+,Na+ D.K,Na,Li3.以下各组微粒中,按微粒半径依次增大陈设的是( )(A)Al3+,Al,Na,K (B)F,Cl,S2- ,S(C)S2-,Cl - ,K +...
