《第二节元素周期律》学案（第一课时）一、原子核外电子排布【学习目标】1．了解元素原子核外电子排布的初步知识。2．学会利用各种图表分析、处理数据。【课堂学习】1、阅读课本P13的内容，然后完成以下内容：（1）在含有多个电子的原子里，电子的能量是不同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作，填写下表内容：表1—1电子层序号1234567电子层符号电子能量电子离核由到，电子能量由到（2）电子排布规律探究：【思考与交流】看表1—2总结每层最多可以排布的电子数目表1—2为稀有气体的各层所容纳的电子数，仔细观察和阅读。原子序数元素名称元素符号各电子层的电子数KLMNOP2氦He210氖Ne2818氩Ar28836氪Kr2818854氙Xe281818886氡Rn281832188【总结与归纳】1）、各层最多能容纳的电子数目为（n为电子层数）2）、最外层最多能容纳的电子数目为（K层为最外层，不超过个电子），次外层电子数目不超过，倒数第三层不超过个电子。注意：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。【局部训练】（1）画出17号元素原子结构示意图，指出它在周期表中的位置；1（2）指出第三周期第ⅣA族元素K、L、M层的电子数和元素的核电荷数；（3）某元素原子的K、L、M层电子数分别为a，b和b—a，确定该元素在周期表中的位置和原子序数。二、元素周期律【学习目标】1、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。2、理解“量变引起质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部规律”“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义观点。【讨论内容】通过分析教材表格，讨论随原子序数的递增引起的变化（1）原子的最外层电子数的周期性变化规律（2）原子半径的周期性变化规律（3）元素的主要化合价的周期性变化规律【学习与分析】1、完成课本P14-15科学探究中的表格12、表格1中原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～211223～1011～18结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现＿＿＿变化2、表格1中原子的原子半径呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。原子序数原子半径的变化（不考虑稀有气体元素）3～90．152nm0．071nm大小11～17结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现的变化。3、表格1中元素的化合价呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。原子序数主要化合价的变化1～2+103～10最高化合价：最低化合价：211～18最高化合价：最低化合价：结论：随着元素原子序数的递增，元素的主要化合价呈现的变化。【局部训练】（1）下列关系正确的是A、原子半径：Cl＞S＞PB、最高化合价：Na＞Mg＞AlC、原子半径：Li＞Be＞CD、原子最外层电子数：P＞Si＞Al（2）关于下列各组中的原子之间关系说法不正确的是A、Na与Li最外层电子数相同B、S与P电子层数相同C．B与Al最高化合价相同C、Na原子半径大于K（3）某非金属元素X它的最高正价与最低价的代数和为4，它的下列化合物一定不可能的是A、H2XB、XO3C、XO2D、H2X（4）A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰好为A原子L层电子数的2倍。则A、B分别为A、Si和NaB、B和NC、C和ClD、C和Al（5）下列事实不能用来判断金属性强弱的是A、金属间发生的置换反应B、1mol金属单质在反应中失去电子的多少C、金属间的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱D、金属元素的单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度（第二课时）二、元素周期律【学习目标】1.设计实验论证同周期元素的金属性和非金属性的递变规律；2．掌握同周期元素性质的递变规律，并学会用原子结构理论初步加以解释。【学习内容】1、有哪些方法可用于比较钠、镁、铝三种金属元素的金属性强弱呢？32、Na、Mg、Al三种金属的金属性强弱对比实验1：将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。实验2：将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。实验3：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。钠镁现象化学方程式结论...
