第四章 物质结构 元素周期律 4.2 元素周期律（第1 课时） 教学设计 一、教学目标 1．知识与技能 （1）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 （2）以第三周期元素为例，了解同周期元素性质的递变规律 2．过程与方法 （1）培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力； （2）培养学生的逻辑推理能力。 3．情感态度与价值观 （1）使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点； （2）通过对元素周期律的学习，使学生初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等观点。 二、教学重难点 1．教学重点：元素金属性、非金属性变化的规律 2．教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律 三、教学过程 教学环节 教学内容 设计意图 1. 新课导入 【复习引入】 请同学们回忆我们上节课所学的内容： 元素原子核外电子排布规律有哪些？ 2. 探索新知 【师】观察课本101 页表格，总结原子核外电子排布，原子半径，化合价的变化规律。 规律1：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现从1 到8 的周期性变化(第一周期除外)。 拓展：简单粒子半径的大小比较 简单粒子是指单核粒子——即原子或单原子形成的离子如：Cl、Cl－及Na 1．同周期——“序大径小” (1)规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 (2)举例：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” (1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 (2)举例：碱金属：r(Li)r(Cl)。 (2)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(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 规律2：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。 规律3：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化[每周期：最高正价：＋1→＋7(第二周期为＋5)，负价：－4→－1(稀有气体...
