化学第二节元素周期律教学设计

石家庄外国语教育集团“四自主·四环节”课堂教学设计日期2014年3月班级高一1班授课教师朱阿娟学科化学课时第1课时课型新授课课题第二节元素周期律教学目标1．了解元素原子核外电子排布；2．培养学学生分析问题，总结归纳的能力；3．认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。教学重点元素原子核外电子排布。教学难点元素原子的电子层排布、原子半径、主要化合价周期性变化规律。项目及要求探究原子核外电子排布与元素性质的关系。项目设置意图体会“结构决定性质”这一化学指导思想，并学会利用“结构”去分析“性质”。教学过程（项目实施——交流展示——评价激励）教师活动学生活动项目准备：请同学们复习原子结构示意图并给出1~18号元素的原子结构示意图。指导调控：一、原子核外电子排布找出每层电子个数递增的规律；最外层电子的个数有何特点？次外层电子的个数有何特点？倒数第三层电子的个数有何特点？二、元素周期律1．阅读教材P14—15表格中有关原子半径、主要化合价的相关数据，总结规律。归纳总结：一、核外电子排布的规律（1）遵循能量最低原理；（2）原子核外各电子层最多容纳的电子个数为；（3）原子最外层电子数目不超过个(K层为最外层时不超过个)；（4）次外层最多能容纳的电子数目不超过个，倒数第三层不超过个；二、元素周期律结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、半径、主要化合价呈现变化。拓展提升：微粒半径大小比较（1）同周期：（稀有气体除外），左→右，原子半径。（2）同主族：上→下，原子(或离子)半径。（3）同元素：r(阴离子)r(原子)r(阳离子)；r(低价阳离子)r(高价阳离子)（4）同结构：电子层结构相同的离子，核电荷数越大,离子半径。自主完成绘制1~18号元素的原子结构示意图，填入课本第14、15页表格中。小组合作【合作与交流一】请同学们参考课本附页元素周期表中稀有气体的核外电子排布情况，初步给出核外电子的排布规律。【合作与交流二】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、半径、主要化合价的变化有怎样的变化规律？交流展示【展示一】原子核外电子排布规律：。【展示二】原子的核外电子排布、半径、主要化合价的变化规律：巩固练习【课堂练习1】根据下列叙述，填表【课堂练习2】请同学们比较下列各组粒子的半径大小。（1）r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)（2）r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)；r(Li＋)r(Na＋)r(K＋)r(Rb＋)r(Cs＋)（3）r(Cl－)r(Cl)；r(Na)r(Na＋)；r(Fe)r(Fe2＋)r(Fe3＋)（4）r(O2－)r(F－)r(Na＋)r(Mg2＋)r(Al3＋)【课堂练习3】A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、C的最低价离子分别为A2－、C－，离子半径A2－大于C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构。下列判断正确A．原子序数由大到小的顺序是C>A>BB．原子半径由大到小的顺序是r(B)>r(A)>r(C)C．离子半径由大到小的顺序是r(C－)>r(B2＋)>r(A2－)D．原子最外层电子数由多到少的顺序是B>A>C作业布置认真整理【拓展提升】部分的笔记；完成项目纸【课后作业】部分的1~14题。板书设计课题：第二节元素周期律（1）项目设置：探究原子核外电子排布规律一、核外电子排布的规律能量最低、2n2、8（2）、18、32二、元素周期律原子的核外电子排布原子半径主要化合价周期性变化周期性变化归纳总结：元素性质周期性变化根本原因：原子核外电子排布周期性变化。教学反思根据教参的要求以高一学生的实际情况，关于原子核外电子排布只要求学生熟悉1~20号元素原子核外电子的排布，并会应用即可。重点是元素周期律的理解，因此选择用问题探究教学模式组织教学过程。组织学生分析教材表1-2数据，思考交流后得出原子核外电子排布的简单规律，并分析原子半径、主要化合价呈现怎样的周期性变化。主要控制课堂上学生对问题的思考交流使他们积极踊跃的说出自己的看法