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首先知道Si为IVA族元素，N为VA族元素，Si原子最外层有4个电子，而N原子最外层有5个电子，从8电子稳定结构角度来说，Si原子可形成4价键，N原子则形成3价键，这样可形双方都达到8电子稳定结构。

对于共价化合物来说，元素的化合价就是这种元素的原子与其它元素的原子形成共用电子对的数目，所以Si为+4价，N为-3价（因Si的电负性小于N，所以共用电子对偏向N原子，Si元素显正价，N元素显负价），根据化合物正负化合价代数和为0，可知化学式为Si3N4。

必修二《元素周期律》说课稿

　很多同学在复习高中化学必修二时，因为之前没有做过系统的总结，导致复习时效率不高。下面是由我为大家整理的“高中化学必修二知识点归纳整理”，仅供参考，欢迎大家阅读本文。

　化学必修二必考知识点1

　元素周期表一、原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

　1、元素周期表的编排原则：

　①按照原子序数递增的顺序从左到右排列;

　②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期;

　③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族

　2、如何精确表示元素在周期表中的位置：

　周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数

　口诀：三短三长一不全;七主七副零八族

　熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称

　3、元素金属性和非金属性判断依据：

　①元素金属性强弱的判断依据：

　单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;

　元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应。

　②元素非金属性强弱的判断依据：

　单质与氢气生成气态氢化物的难易及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;置换反应。

　4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

　①质量数==质子数+中子数：A==Z+N

　②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)

　二、元素周期律

　1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)

　②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)

　③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向

　2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)

　负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)

　3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：

　同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。

　同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多

　原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱

　氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强

　最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱

　化学键

　含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。

　NaOH中含极性共价键与离子键，NH4Cl中含极性共价键与离子键，Na2O2中含非极性共价键与离子键，H2O2中含极性和非极性共价键

　化学必修二必考知识点2

　化学能一、化学能与热能

　1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

　原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量>E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量

　2、常见的放热反应和吸热反应

　常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸、水反应制氢气。

　④大多数化合反应(特殊：C+CO22CO是吸热反应)。

　常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)。

　②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2?8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

　③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

　二、化学能与电能

　1、化学能转化为电能的方式：

　电能

　(电力)火电(火力发电)化学能→热能→机械能→电能缺点：环境污染、低效

　原电池将化学能直接转化为电能优点：清洁、高效

　2、原电池原理(1)概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

　(2)原电池的工作原理：通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能。

　(3)构成原电池的条件：(1)有活泼性不同的两个电极;(2)电解质溶液(3)闭合回路(4)自发的氧化还原反应

　(4)电极名称及发生的反应：

　负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，

　电极反应式：较活泼金属-ne-=金属阳离子

　负极现象：负极溶解，负极质量减少。

　正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，

　电极反应式：溶液中阳离子+ne-=单质

　正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。

　(5)原电池正负极的判断方法：

　①依据原电池两极的材料：

　较活泼的金属作负极(K、Ca、Na太活泼，不能作电极);

　较不活泼金属或可导电非金属(石墨)、氧化物(MnO2)等作正极。

　②根据电流方向或电子流向：(外电路)的电流由正极流向负极;电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

　③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

　④根据原电池中的反应类型：

　负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。

　正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

　(6)原电池电极反应的书写方法：

　(i)原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：

　①写出总反应方程式。②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。

　③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

　(ii)原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

　(7)原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的防腐。

　化学必修二必考知识点3

　化学反应的速率和限度1、化学反应的速率

　(1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。

　①单位：mol/(L?s)或mol/(L?min)

　②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

　③重要规律：速率比=方程式系数比

　(2)影响化学反应速率的因素：

　内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素)。

　外因：①温度：升高温度，增大速率

　②催化剂：一般加快反应速率(正催化剂)

　③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率(溶液或气体才有浓度可言)

　④压强：增大压强，增大速率(适用于有气体参加的反应)

　⑤其它因素：如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率。

　2、化学反应的限度——化学平衡

　(1)化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。

　①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

　②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

　③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

　④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

　⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。

　(3)判断化学平衡状态的标志：

　①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较)

　②各组分浓度保持不变或百分含量不变

　③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的)

　④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变(前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA+yBzC，x+y≠z)

　拓展阅读：高一化学学习方法

　培养良好习惯

　要从高一第一堂化学课起，就建立和坚持必要的学习常规。课前做好预习，记好预习笔记，答好预习思考题;上课专注听讲，做好听课笔记，提高听课效率;课后及时做学习小结;按时独立完成作业，及时进行各种知识技能的总结，归纳筛选试卷，收集经典好题以及建立错题本。注重知识的理解和运用，勤加练习，做到善于质疑。学习新课时要敢于询问，在知识的上下联系比较中要敢于发问，在总结归纳中要不断追问。

　重视化学实验

　化学是一门以实验为基础的学科。化学实验为学生形成化学概念、掌握化学理论提供感性认识，可以有效地帮助学生检验和巩固化学知识、化学技能，有助于培养学生观察能力和思维能力。同学们应认真研究每个实验的目的、原理，学习具体操作步骤，准确记录实验现象，分析得出实验结论，及时完成实验报告。做实验时聚精会神、勤于动手、认真观察、善于动脑、练习独立设计实验方案。

　自我归纳总结

　首先，及时总结。做到每课总结，每周总结，每单元总结。一个单元学习完毕，总结单元重要物质性质、化学方程式、现象、用途、存在、制取方法和鉴别等(如元素化合物各单元的学习)。自行推导相关计算公式，推导相关变化规律(如《物质结构元素周期律》知识的学习)。通过自行推导，对重点、主干知识体系将有深刻认识，会建立起良好的基础知识。

　作为一名无私奉献的老师，时常要开展说课稿准备工作，借助说课稿我们可以快速提升自己的教学能力。说课稿应该怎么写呢？以下是我为大家整理的必修二《元素周期律》说课稿，仅供参考，欢迎大家阅读。

　必修二《元素周期律》说课稿1

　 一、教材分析。

　（一）教材内容。

　本节内容选自全日制普通高级中学教科书（必修）化学第一册第五章《物质结构元素周期律》第二节。教材以1——18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性几个方面，阐述元素性质的周期性变化，导出元素周期律。

　（二）教材的地位和作用。

　本节教材的教学安排在原子结构的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，如此安排，既有利于学生从本质上认识元素周期律，又有利于巩固原子结构的知识。将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之前，由于元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它建立在元素周期律的基础之上。

　本节教材内容属于基础理论的教学，在学生学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物；碱金属、卤素知识；原子结构的理论知识等基础上引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质。通过本节内容的学习，既能巩固原子结构的知识，又能过渡引出元素周期表的教学，因此在本章教材中起承前启后的作用；通过本节内容的学习，可以促使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时也能使学生以此为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。

　（三）教学目标。

　1、知识目标。

　（1）使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性的周期性变化。

　（2）了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

　（3）认识元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。

　2、能力目标。

　（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）通过引导学生观察分析实验现象，培养学生的观察和分析问题的能力。

　3、德育目标。

　使学生了解元素周期律的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律，对他们进行辩证唯物主义教育。

　（四）教学的重点和难点。

　1、重点：

　（1）元素原子的核外电子排布规律。

　（2）元素金属性、非金属性变化的规律。

　（3）元素周期律的实质。

　2、难点：元素金属性、非金属性变化的规律。

　由于元素原子的核外电子排布规律是其他规律的基础，元素金属性、非金属性变化的规律为判断元素金属性强弱提供了理论基础，因此是本节教材的重点。

　 二、学情分析。

　到目前为止，学生已经学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物；还学习了碱金属、卤素知识；初步接触了原子结构的理论知识，这些为学好本节创造了必要条件。但本节教材内容较抽象，理论性强，为使学生真正理解及灵活运用，须加强演练。

　 三、教学方法。

　为增强启发性，教材不是直接给出周期律，而是通过课堂讨论和边讲边做实验，引导学生对大量数据和事实进行分析，总结归纳出周期律。

　本节教材可分五步进行：

　1、研究核外电子排布变化的规律性

　将质子数1~18的元素，仿照表5—5的形式，取原子序数、元素符号和原子结构示意图三项，依次在黑板上列出。然后向学生提问：从电子层数、最外层电子数两个方面分析，同一横行元素的原子结构有什么相同点和不同点？同一纵行元素的原子结构有什么相同点和不同点？已学过的碱金属和卤素按上述规律应排入表格的什么位置？教师组织学生讨论这些问题，从而发现规律，得出结论，并在小结时指出：如果对质子数大于18的元素继续研究，同样可以发现，每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数象Na到Cl一样从1个递增到7个，最后到8个电子的现象，从而揭示核外电子排布规律的普遍性。

　在以上教学过程中，适时引入“原子序数”的概念。

　2、研究原子半径变化的规律性

　随着原子序数的递增，原子半径依启发学生根据电学知识，推测当电子层数相同时，原子内正负电荷越多，静电引力越大，因而次减小。然后对照教材表5—5，对有关数据进行验证，并分析总结，得出结论。

　3、研究元素主要化合价变化的规律性

　组织学生根据原子结构示意图，推测Li到F、Na到Cl的主要化合价。然后组织学生对照教材表5—5，验证1~18号元素的主要化合价，并完成教材表5—8。

　4、研究元素金属性、非金属性变化的规律性。

　（1）借鉴已学碱金属、卤素的知识，介绍元素金属性、非金属性强弱的判断依据。组织学生回忆分析，从哪些实验事实可以说明碱金属随着原子序数的递增金属性逐渐增强；卤素随着原子序数的递增非金属性逐渐减弱，从而归纳总结出元素金属性、非金属性强弱的判断依据。

　（2）推测随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性变化的规律性。组织学生讨论并指出：当电子层数相同时，随着原子序数的递增，最外层电子数从1递增到8（或2），原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，因而失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

　（3）实验验证对11~18号元素的金属性、非金属性变化进行实验验证及分析。建议增加金属钠与水反应的实验。镁、铝与盐酸的反应为边讲边做实验，学生通过自己动手实验得出按钠、镁、铝的顺序，金属性逐渐减弱的结论与上面的推论是一致的。教学中，通过Al2O3，Al（OH）3与酸、碱反应的实验引入两性氧化物、两性氢氧化物的概念，指出铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性，归纳教材表5—9。

　在研究硅、磷、硫、氯等元素的性质时，教师可和学生一起从元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，以及跟氢气反应生成气态氢化物的难易程度归纳出表5—10，从而得出从硅到氯非金属性逐渐增强的结论。

　还应当指出，对其他元素进行研究，如从钾到溴，从铷到碘，也会出现类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。

　5、概括元素周期律。

　组织学生将本节内容归纳，总结得出元素周期律。

　 四、演示实验说明和建议。

　［实验5—1］可以用镁带跟水反应，不要用表面已氧化的镁粉跟水反应。反应前要用砂纸擦去氧化膜，反应时要加热试管至水沸腾。镁跟冷水的反应相当缓慢，这是由于镁的化学性质不如钾、钠活泼，并且镁跟水反应时在镁的表面会形成一层难溶的氢氧化镁薄膜，阻碍内部金属继续跟水反应。因此必须在加热的条件下才能看到反应迅速地进行。

　镁跟水反应生成的氢气量较少，不易点燃。为清楚看到氢气泡，而不是加热时由于水沸腾而产生的气泡，应该在停止加热，水不沸腾是立即观察。

　［实验5—3］制取Al（OH）3沉淀时，向AlCl3溶液中加入NaOH溶液的量要恰当。如果NaOH的量不足，试管中残留有AlCl3，当Al（OH）3跟NaOH溶液作用时，将会看到沉淀先增加后减少的现象；如果NaOH过量，试管中有部分Al（OH）3沉淀溶解，生成了NaAlO2Al（OH）3跟H2SO4作用时，也会看到沉淀先增加后减少的现象。上述现象都会影响学生对实验的观察，因此原则上AlCl3跟NaOH最好能完全作用，即所用3mol/LNaOH溶液和1mol/LAlCl3溶液的体积应相等。

　建议学生思考：如果将1mol/LAlCl3溶液逐滴滴加到3mol/LNaOH溶液中，将会观察到什么现象？

　 五、布置作业：

　课本第101页第一、三大题。

　必修二《元素周期律》说课稿2

　 一、教材分析

　1、教学内容

　本节内容选自全日制高级中学化学课本必修第一册第五章（物质结构元素周期律）第二节。主要内容包括：原子序数和周期性的概念；元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。以及了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念等几个部分。并认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。

　2、教材的地位和作用

　本节内容属基础理论知识范畴，不仅是本书的重点，也是整个中学化学的重点。在教材安排上，它起到了承上启下的作用。它不仅对学过的碱金属‘卤素等主族元素作了规律性的总结，也为即将学习的元素周期表和氧族元素等律后元素的学习奠定了理论知识基础。通过本节内容的学习，同学们才真正打开了运用基础理论知识系统性的学习元素及其性质的科学大门。

　3、教材目标

　（一）知识目标：

　（1）使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化；

　（2）认识元素性质的周期性变化，是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。

　（3）了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标：热爱、理解对规律探讨的科学家

　（二）能力目标：进行科学研究方法的教育观点教育：量变引起质变。通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力

　（三）德育目标：结合元素周期律的学习，使学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。从周期律的导出，培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。

　4、教学的重点与难点

　重点：核外电子排布与金属性、非金属性的周期性变化；元素周期律的实质

　难点：金属性、非金属性的周期性变化

　 二、教学方法：

　1、方法：诱思探究法──通过自学、讨论、对比、实验、设疑等方式诱导学生思考、观察、分析、归纳、推理、探究。采用探索发现和迁移类比。思考讨论，分析讲解，探索规律，总结归纳，理解实质。结合周期律的推出，使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。

　2、教具：投影仪、胶片。

　实验用品：试管、酒精灯、胶头滴管、镁带、砂布、铝片、蒸馏水、酚酞试液、1mol／L盐酸、1mol／LAlCl3溶液、3mol／L硫酸、6mol／LNaOH溶液、培养皿

　三学情分析：本节内容具有基础理论知识的特点，需要掌握的知识内容较多，且较为抽象，理论性‘联系性较强。知识点之间环环相扣，学生容易混淆。所以教师在教学过程中要注意引导，使学生能条理清晰，有逻辑的予以掌握。另一方面，本节课所使用的资料及实验等比较多。本节课因为有演示实验，也是本章的第一次实验，根据高一学生的心理特点，讲授此课并不会显得十分枯燥，但本节内容的目的是在实验验证的基础上来帮助学生巩固和理解元素周期律的实质的。若教师引导不好，往往易使实验起到喧宾夺主的作用。因此，教师在讲授本节内容时，一定要注意让学生参与到教学活动中来，让其既动手练习，又动脑思考，从而激活他们的思维，使其认识上升到认知的高度，并锻炼他们的抽象思维推理能力。因此，教师应注意合理安排有意注意与无意注意，正确引导学生。指导他们删繁就简，学会举一反三，更轻松有效的学习。

　 四教学过程

　1、原子序数和周期性的概念的学习；运用生动的比喻—时钟记时引出周期性的概念：这种周而复始、循环往复的现象，就称为周期性。原子序数的学习则通过学习自学，归纳得出。

　2、元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的学习。通过投影，展示表格等直观材料引导学生依次思考、随着原子序数的递增：（1）元素原子核外电子排布（2）原子半径；（3）最高正价和负价；呈现怎样规律性的变化？请学生总结并得出结论，教师予以纠正和补充。最后小结得出：随着原子序数的递增，元素原子的电子排布、原子半径和化合价均呈现出周期性的变化。

　3、元素金属性、非金属性的周期性变化。以及了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念等几个部分。

　（1）通过复习碱金属元素与卤素，引导学生回忆并得到元素金属性、非金属性强弱的判断依据。

　（2）演示实验A组钠、镁与水的反应。实验B组镁、铝与盐酸的反应镁铝6mol/L盐酸学生做实验。根据判断依据得出结论金属活动性顺序：Na>Mg>Al再推广展开到横行纵列行与行之间，最终得出结论元素的金属性也随原子序数的递增而呈现出周期性的变化。元素非金属性则通过对表5—8的分析，通过学生与教师的共同探讨，得出结论元素的金属性也随原子序数的递增而呈现出周期性的变化。

　（3）两性氧化物和两性氢氧化物的概念的学习，通过概念的类比引出两性氧化物和两性氢氧化物的概念。可由酸性氧化物和碱性氧化物的概念类比引出。

　4、思考元素周期律的实质并小结。得出结论元素性质随原子序数的递增呈现出周期性的变化。这个规律叫元素周期律。是核外电子排布周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。

　 五、学生学习方法：

　观察法，分析法，推理归纳法。

　 六、反馈练习（投影）

　必修二《元素周期律》说课稿3

　 一、教材分析

　《元素周期律》属于高一课本第五章第二节。物质结构和元素周期律是中学化学教材中的重要的理论基础，是对以往知识的规律性总结和学习氧族元素和碳族元素的指导，因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点。同时，还是历年高考的热点，在高考中重现率较高。

　在《全日制普通高级中学化学教学大纲》中，元素周期律属于知识教学要求的c层次，即懂得“为什么”。该层次要求学生能够领会概念和原理的基本含义，能够解释和说明一些简单的化学问题。

　本节教材有以下两个特点：

　（1）对与初中知识有交叉的内容，如核外电子排布、半径大小的比较虽说在初中不作要求，但原初中的实际教学多数已达高中时的要求。因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，采取综合列表、讨论的方法，让学生通过讨论并运用初中学过的知识，从中总结出规律性。

　（2）元素周期律的导出以理论为指导，以事实为依据。元素周期律知识的得出，不仅有理论推导，还通过比较同周期元素的性质对理论推导进行了验证。而且，理论推导也从陈述式改为由学生自己进行探索的方式进行。至此为止学生已经学习了氧、氢、碳、铁等元素及其一些化合物，还学习了碱金属、卤素两个元素族的知识，初步学习了原子结构的理论知识。

　为了增强启发性，教材不是直接给出元素周期律，而是通过课堂讨论和边讲边实验，引导学生对大量数据和事实进行分析，总结归纳出周期律。这样对于培养学生的逻辑推理能力十分有利。

　知识目标：

　1、使学生了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

　2、了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

　3、认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。

　能力目标：

　1、通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养学生总结归纳及逻辑推理能力。

　2、通过对实验的研究，培养学生的观察能力、实验能力和创造思维能力。

　情感目标：

　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。

　本节教学重点：

　1、元素主要性质的周期性变化规律

　2、元素周期律的实质

　3、元素金属性和非金属性的变化规律（1、2两点为本节课重点）

　本节教学难点：

　1、元素主要性质的周期性变化规律

　2、元素周期律的实质

　 二、教法分析

　本课依教材特点，采用螺旋式发展，循序渐进，探究式、问题讨论式教学。具体解决重、难点的方法如下：

　1、“由旧引新，以旧带新”的方法：学生新知识的获得，必须由浅入深，由远及近，由已知到未知，循序渐进。如果学生对新知识课缺乏必要的知识基础，就难以理解新知识。根据学生的实际情况及培养目标，我将这部分知识的学习采用探究式教学，引出新概念，从而使学生理解元素周期律的含义和本质。

　2、课堂上要有计划地留出充分的时间给学生进行练习：在此过程中注意培养学生运用规律分析问题和解决问题的能力。把一堂理论转化为生动，形象的一堂以分析、讨论、总结为主的新课。既强化了重点又突破了难点，实现教学目标。让学生通过学习元素周期律理解元素的原子（离子）半径、主要化合价呈现周期性变化的原因。

　元素性质的内涵

　原子半径

　微观性质化合价

　元素的性质电子得失能力

　金属性

　宏观性质

　非金属性

　3、整个课堂设计以问题为切入点，以具体的数据为判断依据，激发学生的求知欲，鼓励学生质疑，并设法探索解决自己的问题，体现新课标的探究性学习特点。

　4、重难点突破

　元素主要性质的周期性变化规律和元素周期律的实质既是本节课教学重点，又是难点、因此，在教学过程中，要把握好元素的性质的内涵，使学生明白，结构决定性质，原子核外电子排布的变化是导致元素性质周期性变化的原因，也是我们将要学习的.元素周期律的本质。

　同时，从结构决定性质这一点上，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、从而完成本堂课的另外一个情感目标、

　原子结构的决定元素性质的归纳出元素周期律

　周期性变化反映周期性变化反映

　内内内

　容容容

　原子的最外层原子半径元素性质随

　电子数从1个主要化合价原子序数的

　增加到饱和原子得失电子能力递增而呈现

　（2个或8个）金属性和非金属性周期性变化

　的稳定结构

　 三、学法方面

　（1）在本节教学中我着重突出了教法对学法的引导。在教学双边活动过程中，引导学生用旧知识为指路灯来探寻新知识，层层深入掌握新知识。使学生基础知识应该扎扎实实巩固。在学习过程培养了分析，对比，归纳，总结的能力。

　（2）本节第二课时，我尽可能用实验来引出问题，解决问题。目的在于使学生明确实验在化学学习中的重要性，使他们注重自己对实验的观察，分析，设计及动手操作能力的培养。

　（3）通过授课过程中一系列发散性的设问，使学生明确理论对实践的指导作用。在学习过程中体会到学好理论重在要去分析问题，解决问题，才能将知识真正灵活地融入脑海之中。

　四、教学程序

　从时钟转一圈，地球的自转、公转引出周期，从而引出原子的核外电子排布是不是也有一定的周期呢？

　<一>、元素性质的周期性变化

　1研究核外电子排布变化的规律性

　从感性上理解元素周期律。在学习元素周期律之前，已经学习了卤素、碱金属2个主族元素族。具备了一定的元素化合物知识，在理解元素周期律时，以这些知识为材料，将已学元素化合物知识和新学的基本理论有机地结合起来，既能更好地理解理论，又能进一步认识元素化合物。例如，元素周期律指出元素的原子结构随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。如何变化？请看VIIA族元素卤素从f到At，原子结构如下：

　随着原子序数从9到85，原子核外电子层数从2层到5层，呈递增趋势（原子的半径逐渐增大），最外层电子数都为7个。

　作为金属族的代表物碱金属族也有相同的规律。原子结构如下：

　从3号Li到55号cs，随着原子序数从3到55递增，原子核外电子层数递增，从2层到6层。原子的半径也逐渐增加，最外层电子数都相同，是1个电子。

　由此可见，用丰富的实际知识去理解一个新学的理论规律，便于掌握这一理论，从而也巩固了已学的实际知识。

　充分利用教材表5—5的相关数据，教师组织学生讨论表5—6，引导学生得出规律

　表1

　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

　1～21122

　3～102188

　11～183188

　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周期性变化。

　2研究原子半径变化的规律性

　启发学生根据电学知识，推测当电子层数相同时，原子核内正电荷越多，静电引力越大，因而随着原子序数的递增，原子半径减小。

　再让学生充分利用教材表5—5的相

　关数据，验证规律是否与推测的相一致。

　表2

　原子序数原子半径的变化

　3～10逐渐减小

　11～17逐渐减小

　结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。

　3研究元素主要化合价变化的规律性

　表3

　原子序数化合价的变化

　1～2+10

　3～10+1+5

　—4—10

　11～18+1+7

　—4—10

　结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期

　性变化。

　小结：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径和化合价均呈现周期性变化

　通过对以上几点的分析，培养学生的观察能力、分析能力，落实知识目标和能力目标。

　<二>通过以上讨论，可以给出元素周期律的的内容，分析性质的周期性变化的本质是由于原子核外电子排布的周期性变化

　补充：元素周期律的发现史，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，从而进一步完成我们的情感目标、

　<三>元素的金属性的强弱，非金属性的强弱判断依据

　最高价氧化物的酸、碱性强弱和气态氢化物稳定性的判断

　<四>补充粒子半径大小的比较规律

　课堂练习：1、比较微粒间半径的大小

　（1）Na、mg、Al、si、P、s、cl

　（2）Na与Na+；cl与cl—

　（3）o2—f—NeNa+mg2+

　引导学生总结出比较微粒半径的方法：

　一看电子层数、二看核电荷数、三看电子数。

　特别强调：电子层结构相同的离子，其离子半径随着核电荷数的增大而减小、

　2最高正化合价与最低负化合价相关问题

　课堂练习：在一定条件下，发生反应的离于方程式为：Ro3n—+6I—+6H+=R—+3I2+3H2o

　⑴Ro3n—中R元素的化合价是、⑵R元素的原于最外层的电子数是、

　答案：⑴+5；⑵7、

　解析：该题第二问易误填为5个。学生没有真正理解最外层电子数=最高正化合价

　以及|最低负化合价|+最高正化合价=8、

　课堂练习：某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素的最高价氧化物的水化物的化学式是（）

　AH3Ro3BH2Ro4cHRo3DH3Ro4

　3有关半径的判断

　课堂练习：已知短周期元素的离子：aA2+、bB+、cc2—、dD—具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是（）

　A、原子半径：A>B>D>cB、原子序数：d>c>b>a

　c、离子半径：c>D>B>AD、单质的还原性：A>B>D>c答案：c

　解析：对于原子半径与离子半径的区别

　4最高价氧化物的水化物的酸碱性与气态氢化物的稳定性问题。

　其中，1、2、3、4点均为学生易出错的问题，因此，在讲解这些问题时，可以根据学生的反应情况，若学生对知识点掌握不是很理想，可以临时增加一些习题。

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