《元素周期律和元素周期表》教案。
一名优秀负责的教师就要对每一位学生尽职尽责，高中教师要准备好教案，这是老师职责的一部分。教案可以让学生更好地进入课堂环境中来，减轻高中教师们在教学时的教学压力。关于好的高中教案要怎么样去写呢？经过搜索和整理，小编为大家呈现“《元素周期律和元素周期表》教案”，欢迎阅读，希望您能够喜欢并分享！
《元素周期律和元素周期表》教案
一．教材分析
(一)知识脉络
本节教材采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性质(元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力)和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质；再在元素周期律的基础上引导他们发现周期表中元素排布的规律，认识元素周期表的结构，了解同周期、同主族元素原子结构的特点，为下一节学习同周期元素性质的递变规律，预测同主族元素的性质奠定基础；同时，以铁元素为例，展示了元素周期表中能提供的有关元素的信息和金属与非金属的分区；最后以IIA族、VA族、过渡元素为例分析了同族元素结构与性质的异同。
(二)知识框架
(三)新教材的主要特点：
新教材通过对元素周期律的初探，利用图表(直方图、折线图)等方法分析、处理数据，增强了教材的启发性和探究性，注重学生的能力培养，如作图、处理数据能力、总结概括的能力，以及利用数据得出结论的意识。
二．教学目标
(一)知识与技能目标
1．使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。
2．让学生认识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。
3．让学生了解IIA族、VA族和过渡金属元素的某些性质和用途。
(二)过程与方法目标
1．通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表(直方图、折线图)分析、处理数据的能力。
2．通过对获取的大量事实和数据等信息进行加工、分析，培养学生学归纳、概括能力、口头表达能力和交流能力。
3．通过案例的探究，激发学生主动学习的意识。并且掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法。
(三)情感态度与价值观目标
1．学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“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。
2．学习化学史知识，能使学生认识到：人类对客观存在的事物的认识是随着社会和科学的发展不断发展的；任何科学的发现都需要长期不懈地努力，才能获得成功。
三、教学重点、难点
(一)知识上重点、难点
元素周期律和元素周期表的结构。
(二)方法上重点、难点
学会用图表等方法分析、处理数据，对数据和事实进行总结、概括从而得出结论。
四、教学准备
第1课时前，补充P11表格中所缺内容。
第2课时前，周期表一共有多少周期？多少族？分别有多少种元素？
第3课时前，查一查在周期表中同学们熟悉的元素，搜集它们的用途。
五、教学方法阅读探究讨论归纳法
六、课时安排3课时
七、教学过程
第1课时
【新课导入】前面我们学习了原子的构成，它包括质子、中子、电子三部分，相同元素一定具有相同的质子数，如果我们按质子数从小到大把元素排列起来，每种元素就有一个序号，即原子序数，对原子序数为1-18的元素进行研究，有助于我们认识元素之间内在联系和变化的规律性。那么，原子序数为1-18号元素的核外电子排布、原子半径和元素的主要化合价随原子序数的变化是如何变化的？
【点评】利用质疑，引入新课题，可激发学生的学习兴趣，有助于学生明确学习目的。
【板书】第二节元素周期律和元素周期表
一、元素周期律
【交流与研讨】(1)分组填写教材P11页表中所缺的内容；
(2)对表中各项内容进行比较、分析，寻找其中的规律。
【点评】通过填表，让学生获取感性知识，一方面复习了前面学过的原子结构有关知识，也为元素周期律的探究提供数据方面的支持。
【方法引导】为了更直观地观察原子的最外层电子排布随原子序数变化而变化的具体情况，每四人为一小组，通过Excel中插入图表的办法画出以原子序数为横坐标、原子的最外层电子数为纵坐标的直方图。
【交流研讨】小组代表展示其直方图。
原子序数
最外层电子数
【点评】让学生学习常用的数据处理方法和表示方式，培养学生分析、处理数据的能力、相互合作的意识，也让学生获得直观形象的感性知识，为归纳元素周期律奠定基础。
【引导过渡】观察1-18号元素的最外层电子数的变化，我们发现从3号到10号，最外层电子由1增加到8，从11号到18号最外层电子数又由1增加到8。象这样每隔一定数量，又重现前面出现过的情况的变化称为周期性变化。
【联想与质疑】通过直方图，对于原子的最外层电子数随原子序数的变化情况，你能得出什么结论？
【小结、板书】随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。
【方法引导】为了更直观地观察原子半径随原子序数变化而变化的情况，每四人为一小组，通过excel插入图表的办法画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图。对于原子半径的变化，你的结论是什么？
【交流研讨】小组代表展示其折线图，交流小组的观点。
【小结、板书】随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。
并且有下列规律：电子层数相同的元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐减小。
【讲述】稀有气体元素的原子半径教材中没有列出，它跟邻近的非金属元素的原子相比显得特别大，这是由于测定稀有气体元素的原子半径的根据与其它元素的原子半径不同。
【小组讨论】影响原子半径的因素：
(1)电子层数相同时，影响原子半径的因素是什么？
(2)最外层电子数相同时，其影响因素是什么？
【小结、板书】影响原子半径的因素：
电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小；
最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越大。
【方法引导】每四人为一小组，通过excel插入图表的办法画出以原子序数为横坐标、元素的主要化合价为纵坐标的折线图。对于元素主要化合价的变化，你的结论是什么？
【交流研讨】小组代表展示其折线图，交流小组的观点。
【小结、板书】随着原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性变化。
且有以下量的关系:
│最高正价│+│负价│=8
【引导、探究】综合以上的事实，各自发表自己的观点。大家可以得出什么结论？
【小结、板书】元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增，而呈现出周期性的变化。
【引导、探究】大家知道吗？元素的性质是由元素原子的哪一部分决定的？那么元素性质随原子序数的递增呈现出周期性变化的根本原因是什么？
【小结、板书】元素性质的周期性变化是原子核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。
决定
【媒体显示】
【点评】本节将分散的元素性质的递变规律归纳、提升，得到元素周期律。注重培养学生从大量的事实和数据中分析、总结规律等概括能力和和语言表达能力；同时使学生从自然科学的角度初步树立“客观事物本来是互相联系的和具有内部规律性”“量变引起质量”“内因是事物变的根据”等辩证唯物主义观点。
【课堂小结、媒体显示】
以18号元素核外分析归纳最外层电子数随原子序数
电子排布为例递增呈周期性变化
决定元素原子半径的周期性变化总结归纳元素周期律
元素主要化合价的周期性变化元素周期律实质
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从容说课
本章的重点是元素周期律和元素周期表，要深刻地理解并运用它们，必须以有关原子结构、核外电子排布的知识作基础。元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，包括分析简单化合物的形成等都是在原子结构的基础上建立起来的，否则，元素周期律和周期表就成了无源之水、无本之木。因此，掌握有关原子结构的知识，是深刻理解元素周期律和运用元素周期表必不可少的。
另外，复习有关这部分内容时，因概念较多，单纯的讲述、整理和归纳会因内容的抽象而显得有些枯燥。为此，本节课主要用了问答式的教学方法，并讲练结合，使所授内容和练习互为补充。
三维目标
知识与技能
1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
2．以第一、二、三周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。
3．理解离子键、共价键的含义。了解键的极性。
过程与方法
1．培养学生的空间想象能力、抽象思维能力、科学的分析推理能力。
2．学会运用所学知识的能力。
情感、态度与价值观
1．使学生初步意识到物质的结构决定物质的性质。
2．科学地、辩证地看问题。
要点提示
教学重点：1.原子的组成及同位素的概念。
2．掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
3．理解离子键、共价键的含义。
教学难点：1．原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
2．用电子式表示离子化合物或共价化合物的形成过程。
教具准备：多媒体课件、投影仪。
[师] 原子序数、核电荷数由哪种粒子决定？它们之间是什么关系？
[生] 由质子数决定。原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
接上
板 书：
原子序数、核电荷数
[师] 元素的种类由什么粒子决定？
[生] 由核电荷数即核内质子数决定。
接上
板 书：
决定元素种类
[师] 原子的质量数由什么粒子决定？它们相互之间的关系是什么？
[生] 由质子数和中子数共同决定。质量数等于质子数和中子数之和。
接上
板 书：
质量数A＝Z＋N
[师] 同位素与核素(即原子种类)与哪种粒子密切相关？
[生] 与核内中子数。
接上
板 书：
决定原子种类(同位素)
[师] 原子的相对原子质量由什么粒子决定？
[生] 由原子核即质子数和中子数共同决定。
[师] 原子的相对原子质量近似等于质量数。
[师] 元素的相对原子质量又是由什么决定的？
[生] 由元素的各种同位素的相对原子质量及其在自然界中的原子个数百分比决定。
[师] 原子是否带电取决于什么？怎样确定？
[生] 取决于核内质子数和核外电子数。若两者数目相等，原子呈电中性；若质子数小于核外电子数，原子带负电，为阴离子；若质子数大于核外电子数，原子带正电，为阳离子。
[师] 原子结构的有关问题可以看下表。
多媒体展示：
原子结构及离子结构中各种基本粒子间的关系
原子种类
粒子之间的关系
中性原子
原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数
质量数
[来源:Zxxk.Com]
质子数
＋[来源:Zxxk.Com]
中子数
阳离子
原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＋n[来源:学科网ZXXK]
阴离子
原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数－m
核外电子排布规律
1
各电子层最多能容纳2n2个电子
即电子层序号 1 2 3 4 5 6 7
代表符号KLMNOPQ
最多电子数281832507298
2
最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不超过2个)
3
次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个
4
核外电子总是尽可能先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层
注意事项
1.以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求
2．上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其他规律
原子结构示
意图和离子
结构示意图
原子结构的表示方法
要理解图中各符号的含义。例：氯原子，圆圈内表示原子的质子数，要注意正号；弧线表示电子层，弧线内数字表示该层中的电子数。
离子结构示意图中各符号含义一样，但注意原子结构示意图中质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。如
电子式
电子式是在元素符号周围用小黑点或“×”表示该元素原子的最外层电子数的式子。小黑点或“×”的数目即为该原子的最外层电子数。如
[师] 元素原子在参加化学反应时，其电子层结构将趋向于何种变化？
[生] 原子在参加化学反应时，都有使最外层电子形成稳定结构的倾向。
[师] 原子和原子相遇发生反应时，必形成化学键。
板 书：
二、化学键
[师] 那么，原子和原子通常通过什么方式趋向于稳定结构呢？
[生] 通过得失电子或形成共用电子对。
[师] 原子得失电子以后可分别形成阴、阳离子，阴、阳离子之间可通过静电作用而形成化合物，这种静电作用我们又把它叫做什么？举出几种粒子间存在这种作用的物质。
[生] 阴、阳离子之间的这种静电作用叫离子键。如Na2O2、NaOH、NaCl中均含有离子键。
[师] 那么，原子通过共用电子对结合成物质的这种作用又叫什么呢？举例说明。
[生] 叫共价键。如H2分子中的氢原子和氢原子之间，HCl分子中的氢原子与氯原子之间都形成共价键。
[师] 离子键和共价键都属于化学键，它们属两种不同类型的化学键。
板 书：
化学键
化学键
定义
晶体或分子内直接相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键
强烈的体
现形式
使原子间形成一个整体，彼此不能发生相对移动，只能在一定平衡位置振动。破坏这种作用需消耗较大能量
离子键
定义
阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键
本质
阴、阳离子间的静电作用
形成条件
和原因
稳定的阳离子
稳定的阴离子
形成过程
表示方法
影响强度的
因素及对物
质的影响
1．离子半径：离子半径越小，作用越强。含有该键的离子化合物的熔沸点就越高
2．离子电荷：离子电荷越多，作用越强。含有该键的离子化合物的熔沸点就越高
定义
原子间通过共用电子对所形成的化学键，叫共价键
形成条件
一般是非金属元素之间形成共价键，成键原子具有未成对电子
本质
成键的两原子核与共用电子对的静电作用
表示方法
1．电子式：
2．结构式：H—Cl
形成过程
分类
分类依据：共用电子对是否发生偏移
非极性键
定义：共用电子对不偏向任何一方
特点：存在于同种原子之间A—A
单质、共价化合物、离子化合物中都可能含有非极性键
例：Cl2、H2O2、Na2O2
极性键
定义：共用电子对偏向得电子能力强的原子的一方
特点：存在于不同种原子之间B—A
共价化合物、离子化合物中都可能含有极性键
[师] 举出一种同时含有极性键和非极性键的化合物。
[生] H2O2
[师] 写出其电子式。
找一个同学在黑板上写：
[师] 请同学们做以下练习。
多媒体展示：
[练习]
以下说法不正确的是()
A．使干冰发生物理变化需克服范德华力
B．使干冰发生化学变化主要是破坏共价键
C．使氯化钠晶体发生化学反应需破坏离子键
D．化学键存在于原子之间，也存在于分子之间
学生思考并回答。
[师] 干冰是由CO2分子组成的，其分子之间的作用力是分子间作用力，即范德华力。当发生物理变化时，仅仅是分子之间的距离发生了变化，需克服范德华力；当发生化学变化时，即原子参加反应，需要克服碳氧键的作用，即破坏共价键。所以，A、B均正确。
C项的氯化钠晶体是由钠离子和氯离子构成，其间存在的作用力是离子键。因此，发生化学反应时需克服离子键。
D项化学键应是相邻的原子间强烈的相互作用，它不存在于分子之间，所以D项错。
答案：D
课堂小结
本节课我们复习了原子结构，原子核外电子排布的规律及与之密切相关的一些概念。希望同学们能在搞清这些概念内涵的基础上，学会应用这些概念解决一些具体的问题。
元素周期律学案
第一章物质结构元素周期律章末复习学案
复习目标：
1.能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置。
2.在初中有关原子结构知识的基础上，了解元素原子核外电子排布。
3.通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。知道核素的涵义；
认识原子结构相似的一族元素在化学性质上表现出的相似性和递变性；认识元素周期律。
4.认识化学键的涵义，通过实例了解离子键和共价键的形成。
本章知识体系
考题回顾
【例1】下列指定微粒的个数比为2:1的是
A．Be2＋离子中的质子和电子B．H原子中的中子和质子
C．NaHCO3晶体中的阳离子和阴离子D．BaO2（过氧化钡）固体中的阴离子和阳离子
【例2】1999年美国《科学》杂志报道：在40GPa高压下，用激光器加热到1800K，人们成功制得了原子晶体干冰，下列推断中不正确的是
A、原子晶体干冰有很高的熔点、沸点，有很大的硬度
B、原子晶体干冰易气化，可用作制冷材料
C、原子晶体干冰的硬度大，可用作耐磨材料
D、每摩尔原子晶体干冰中含4molC—O键
【例3】不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。
下面是某些短周期元素的x值：
元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSCl
x值0.981.572.042.553.443.980.931.611.902.192.583.16
（1）通过分析x值变化规律，确定N、Mg的x值范围：
_______________x(Mg)____________，______________x(N)___________________。
（2）推测x值与原子半径的关系是________________________________；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的_________________变化规律。
（3）某有机化合物结构式为，其中S—N中，你认为共用电子对偏向谁？_______（写原子名称）。
（4）经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的差值（Δx），当Δx1.7时，一般为离子键，当Δx1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键类型是________________。
（5）预测元素周期表中，x值最小的元素位置：______________(放射性元素除外)。
【例4】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为Ｅ）如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素的Ｅ值变化的特点是：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。各主族中Ｅ值的这种变化特点体现了元素性质的＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，Ｅ值增大。但个别元素的Ｅ值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是＿＿＿＿＿＿（填写编号，多选倒扣）
①Ｅ(砷)＞Ｅ（硒）②Ｅ(砷)＜Ｅ（硒） ③Ｅ(溴)＞Ｅ（硒）④Ｅ(溴)＜Ｅ（硒）
(3)估计１ｍｏｌ气态Ｃａ原子失去最外层一个电子所需能量Ｅ值的范围：＿＿＿＿＿＿＿＜Ｅ＜＿＿＿＿＿＿＿
(4)１０号元素Ｅ值较大的原因是＿＿＿＿＿＿＿＿。
元素周期律
【教学设计】
必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律
第二节元素周期律（第2课时）
一、教材分析：
在本节中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本节的学习奠定了一定的基础。通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。本节用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。
二、教学目标：
1、知识与技能：
（1）掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。
（2）通过实验操作，培养学生实验技能。
2、过程与方法：
（1）自主学习，归纳比较元素周期律。
（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
3、情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点——量变到质变规律
三、教学重点难点：
重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
难点：探究能力的培养
四、学情分析：
元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生去动手实验获取证据，让学生去分析图表、资料获取信息。具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料、观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。
五、教学方法：对比、分类、归纳、总结等方法
六、课前准备：
1．学生的学习准备：预习课本上相关的实验，初步把握实验的原理和方法步骤；完成课前预习学案。
2．教师的教学准备：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延伸拓展学案。
3．教具准备：两人一组，实验室内教学。课前打开实验室门窗通风，课前准备好——试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、、1mo1/L盐酸，1mo1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1mo1/LMgC12溶液。
七、课时安排：1课时
八、教学过程
（一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。
（二）情景导入，展示目标
[新课导入]：请同学们回忆我们上节课所学的内容：
1、元素原子核外电子排布规律有哪些？
2、元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？
[多媒体课件展示：元素原子核外电子排布规律、化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律]
[推进新课]
师：上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性变化。元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
[多媒体播放：金属性强弱判断依据]
1、金属与H2O或与酸反应难易程度。2、置换反应。3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱。
（三）合作探究，精讲点拨
实验一.Mg、Al和水的反应
1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。
[多媒体展示出表格]表（一）Na、Mg、Al和水的反应
NaMgAl
与冷H2O反应
与沸H2O反应现象与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，Mg带表面有气泡；Mg带表面变红与水不反应
化学方程式2Na+2H2O=2NaOH+H2↑Mg+2H2O=Mg（OH）2↓+H2↑
结论Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。
实验二.Mg、Al和盐酸的反应
取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管，再各加入2-3ml稀盐酸观察现象。
[多媒体展示出表格]表（二）Mg、Al与稀盐酸反应比较
MgAl
现象反应剧烈，放出大量的H2反应迅速，放出大量的H2
反应方程式Mg+2HCl=MgCl2+H2↑2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
结论Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈
实验三：Mg(OH)2的性质
取一支试管，加入2ml，1mO1/L、MgCl2溶液，再逐滴加入3mO1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在两支试管中，分别加入3mO1/L、NaOH溶液、稀盐酸观察，完成下表：
[多媒体展示出表格]
表（三）Mg（OH）2的性质
现象加入NaOH加入稀盐酸
反应方程式Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O
结论沉淀不溶解沉淀溶解
Mg（OH）2不能溶于氢氧化钠Mg（OH）2能溶于盐酸
实验四：Al(OH)3的性质
取一支试管，加入1mo1/LAlCl3溶液，加入3mo1/LNaOH溶液至少产生大量的Al(OH)3白色絮状沉淀，把Al(OH)3沉淀分别盛放于2支试管中，然后，向2支试管中分别加入1mo1/L稀盐酸和6mo1/LNaOH溶液，观察现象。
[多媒体播放表格]表（四）：Al(OH)3的性质
加入NaOH，加入稀盐酸
现象沉淀溶解沉淀溶解
反应方程式Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2OAl(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
结论Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸
师：从上面几个实验，我们已经了解了Na、Mg、Al与H2O或者与酸反应的难易；知道了NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的性质，请大家在此基础上完成下表。
表（五）
NaMgAl
单质与水（酸）反应与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气与酸迅速反应放出氢气
最高价氧化物水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3
碱性强弱比较NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物
结论随着原子序数的递增，金属性Na＞Mg＞Al
（四）反思总结，当堂检测。
1．第三周期元素性质变化规律2.同周期元素性质递变规律3.元素周期律
从NaC1从左右（1）定义:
金属性逐渐减弱，金属性逐渐减弱，（2）实质:核外电子
非金属性逐渐增强。非金属性逐渐增强。排布的周期性变化
师：请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？
[多媒体展示出：元素非金属判断依据]请同学们看教材P15、3资料，之后完成下表：
SPSCl
气态氧化物化学式SiH4PH3
单质与H2化合的条件高温磷蒸气与H2能反应加热
对应水化物合或最高价氧化物H2SiO3HClO4
酸性强弱弱酸中强酸最强含氧酸
结论
师：从以上对第三周期元素的分析、比较中，同学们能得出什么结论？
[多媒体同时展示元素周期律内容]
1.定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。
板书：元素周期律的实质
【例2】．甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应水化物酸性强；④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔沸点比乙的低．能说明甲比乙的非金属性强的是()
A．只有④B．只有⑤C．①②③D．①②③④⑤
【教师精讲】元素非金属性得强弱判断是重要得知识点，其判断得标准很多：与H2化合得难易程度；气态氢化物得稳定性；含氧酸的酸性强弱。得到电子的难易程度等。答案：C。
【例3】．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是()
A．铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性
B．砹(At)为白色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强
C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体
D．硒化氢(H2Se)是无色、有毒，比H2S稳定的气体
【教师精讲】元素周期律是高考的重点。解题时要充分利用同周期、同主族元素的性质变化规律。A正确，因为，铍的性质类似于铝，氧化物可能有两性。C正确，Sr是第ⅡA族元素，其性质类似于Ca、Ba，SrSO4与BaSO4相似，难溶于水。【答案】BD。
课堂小结：本节课我们重点讨论了第三周期元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性变化的规律，并又通过事实，我们得出了元素周期律，希望同学们能掌握这种分析问题的方法，培养自己的创新能力。
（五）发导学案，布置预习
元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就是我们下节课要学习的内容。请预习下节，并完成预习导学案。
［布置作业］
1.课本习题P18T6
2.写出Al2O3、Al(OH)3分别与强酸强碱反应的离子方程式。?
3.模仿本书附录，画一张元素周期表，下节课上课时带上。(不用写外围电子构型)
九、板书设计：
第二节元素周期律（第2课时）
一．元素周期律
1．第三周期元素性质变化规律2.同周期元素性质递变规律3.元素周期律
从NaC1从左右（1）定义:
金属性逐渐减弱，金属性逐渐减弱，（2）实质:核外电子
非金属性逐渐增强。非金属性逐渐增强。排布的周期性变化
活动与探究Al(OH)3性质探究
现象解释或方程式
1、通入
2、加入KOH溶液
3、加入Ba(OH)2
4、加入稀H2SO4
5、加入稀HNO3
结论
十、教学反思：
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。
