教学目标：
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知识目标：
1． 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必然结果，从而理解元素周期律的实质。
能力目标：
通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。
教学重点：
原子的核外电子慨排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
教学难点：
元素金属性、非金属性变化的规律。
(第一课时)
教学过程：
[引入]我们在学习碱金属和卤素时，已经知道一些元素的原子结构相似其性质也相似，人类已经了现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？这就是本节要讨论的问题。
[板书]第二节 元素周期律
一个星期由星期一到星期日为一周，种表记时，从零点到24点为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。我们学过的碱金属元素、卤族元素，随原子核外电子数的增加，原子核外电子层数增加，但最外层电子依然是1个和7个，这也是周期性的一种表现，元素以什么为序排列表现周期性呢？
[设问]什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪种粒子有关？有什么关系？
[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
我们把核电荷数从1～18的元素按课本P97页表5-5排列。
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1．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，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。
讨论
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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 |
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1～2 |
1 |
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2 |
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3～10 |
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11～18 |
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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
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[板书]：一。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．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径呈现什么规律性的变化（稀有气体元素暂不考虑）？将讨论的结果填在下表中，并与P99图5-5对照。
讨论
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原子序数 |
原子半径的变化 |
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3～9 |
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11～17 |
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结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 的变化。 |
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[板书]二。随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。
注意：原子半径最小的是氢原子。
[建议介绍]原子半径似乎应该是原子核到最外电子层的距离，但事实上，单个原子的半径是无法测定的，原子总是以单质或化合物的形式存在，而在单质和化合物中，原子间总是以化学键结合的，一般：r（原）=r（共），共价半径为2个以共价键结合时，它们核间距离的一半。
3．根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入下表中。
讨论
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原子序数 |
化合价的变化 |
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1～2 |
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3～10 |
|
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11～18 |
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结论：随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现 的变化。 |
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[板书]三。随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。
注意：①金属无负价，O、F无正价；
②一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+∣最低负价∣=8
③一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。
作业：P103 一
第二课时
[引入]从上节课讨论中，我们认识到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周期性的变化。元素的化学性质是由原子结构决定的，那么元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化。
[板书]四．元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化
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讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？ |
小结：金属性的判断：
① 单质与水反应置换出氢的难易程度；
② 单质与酸反应置换出氢的难易程度；
③ 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。
非金属性的判断：
① 与氢气反应生成氢化物的难易程度；
② 氢化物的稳定性；
③ 最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。
以11～17号元素为例来学习。
[板书]1。钠镁铝金属性的递变规律
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。
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讨论 |
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1． 镁与（冷水、热水）反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。 2． 镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。 |
实验4：将一小段铝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5：取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL 1mol/L盐酸。观察发生的现象。
1． 镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。
2． 镁和铝的金属性哪种纱？说明判断的根据。
讨论
下面我们再来研究铝的氧化物的性质。
实验6：取少量氧化铝粉末，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。写出化学方程式。
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O
既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做 两性氧化物。
实验6：取少量1mol/LAlCl 3 溶液注入试管中，加入3mol/LNaOH溶液至产生大量Al（OH） 3 白色絮状沉淀为止。将Al（OH） 3 沉淀分盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入3mol/LH 2 SO 4 溶液和6mol/LNaOH溶液。观察现象。
上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。
讨论
既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氢氧化物，叫做 两性氢氧化物。
[说明]
① 镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实；
② 虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。铝是金属，但能表现出一定的非金属性。
③ 关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。
[小结]：
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钠 |
镁 |
铝 |
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与水反应 |
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与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应 |
与冷水很难反应，与热水缓慢反应 |
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与酸反应 |
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剧烈反应 |
迅速反应 |
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氧化物 |
Na 2 O和Na 2 O 2 |
MgO为碱性氧化物 |
Al 2 O 3 为两性氧化物 |
||
|
对应碱 |
NaOH为强碱 |
Mg（OH） 2 为中强碱 |
Al（OH） 3 为两性氢氧化物 |
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结论 |
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作业：P103 二
第三课时
[复习]1。钠、镁、铝金属性的递变规律；
2．金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？
[板书]2。硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律
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讨论1：硫和氯气分别与氢气反应的剧烈程度如何？能说明硫和氯气的非金属性强弱关系如何？ |
[介绍]硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物——SiH 4 。磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物——PH 3 ，但相当困难。硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物——H 2 S。
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讨论2：在加热条件下，氯化氢易分解吗？ |
[介绍] SiH 4 很不稳定，PH 3 也不太稳定，在生成时就易分解，H 2 S也不很稳定，在较高温度时可以分解，HCl十分稳定。
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讨论3：比较磷酸、硫酸和高氯酸的酸性强弱。 |
[介绍]硅的氧化物——SiO 2 是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H 4 SiO 4 ），原桂酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸——H 2 SiO 3 ，磷的最高价氧化物是P 2 O 5 ，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO 3 ，SO 3 的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl 2 O 7 ，Cl 2 O 7 的对应的水化物是高氯酸（HClO 4 ），它是比硫酸更强的一种酸。
第18号元素氩是一种稀有气体元素。
小结：
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Si |
P |
S |
Cl |
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最高正价 |
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最低负价 |
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单质与氢气反应的条件 |
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最高价氧 化物 |
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离高价氧化物的水化物 |
H 4 SiO 4 弱酸 |
H 3 PO 4 中强酸 |
H 2 SO 4 强酸 |
HClO 4 最强无机酸 |
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结论 |
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综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：
Na Mg Al Si P S Cl Ar
如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：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。
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讨论：比较HF、H 2 O、NH 3 的稳定性。 |
[板书]五．元素周期律
[思考]什么是元素周期律？
[板书]1。概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
2．元素周期律的实质
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
练习：
写出下列化学方程式：
（1） 氧化铝与氢氧化钠溶液
（2） 氧化铝与硝酸
（3） 氢氧化铝与盐酸
（4） 氢氧化铝与氢氧化钾溶液
作业：课本P104 三