平阳中学2013级化学学案苏教版必修二《元素周期律》

课时2 元素周期律班级_______学号_______姓名______________ [学习目标]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、培养学生的观察能力、分析能力和抽象思维的能力。

[课前准备]1~18号原子结构示意图[学海导航]二、元素周期律（一）元素原子结构的变化规律1、元素原子最外层电子数变化特点2、原子半径变化特点1、电子层数相同的元素（除稀有气体元素）的原子半径随核电荷数的增大而_________；2、当原子的电子层数不同而最外层电子数相同时，元素的原子半径随电子层数的增加而__________。

3、金属性与非金属性具体表现（1）金属性强弱判断：通常情况下，元素的金属性越强，它的单质越容易______________ ______________，即单质的___________性越强；该元素的最高价氧化物的水化物的______性越强。

（2）非金属性强弱判断：通常情况下，元素的非金属性越强，它的单质越容_____________ ______________，气态氢化物越___________；该元素的最高价氧化物的水化物的______性越强。

你能设计实验去比较元素金属性与非金属性的强弱吗？（1）11~17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律是__________________ ________________________________________________；11~17号元素的金属性和非金属性强弱的变化规律是______________________________________。

（2）11~17号元素的最高化合价和最低化合价的变化规律是_____________________________________________________________________________________________________。

元素周期律教案属性和非金属性）呈现出怎样的规律？4、1-18号元素随着核电荷数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律？［投影］探究问题1: 1-18号元素随着核电荷数的递增，元素原了最外层电子排布呈现出怎样的规律？［引导］要解决这个问题我们需要哪些资料？给你这些资料你将如何处理？［讲解］请一位同学在到前面利用磁性黑板将1~18号元素原子的核外电子排布进行排列，并说出排列依据。

［提问］有不同意见的同学说出自己的排列方式，说出排列依据。

［讲解］刚才同学们看了几种排列方式，你认为最合理的一种是？［投影］核电荷数为1-18元素的原子结构示意图排列［讲解］经过分析我们发现，随着元素核电荷数的递增，除1、2号元素外，最外电子层数上的电子数重复出现从1递增8的变化,我们把这种变化称作周期性。

［讲解］请一名同学们试着说一下探究问题1的结论。

［投影］探究问题1的结论：随核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性变化，即：随着核电荷数的递增，最外层电子数重复出现从1个逐渐递增到至8个（达到稳定结构）。

［投影］探究问题2： 1-18号元素（除稀有气体元素外）随着核电荷数的递增，元素原子半径呈现出怎样的规律？［引导］要解决这个问题我们需要哪些资料？利用1分钟默读观看、思考回答：号元素原子的最外层电子排布或者原子结构示意图回答：按照的核电荷数的递增，排列起来其余学生在下面思考，观看观看回答观察思考学生回答、其他同学补充让学生明确本节课研究目标培养学生提出问题，解决问题的探究能力培养学生的分析能力养学生的概括能力［投影展示］3-9和11-17号元素随着元素原子核电荷数的递增，元素原子半径的数据。

［讲述］请同学们在下面写出探究问题2的结论。

［归纳投影］探究问题2的结论:随着原子序数的递增，元素原了的半径呈现周期性变化，即：随着核电荷数的递增，半径重复出现从大逐渐变小。

［过渡］随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素的原子半径（除稀有气体外）呈现出周期性的变化。

第一单元原子核外电子排布与元素周期律课时2 元素周期律三维目标1.知识与技能（1）认识元素的金属性、非金属性随着核电荷数递增而呈现周期性变化的规律，进一步掌握元素周期律。

（2）能够运用元素周期律比较或者推测元素的性质的强弱。

（3）能够根据实验的事实对元素的性质进行比较。

（4）培养学生实验探究，对比，分析，总结规律的科学素养。

2.过程与方法（1）通过性质对比实验，探究钠、镁、铝的金属性强弱，从而得到金属性的变化规律。

（2）通过材料的阅读分析得到非金属性的变化规律。

3.情感态度与价值观（1）激发学生对科学探索的兴趣，鼓励学生勇于探索。

（2）使学生树立由量变到质变的辩证唯物主义观点。

教学重点元素主要性质随着核电荷数递增而呈现周期性变化的规律，元素周期律及实质。

教学难点元素周期律的实质。

课前准备实验用品（9个小组分组实验）：试剂：金属钠、镁、铝、酚酞溶液、2mol/L盐酸溶液、水仪器及用品：滤纸、小刀、玻璃片、砂纸、烧杯、试管（每组4支）、试管夹教学过程【导入新课】上节课，我们已经学习了随着核电荷数的递增，元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价呈现周期性变化的规律。

结构决定性质，元素的主要性质是否也会随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律呢？这就是我们这节课要探究的内容。

【推进新课】［板书］一、元素金属性、非金属性的判断依据［分析］元素的化学性质主要指元素的金属性、非金属性。

金属元素主要体现元素的金属性，非金属元素主要体现元素的非金属性。

［分析］单质的还原性越强，对应元素的金属性越强，反之，金属性就弱；单质的氧化性越强，对应元素的非金属性越强，反之，非金属性就弱。

［问题1］那么根据哪些实验事实可以帮助我们判断元素的金属性强弱呢或者说是单质的还原性强弱呢？比如钠、镁、铝。

［学生讨论，总结］［点评］学生的回答并不一定全面，教师可以引导学生通过氧化还原反应的强弱律，反应的难易程度程度（指反应的快慢及剧烈程度）等方面进行思考。

高中化学学习材料鼎尚图文收集整理1.1.2 元素周期律【典例导悟】【典例1】下列说法中正确的是A.元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化B.元素性质的周期性变化决定于元素原子结构的周期性变化C.从Li F, Na Cl，元素的最高化合价均呈现从 +1价+7价的变化D.电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性变化【思路点拨】解答本题需要注意以下三点：（1）元素周期律的本质。

（2）元素周期律的内容。

（3）个别元素的特殊性，如F无正价。

【变式训练】1.按C、N、O、F的顺序，其元素的性质表现为递增的是（）A．金属性 B．失电子能力C．得电子能力 D．单质还原性【解析】选C。

C、N、O、F具有相同的电子层数，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，单质还原性逐渐减弱；得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强，单质氧化性逐渐增强。

2.现代无机化学理论的基石之一——元素周期律，是1869年门捷列夫在总结前人经验的基础上发现的，对新元素的发现、化学理论和实验等研究工作起到了指导作用。

元素周期律揭示的规律包括以下的内容：①元素的性质随相对原子质量的递增作周期性的变化；②元素的性质是元素原子序数的周期性函数；③事物的量变可以引起质变；④元素性质的递变只取决于其核电荷数的递变，与原子结构无关。

其中正确的是（）A．①② B．②③ C．①④ D．①②③④【解析】选B。

元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化的规律，叫元素周期律，它是哲学中“量变引起质变”观点在科学中的具体体现。

【典例2】下列叙述中能肯定A金属比B金属活泼性强的是A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A原子电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换H+生成的H2比1 mol B从酸中置换H+生成的H2多D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能【解析】选B。

高一化学教学案(2)专题1 微观结构与物质的多样性第一单元原子核外电子排布与元素周期律元素周期律班级：学号：姓名：【学习目标】1．了解原子结构与元素性质的关系；2．结合有关数据和实验事实认识元素周期律；3．掌握元素性质随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。

【知识梳理】一、根据核电荷数为1－18的元素原子核外电子排布可以发现：随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化规律。

交流讨论：核外电子排布呈现规律性变化，那么，元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢？是否也呈现规律性变化呢？二、元素周期律原子序数：人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫做原子序数。

元素的原子序数在数值上就等于该元素的原子的核电荷数。

交流与讨论：下表是1－18号元素的原子半径数据，随着元素核电荷数的递增，元素的1．原子半径的递变规律具有相同的原子，其半径随的递增而。

交流与讨论：随着元素原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素的原子半径呈现周期性变化。

那么，元素的性质是否也有相应的周期性变化规律呢？2．元素金属性、非金属性的递变规律（1）第三周期元素性质变化规律实验探究1：钠、镁、铝的金属性强弱结论：元素金属性递变规律：实验探究2：研究硅、磷、硫、氯的非金属性的强弱结论：元素非金属性递变规律：交流与讨论：原子序数为11~17的元素最高价氧化物的水化物结论：①元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律是：②元素的金属性和非金属性强弱的变化规律是：③元素最高价化合价和最低化合价的变化规律是：④元素的最高化合价的数值与原子核外最外层电子数的关系是：（2）元素金属性、非金属性的判断依据3．元素周期律⑴定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律叫做元素周期律。

⑵元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数递增发生周期性变化的必然结果。

【典例分析】例1．某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，这种元素的气态氢化物的分子式是（）A．HX B．H2X C．XH3D．XH4例2．X、Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和Y两元素的原子核外电子层数相同,Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径,X、Y、Z三种元素原子序数的关系是（）A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X例3．A、B、C、D、E五种元素的原子的原子序数都小于18且具有相同的电子层，A和B 的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B＞A，C和D的气态氢化物的稳定性C＞D；E是这五种元素中原子半径最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序（）A．A、B、C、D、E B．E、C、D、B、AC．B、A、D、C、E D．C、D、A、B、E【思维训练】1．下列说法中正确的是（） A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数C．最外层有2个电子的原子都是金属原子D．最外层有1个电子的原子都是金属原子2．下列递变规律不正确的是（）A．Na．Mg、Al还原性依次减弱 B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强C．C、N、O原子半径依次增大D．P、S、Cl最高正价依次升高3．下列微粒半径之比大于1的是（）A．r(K＋)/r(K)B．r(Al)/r(Mg)C．r(P)/r(s)D．r(Cl)/r(Cl－) 4.X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有相同的电子层结构，下列叙述正确的是 ( )A．X的原子序数比Y的小 B．X原子的最外层电子数比Y的多C．X的原子半径比Y的小 D．X元素的最高正价一般比Y的低5．HF、H2O、CH4、SiH4四种气态氢化物按稳定性由弱到强排列正确的是（）A．CH4＜H2O＜HF＜SiH4 B．SiH4＜HF＜CH4＜H2OC．SiH4＜CH4＜H2O＜HF D．H2O＜CH4＜HF＜SiH46．下列事实是由于氯的非金属性比硫强的结果的是（）A．次氯酸的酸性比硫酸弱 B．氯能置换硫化氢中的硫C．硫离子的还原性比氯离子强 D．硫能在空气中燃烧，而氯则不能7．某非金属元素气态氢化物分子中的氢原子个数与该元素最高价氧化物分子中氧原子的个数之比为2∶1，其氢化物与最高价氧化物相对分子质量之比为8∶15，则该非金属元素的相对原子质量为（）A．28 B．14 C．19 D．328．某元素最高正价与负价绝对值之差为4，该元素的离子与跟其核外电子排布相同的离子形成的化合物是（）A．K2S B．MgO C．MgS D．NaF9．电子层数相同的元素随着原子序数的递增，原子半径依次_______，核电荷数依次______，核对最外层电子的引力依次______，原子失去电子的能力逐渐______，得电子的能力逐渐_____，所以金属性依次_______，非金属性依次__________。

第一单元原子核外电子排布与元素周期律1.1.2《元素周期律》【学习目标】1、了解原子核外电子的排布；2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；3、微粒半径及大小的比较。

【学习重点】元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较【基础知识】一、原子半径的递变规律总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。

二、化合价的周期性变化[科学探究1]标出1—18号元素的化合价，找出规律。

结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。

三、微粒半径大小的比较1、原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐。

同周期，从左到右，原子半径逐渐。

2、离子半径大小的比较（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较电子层数相同，随核电荷数增加，原子核对核外电子吸引能力，半径。

（2）同主族离子半径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数逐渐，离子半径逐渐。

（3）同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各微粒，核外电子数越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。

【自主探究】(：①②③④⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______【探求新知】对原子最外层电子数随原子序数变化情况，能得出什么结论？【结论】随着原子序数的递增，_______________________________。

二、化合价的周期性变化对于元素主要化合价的变化，你的结论是什么？【结论】随着原子序数的递增，________________________________。

且有以下量的关系:│最高正价│+│负价│=___________三、原子半径的递变规律对于原子半径的变化，你的结论是什么？【结论】随着原子序数的递增，___________________________________。

且有规律：电子层数相同的元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐________。

第二节《元素周期律》教学设计第一课时引言]我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。

板书]第二节元素周期律教师]元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。

展示]电子层模型示意图及原子结构示意图：讲解]原子是由原子核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。

如果核工业外只有一个电子，运动情况比较简单。

对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定规律？下面我们就来学习有关知识。

板书]一、原子核外电子的排布讲解]科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用N=1、2、3、4、5、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q、来表示。

讲解并板书]1。

电子层的划分电子层 1 2 3 4 n电子层符号 K L M N ……离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2设疑]由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起。

当一层充满后再填充下一层。

那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？思考]下面请大家分析课本13~14页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。

学生活动]分析、思索、交流、归纳讲解并板书]2。

核外电子的排布规律（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2 (n表示电子层)（2）最外层电子数不超过8个（K层是最外时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。

（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布，（即排满K层再排L层，排满L层才排M层）。

第二节元素周期律【教学目标】理解元素周期律【教学重点】元素性质的周期性变化【教学过程】〖引入〗元素周期表看起来很有规律，这个表的确是按一定的规律来排的，这个规律就是元素周期律。

〖思考〗质子数和核电荷数有何关系？什么叫原子序数，应如何理解？[讨论]1、能否说：“质子数即核电荷数，也就是原子序数。

”2、观察1—18号元素的原子结构示意图，研究以怎样的排列方式能使其有明显的规律性？这种规律是什么？3、原子序数的递增：（1）原子半径；（2）元素的金属性和非金属性强弱有何规律性变化？4、原子结构的角度来解释元素周期律的实质是什么？一、核外电子排布的周期性变化——最外层电子数由1-8周期性变化由1～18号元素原子结构示意图：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1～2 1 1～2 23～10 2 1～8 811～18 3 1～8 8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。

二、原子半径的周期性变化——从左到右半径缩小（稀有气体突大）随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律性原子序数原子半径的变化3～9 大→小11～17 大→小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。

三、元素的化合价最高正价：+1 +7负价： -4 -1元素的主要化合价及实例原子序数 1 2元素符号H He主要化合价+1 O实例H2O He原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10元素符号Li Be B C N O F Ne主要化合价+1 +2 +3 +4、-4 +5、-3 -2 -1 0实例Li2O BeCl2 BF3 CO2、CH4HNO3NH3H2O HF Ne原子序数11 12 13 14 15 16 17 18 元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar 主要化合价+1 +2 +3 +4、-4 +5、-3 +6、-2 +7、-1 0实例NaCl MgCl2AlCl3 SiO2SiH4H3PO4、PH3H2SO4、H2SHClO4、HClAr结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周其性变化。

§1-1-3 元素周期表【学习目标】12、掌握元素周期表中周期序数与原子电子层数的关系，以及元素周期表中主族序数与原子最外层电子数的关系；3、运用周期表，理解元素的结构与其在周期表中的位置两者的关系。

4、 结合元素周期律理解“位、构、性”的三者关系【知识要点】⑴每一周期都是从 开始结束于 )；⑵周期序数= 。

元素周期表有7行，共有7个周期；每一周期，从左向右，原子的最外层电子数从 (第一与第七周期例外 )，元素原子半径 ；元素主要化合价从 ，元素的金属性渐弱，非金属性渐强。

⑶第一、二、三周期，分别所排元素数为 2、8、8，叫做 ；第四、五、六周期，所排元素数分别为18、18、32，叫做 ；第七周期，排满可以排 种元素，现未排满，叫做 。

镧系元素 57La ～71Lu 15种元素 属于 周期元素；锕系元素 89Ac ～103Lr 15种元素 属于 周期元素。

知识延伸：如果随着大量的新元素被发现，元素周期表将发展到第八周期，则第八周期最多可排 种元素。

2、族：每个纵行⑴元素周期表共有 列，除8、9、10三列为一族外，其余15列各为一族；⑵由长、短周期共同组成的族，叫做 ，用A 表示；完全由长周期元素构成的族，叫做 ，用B 表示，并用罗马数字（ⅠA 、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA 、ⅤA 、ⅥA 、ⅦA ）列通称为 元素，包括Ⅷ族和七个副族，是从左边主族向右边主族过渡的元素。

（思考）如果将来发现了116号元素，请你推测它所在周期表中的位置？从中你能发现什么规律？3.元素周期律和元素周期表的意义⑴1869年， 发现了元素周期律，并编制了第一张 。

⑵元素周期表是学习与研究 的一种重要工具。

⑶结合元素周期律与周期表可以研究合成 。

用于制造农药的元素一般位于元素周期表的 区，如： 等元素， 用于制造催半导体材料的元素，一般为在 附近，如： 等元素。

用于制造催化剂及耐高温、耐腐蚀的合金材料的元素，一般为 元素。

【问】两千多年以来，科学家一直在思考一个问题：如果把一个物体一直分割下去，将会怎样？能不能找到一种组成物质的最基本粒子？V E (hm8)z y x ( 22222222-π+∂ψ∂+∂ψ∂+∂ψ∂【讲】原子是由原子核和核外电子组成，【阅读】构成原子的微粒--------微粒电子【比较】三种氢原子结构的异同。

【讲】科学研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同，如H的原子有以下三种【投影】下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。

教案第一节元素周期表一、元素周期表的结构1.周期：周期序数=电子层数七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）2.族：主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数 (或：主族序数=最外层电子数)18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行））二、元素性质与原子结构1、碱金属元素(1) 在结构上：结构异同：异：核电荷数：由小→大；电子层数：由少→多；同：最外层电子数均为1个。

最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。

(2) 碱金属元素在化学性质上的规律：○1相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）；4Li + O2 ==== 2Li2O（白色、氧化锂）2Na + O2 ==== Na2O2（淡黄色、过氧化钠）[板书][提问]数有7个横行，18作一族。

下面，我们先来认识元素周期表中的横行——[板书]1.[师]元素周期表中共有7个周期，请大家阅读课本P5 [问][问][讲]如此，我们可以得出[板书]周期序数=[随堂练习][投影]周期表的有关知识类别周期序数起止元素包括元素种数核外电子层数短周期1 H—He 2 12 Li—Ne 8 23 Na—Ar 8 3长周期4 K—Kr 18 45 Rb—Xe 18 56 Cs—Rn 32 6不完全周期7 Fr—112号26 7[板书]七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）[讲]从上面我们所填表的结果可知，在元素周期表的7个周期中，除第1周期只包括氢和氦，第7周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为1的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7的卤素，最后以最外层电子数为8需作说明的是：第6周期中，57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。

1-2 元素周期律一、教学目标1.知识与技能：(1).认识元素周期律，了解核外电排布与元素金属性、非金属性、化合价、原子半径的周期性变化。

2.过程与方法：(1).利用原子半径的周期性变化、钠镁铝的活泼性顺序、氢化物的热稳定性变化趋势、同周期元素化合价上升等，学习归纳思维方法。

3.情感态度与价值观利用实验及数据归纳，得出元素周期律，培养学生学科兴趣。

4.教学重难点：元素周期律。

5.课时安排：2课时二、教学过程[板书] [第二课时元素周期律1][问题与探究]分析1-18号元素的电子层数，最外层电子数与核电荷数三者之间的关系。

[问题与讨论]画出一个直角坐标，把1-18号元素的核电荷及其最外层电子数，标在该直角坐标中，然后把这些点逐一用线条连在一起。

（1）、说明你所画出的图包含的信息及化学意义。

（2）、该图能否说明各元素核外电子排布具有规律性？[板书]1.原子序数：元素按核电荷数由小到大顺序编号。

[思考题]指出自然界有那些现象具有循环重复的特征。

说明元素核外电子排布的周期性变化特征。

2.元素核外电子排布具有周期性变化：随着核电荷数递增，元素原子最外层电子数由1逐渐增加到8（H→He为1→2）。

这种重复在现有全部元素中无一例外。

[问题与讨论]在一个直角坐标中，把表1-2中各元素的核电荷及其原子半径标出，并用线条连接。

把所得到的图与前边所画的图（核电荷--最外层电子数）比较，找出二者之间的关系。

[结论]核外电子排布与元素原子半径均呈现周期性变化，且二者之间呈对应关系。

[板书]元素原子半径，随其核外电子排布的周期性变化而变化。

[问题与讨论]在一个直角坐标中，标出各元素的主要化合价及核电荷数，并用线条将各点之间连起来。

所得图与前边二个图做对比，找出三者之间的关系。

[结论]核外电子排布与元素主要化合价均呈周期性变化，且二者之间呈对应关系。

[板书]3.元素主要化合价随核外电子排布的周期性变化而变化。

[作业]（1）、为什么研究元素原子半径及其化合价时，都把稀有气体元素排除在外？如果把稀有气体的原子半径及化合价与其他元素一同研究，则上述规律应如何修改？（2）、总结一下3-9号元素，11-17号元素化合价的变化规律。

教案[板书]第二节元素周期律(一)[投影] 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数电子层数最外层电子数1～2 1 1～23～10 2 1～811～18 3 1～8［讲］从上表可以看出，随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况，这种周而复始的现象，我们称之为周期性。

因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。

［板书］1、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。

［过］元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的，元素原子半径的大小，直接影响其在化学反应中得失电子的难易程度，那么随原子序数的递增。

元素的原子半径会不会像元素的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，根据我们刚刚画出1-18号元素的原子结构示意图来进行讨论。

［投影小结］原子序数原子半径的变化3-9大小11-17大小［讲］从上面的分析我们知道，3-9、11-17号元素重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论：［板书］2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化［讲］稀有气体元素的原子半径并未列出。

这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不同有可比性，故不列出［问］怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢？原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。

［投影小结］粒子半径大小比较规律（1）一般而言，电子层数越多，半径越大（2）电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。

（3）同种元素的不同粒子，价态越高，电子越多，半径越大。

［点击试题］1、比较Na原子与Mg原子的原子半径大小2、比较Na原子与Li原子的原子半径大小3、比较Na与Na+的半径大小4、比较Cl―与Cl的半径大小5、比较Fe、Fe2+与Fe3+的半径大小6、比较Na+与Mg2+半径大小7、比较O2―与F―半径大小［随堂练习］写出下列微粒的半径由大到小的顺序：F―、O2―、Na＋、Mg2＋［过］从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈现周期性的变化。

元素周期律苏教版必修2专题1第一单元一、课程标准、教材分析以及学情分析1.课程标准要求：结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。

以第三周期的钠、镁、铝、、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和同主族元素性质的递变规律，体会元素周期律在学习元素化合物知识与科学研究中的要作用。

2.教材以及学情分析：作为化学学科重要的基本理论，元素周期律是表征人们对自然事物的理解的知识实体，是“人们认识得以建立、拓展、精致和修改的实践”；其曲折发展历程折射出人类认知所经历的漫长探索和证据过程，在提升学生对科学本质的理解上具有促进作用。

以“元素周期律”为内容载体，通过学案上若干核心问题驱动学生“证据引领式”探究活动，学生在科学探究和数据分析的证据过程中培养证据和数据意识，提升逻辑推理和证据能力。

本节内容属于中学化学重要的理论基础，也是整个中学化学教材的重点和难点之一，在本章中更是承上启下。

一方面学生已有原子结构、核外电子排布、元素及其化合物等相关知识，另一方面已经了解碱金属、卤族等元素性质的递变。

在此基础上进行本节的教学，系统性较好，有利于培养学生“宏观辨识与微观探析”、“证据推理与模型认知”、“科学探究与创新意识”“科学精神与社会责任”等核心素养；另一方面，学生正确理解并应用元素周期律，为后续物质结构理论等知识的学习奠定重要的基础。

二、教学与评价目标1.通过对第三周期中物质化学性质的递变规律的学习感知物质是元素的，感知世界是物质的，感知物质是存在的。

培养学生思维的求真性。

围绕原子结构、电子排布、元素性质的周期性变化等展开讨论，培养学生思维的独立性、开放性。

2.通实验探究感受物质的性质，感受元素的性质，感受性质的变化规律，感受变化的本质。

3.通过元素原子的电子层排布、半径、化合价、金属性和非金属性的探究感悟元素排布的规律。

三、教学重难点重点：实验探究和知识建构。

难点：元素性质变化的规律。