2019最新高中化学 专题1 第一单元 第2课时 元素周期律 苏教版必修2

新思维学校VIP 资料第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表一、元素周期表的结构：元素周期表有７个横行，每一个横行叫做一个周期。

其中第一、二、三周期叫做短周期，四至六周期叫做长周期，第七周期由于没有排满叫做不完全周期。

１．周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数２．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 的稀有气体结束。

短周期（第1、 2、3 周期）周期： 7 个（共七个横行）长周期（第4、 5、6 周期）周期表不完全周期（第7 周期）主族 7 个：Ⅰ A- ⅦA族： 16 个（共 18 个纵行）副族7 个： IB- ⅦB第Ⅷ族 1 个（ 3 个纵行）零族（ 1 个）稀有气体元素口诀：三长、三短、一不完全；七主七副一零一Ⅷ二．元素的性质和原子结构：（一）碱金属元素：相似性：最外层电子数相同，都为１个1. 原子结构递变性：从上到下，随着核电核数增大，电子层数增多２．碱金属化学性质的相似性：点燃点燃O24Li + 2Li 2O 2Na + O2 Na2O22 Na + 2H O = 2NaOH + H ↑2K +2H O ＝2KOH+H↑2 2 2 2通式：2R+2H2O ＝ 2ROH+H2↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。

３．碱金属化学性质的递变性：递变性：从上到下（从Li 到 Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。

所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。

结论：１）原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

２）金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

专题一第一单元教学案原子核外电子排布与元素周期律元素周期律（第一课时）课程学习目标：1、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，微粒半径及大小的2、培养学生抽象思维能力。

3、培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。

知识体系梳理：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课前预习：写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。

根据原子结构示意图总结并找出规律。

结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。

原子半径的递变规律总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。

此处留白，学生填写预习中不明白的课前检测：1、比较Na、S原子半径的大小。

2、比较Na、O原子半径的大小。

课程达标检测：2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )A.Cl,S,PB.N,O,FC.Al3+,Mg2+,Na+D.K,Na,Li3.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是( )(A)Al3+,Al,Na,K (B)F,Cl,S2- ,S(C)S2-,Cl - ,K + ,Ca 2+ (D)Mg,Si,P,K4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a,b,c三种离子半径大小的顺序是( )A.a>b>cB.b>a>cC.c>a>bD.c>b>a课后练习：。

高中化学必修2知识点归纳总结第一单元原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多 容纳的电子数是2n ；（3）最外层电子数不超过8个（K 层为最外层不超过2个），次外层不超过偲个，倒数第三层电子数不超过 32个。

电子层：一（能量最低） 二 三 四 五 六 七对应表符号：KL M N O P Q3•元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

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为同位素。

（对于原子来说）二、元素周期表1•编排原则： ① 按原子序数递增的顺序从左到右排列② 将电子•层•数•相•同.的各元素从左到右排成一横行。

（周期序数二原子的电子层数）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一纵行• •。

主族序数二原子最外层电子数2. 结构特点： 核外电子层数 元素种类厂第一周期 1 2 种元素厂 短周期 J 第二周期 2 8 种元素厂 周期 1第三周期 3 8 种元素元 （7个横行）V 厂第四周期 4 18 种元素素 （7个周期） J 第五周期 5 18 种元素周＜ 长周期 Y 第六周期 6 32 种元素期 1第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 「主族 ：I A 〜VD A 共7个主族• 族副族 :HI B 〜vn 、 I B 〜II B , 共7个副族 （18个纵行） V第V1D 族 :三个纵行， 位于vn B 和I B 之间（16个族） &族： 稀有气体三、元素周期律「质子（z 个）「原子核｛II 中子（N 个） 1•原子数；X I2 核外电子（Z 个）注意： 质量数（A ）二质子数（Z ） +中子数（N ） 原子序数我电荷数二质子数二原子的核外电子 ★熟背前20号元素，熟悉 1〜20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F NeNa Mg Al Si P S Cl Ar K Ca1. 元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

第2课时元素周期表[核心素养发展目标] 1.熟知元素周期表的结构(7个周期、16个族)，理解元素原子结构与元素周期表中位置之间的关系，促进“宏观辨识与微观探析”化学核心素养的发展。

2.了解ⅡA族元素、ⅤA 族元素、过渡元素的原子结构特点及其性质的相似性。

了解常见金属元素的焰色，会根据焰色试验判断某种元素的存在。

一、元素周期表1．元素周期表方格中的元素信息2．元素周期表的结构元素周期表错误!元素周期表结构记忆口诀：横行叫周期，现有1至7，三四分长短，四长副族现；纵列称作族，共有十六族，一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三列算一族，占去8、9、10。

3．元素在周期表中位置与原子结构的关系(1)元素周期表中位于同一周期(如第2周期、第3周期)的元素原子结构的相同点是具有相同的电子层数，变化规律是从左到右最外层电子数由1个逐渐增加到8个。

(2)元素周期表中位于同一主族(如ⅠA、ⅦA族)的元素原子结构的相同点是最外层电子数相同，变化规律是从上到下电子层数依次增多。

(3)元素在周期表中位置与原子结构的相互推断(1)元素周期表有18个纵列，共16个族( )(2)短周期元素中可能有副族元素( )(3)原子序数之差为2的两种元素不可能位于同一主族( )(4)元素周期表中Ⅷ族元素种类最多( )(5)同周期相邻主族元素的原子序数之差都为1( )(6)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们互为同位素( )答案(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×(6)×1．位于同一周期的甲、乙两种元素，甲位于ⅡA族，原子序数为x，乙位于ⅢA族，则乙的原子序数可能有哪几种？提示x＋1或x＋11或x＋25。

2．填写符合条件的短周期元素符号。

(1)族序数等于周期数的元素有H、Be、Al。

(2)族序数是周期数的2倍的元素有C、S。

(3)族序数是周期数的3倍的元素是O。

(4)周期数是族序数的2倍的元素是Li。

第2课时元素周期表夯实基础轻松达标1.（2019山东济宁高一检测)俄罗斯科学家用含20个质子的钙的一种原子轰击含95个质子的镅原子，结果4次成功合成4个第115号元素的原子。

这4个原子生成数微秒后衰变成第113号元素.下列有关叙述正确的是（)A.115号元素在第6周期B。

113号元素在第7周期ⅢA族C.115号和113号元素都是非金属元素D.镅元素和115号元素不在同一周期号元素镅、115号元素、113号元素,原子序数都大于86而小于118，所以都在第7周期;115号元素比118号元素原子序数小3,应在第ⅤA族,113号元素在第ⅢA族；113号元素和115号元素都是金属元素.2.国际理论与应用化学联合会已正式确定了第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、Lv。

下列有关这两种元素的说法错误的是(）A.两种元素位于同一周期B。

116号元素位于ⅥA族C。

两种元素都是活泼的非金属元素D。

114号元素的原子半径比116号元素的大114号元素和第116号元素分别处于第7周期ⅣA族和ⅥA族，均为金属元素，A项、B项正确,C项错误；依据同周期元素原子半径递变规律可知，114号元素的原子半径比116号元素的大,D项正确。

3.下列说法不正确的是（）A.ⅠA族元素又叫碱金属元素,ⅦA族元素又叫卤族元素,0族元素又叫稀有气体元素B。

元素周期表中共有七个周期C。

元素周期表有7个主族,7个副族,1个0族，1个Ⅷ族，共18纵列D.X2+的核外电子数目为18，则X在第4周期第ⅡA族A族元素（除氢外)又叫碱金属元素，第ⅦA族元素又叫卤族元素，0族元素又叫稀有气体元素,A项错误;元素周期表有七个横行,称为七个周期,B项正确;元素周期表中有18纵列,除8、9、10三个纵列叫作Ⅷ族外，其余每个纵列各为一族,有7个主族、7个副族和1个0族,C项正确;X2+的核外电子数为18，则X原子的核外电子数为20，X的原子结构示意图为，X位于第4周期ⅡA族,D项正确。

专题5 微观结构与物质的多样性 第一章 元素周期律和元素周期表第1节 元素周期律本节课是化学必修2本单元是本节课学习内容是苏教版高中化学必修1专题5第一单元《元素周期律和元素周期表》的“元素周期律”的教学内容。

在化学必修1专题1第三单元的基础上进一步认识学习元素性质和原子结构的关系，从而认识元素性质周期性变化的规律.。

通过学习“元素周期律是原子结构周期性变化的必然结果”形成“结构决定性质”的认识，加深对元素性质的理解。

1．结合有关数据，运用实验探究等方法认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。

2．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。

元素周期律1．幻灯片 2．化学实验板书设计元素周期律一、原子核外电子排布规律随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化二、元素原子半径变化规律随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化原子、离子半径大小比较规律（1）一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增，半径逐渐越小；（2）电子层数越多，半径越大。

三、元素主要化合价变化规律随着原子序数的递增，元素化合价呈周期性变化最高化合价=最外层电子数最低价=最外层电子数-8四、元素性质变化规律随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化五、元素周期律元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律本节课主要以学生根据事实总结规律为主，教师适当给予指导。

通过一系列活动，锻炼了学生的能力，激发了学生的兴趣，也使学生获得了成功的快乐。

当然，这里面更主要的是一种科学思维、思想的形成：根据大量客观事实，研究其中隐含的规律，得出科学结论。

在上课过程中，也出现了一些问题。

在化合价总结时，学生只注意了正、负化合价由低到高，而忽视了二者之间的关系，需要教师指导。

化学补习大纲【第一单元】1.物质分类（纯/混、单/化、非/金、无/有、氧、酸氧/碱氧、分类方法）2.氧化还原反应（定义、反应类型关系、单双线桥）注：化学史-维勒3.物质的量（mol、N A、方程式中与系数关系、聚集状态、摩尔体积、阿伏伽德罗定律4.分散系（粒子大小、丁达尔、电解质、电离、）【第二单元】1.物质分离与提纯（重结晶、萃取、分液、蒸馏、粗盐水提纯）2.物质检验（焰色、离子检验、气体检验、特殊颜色、气味）3.溶液配制（容量瓶、实验）【第三单元】原子结构（模型演变、电子排布、原子核、A/Z、核素、同位素）【第一单元】1.氯气（氯碱工业、实验室制取、性质、钠铁铜氢气燃烧现象、漂白）2.溴、碘（空气吹出制取溴、海带提碘、沉淀、人工降雨）【第二单元】1.钠（和水、氧化、状态和存放、碳酸钠与碳酸氢钠、离子反应及方程式）【第一单元】铝（地位、提取、氧化物、氢氧化物、特殊性质、明矾、合金、铝热反应）【第二单元】1.铁（高炉炼铁、单质性质、Fe2+、Fe3+检验、应用）2.铜（制取、性质、和Fe3+反应）【第三单元】硅（硅酸盐、水泥、陶瓷、玻璃、二氧化硅、晶体、制取粗硅和粗硅提纯）【第一单元】硫（酸雨、二氧化硫、氧化、硫酸制备、性质、和铜/碳反应、硫酸盐）【第二单元】氮（雷雨发庄稼、一/二氧化氮、氧化、喷泉、硝酸、反应、4124、4324）【第一单元】1.核外电子排布（规律、排布图）2.元素周期律（递变、周期表）【第二单元】化学键（定义、离子键、共价键、电子式、分子间作用力、氢键）【第三单元】1.同素异形体、同分异构体【第一单元】1.化学反应速率（单位、影响因素）2.化学反应限度（平衡态、判定、可逆反应、三行式）【第二单元】反应热（吸放热、焓变、热化学方程式、键能、盖斯定律）【第三单元】1.原电池（装置要求、电化学腐蚀、化学电源）2.电解池（电解装置、电镀）【第四单元】生物质能【第一单元】燃料（天然气、有机物、石油、乙烯、煤、苯）【第二单元】1.乙醇（性质、羟基性质、氧化、检验）2.乙酸（性质、羧基性质、酯化反应）3.酯和油脂（定义、皂化、矿物油和植物油）4.糖、蛋白质、氨基酸（葡萄糖检验、盐析盐溶、氨基羧基、变性、检验）【第三单元】有机合成（有机反应类型、流程图、加聚反应、缩聚反应、高分子链节、单体）金属活动性表、氯碱工业（阳离子交换膜）、制取钠、脱硫。

第一单元⎪⎪原子核外电子排布与元素周期律第一课时原子核外电子的排布、元素周期律[课标要求]1．知道核外电子能量高低与分层排布的关系。

2．能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。

3．通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。

4．初步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。

,1.原子核外电子排布规律的“1个最低”和“3个最多”：(1)“1个最低”——核外电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里；(2)“3个最多”——①各电子层最多容纳电子数2n2；②最外层电子数最多8个；③次外层电子数最多18个。

2．原子中，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

3．电子层数相同的元素，随着核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即元素的性质，随着原子序数的递增，呈现周期性变化。

4．微粒半径大小的变化规律(1)电子层数相同时，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小；(2)最外层电子数相同时，随电子层数的递增，原子半径逐渐增大；(3)具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，离子半径越小。

原子核外电子的排布1．原子结构(1)原子的构成(2)原子结构的表示方法——原子结构示意图(以钠原子为例)2．原子核外电子排布(1)电子的能量与电子层含有多个核外电子的原子中，电子运动的主要区域离核有远有近，在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，可以认为电子在原子核外是分层排布的，且把核外电子运动的不同区域看成不同的电子层，各电子层由内向外的序数n依次为1、2、3、4、5、6、7……分别称为K、L、M、N、O、P、Q……电子层。

(2)稀有气体元素的原子核外电子排布(3)①电子排布规律电子在原子核外排布时，总是尽量先排在能量最低的电子层里，即最先排布K层，当K层排满后，再排L层等。

②各电子层容纳电子数规律原子核外各电子层最多能容纳的电子数为2n2，最外电子层最多只能容纳8个电子(K 层为最外层时最多只能容纳2个电子)，次外层最多只能容纳18个电子，倒数第三层最多只能容纳32个电子。

元素周期律说课稿尊敬的各位评委、老师，亲爱的同学们，大家下午好。

我是来自化学与材料工程学院的李静娴。

今天我说课的题目是《元素周期律》，我将从下面四个方面来谈谈我的说课。

它们分别是：教材分析，学情分析，教学方法和教学过程。

首先来谈谈我对教材的理解，本节课选自苏教版高中化学必修2第一专题第一单元第二课时的内容，是教学考纲中的一个重要知识点，同时是高中阶段无机化学学习的基础。

从教材的前后联系看来，它是对专题一中原子结构与前一节内容原子核外排布的延伸与扩展，同时为高中无机化学的学习提供了重要的基础。

在教材中的作用可谓是承上启下的。

同时本节课还安排了许多探究活动与演示实验，充分体现了理论联系实际的重要观点。

俗话说，知己知彼，方能百战不殆、。

备课不仅要备教材更要备学生。

从学生的知识结构与方法基础而言，在必修一与上一节内容中，学生已经学习了原子结构，原子核外排布以及部分金属与非金属元素的性质，而且学习了认识和探究物质的方法。

为探寻元素周期律提供了知识结构与方法基础。

再是从学生的年龄段特点而言，高一的学生逻辑思维与抽象思维的能力都不强，但是群体好奇心强，对探究活动与实验有浓厚的兴趣，本节课的教学设计必须遵循学生的这一特点展开。

根据《化学新课程标准》以及《省学科指导意见》我确立了以下三维目标。

一、知识与基础，能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。

二、过程与方法，学会运用观察、实验等多种手段获取信息，并运用比较、分类、归纳、概括等方法对信息进行加工。

三、情感态度与价值观，发展学习化学的兴趣，乐于探究科学规律。

下面来谈谈我对本节课的重点与难点的把握，本节课的重点与难点我都将它确定为原子结构与元素性质的递变规律。

之所以这么确定是因为首先原子结构与元素性质的递变规律是高中化学中的一个重要知识点，而且对高中阶段无机化学的学习有着至关重要的作用。

所以确定为重点。

而高一的学生思维逻辑能还不太强，理解并且掌握规律存在着一定的难度，因此我将它确定为难点。

第一单元元素周期律和元素周期表第2课时元素周期表一、教学目标1. 知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构。

2. 会比较同周期、同主族元素的金属性和非金属性的变化规律。

3. 认识元素在周期表中的位置、原子的结构、元素性质三者之间的关系。

二、教学重难点1.同主族、同周期元素原子核外电子排布，元素化学性质的递变规律。

2.认识元素在周期表中的位置、原子的结构、元素性质三者之间的关系。

三、教学过程【课程引入】丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成的，这一百多种化学元素有什么内在联系呢？那么，有没有一种工具可以把我们已知的一百多种元素之间的这种内在联系很好的表现出来呢？答案是肯定的，那就是元素周期表，也就是本节课所要讲的主要内容。

【新知讲解】（一）元素周期表的结构【讲解】1869年门捷列夫编制第一张元素周期表，使得元素在科学家面前呈现出一种系统化的整体图景。

后期经过不断演变成目前这样的元素周期表。

【思考】通过观察上述呈现的现行元素周期表，你能发现其中的编排原则有哪些呢？【讲解】1、元素周期表中各元素的编排原则（1）横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。

（2）纵行原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。

（3）原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号。

（4）原子序数与元素的原子结构之间的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

【提问】你来数一数目前的元素周期表中有几个横行，几个纵行？【讲解】2、元素周期表的组成（1）周期：每一横行称为一个周期。

（横向：七横七周期，三短和四长）【展示】18个纵行，它们被划分为16个族。

十六族，七主七副Ⅷ和0）①7个主族，依次为I A、II A、……VII A②7个副族，依次为I B、II B、……VII B③1个第Ⅷ族(其中第8、9、10这3个纵行称为第Ⅷ族)，④1个0族。

【展示】【讲解】总结元素周期表的结构1、氦及最外层电子数为8的元素化学性质不活泼，把它们的化合价定为0，称为0族。

专题二从海水中获得的化学物质第一单元氯、溴、碘及其化合物氯气的制取：1.电解氯化钠溶液制氯气（工业上的方法）2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑负极正极2.浓盐酸制氯气（实验室的方法）氯气的物理性质：1.颜色：黄绿色2. 气味：刺激性气味3. 常温下状态：气态4. 毒性：有毒5. 密度：比空气大6. 溶解性：溶于水（1 : 2）氯气的化学性质：1.氯气的燃烧反应（1.）Cl2与金属反应（一般将金属氧化成高价态）（2.）Cl2与非金属反应2.氯气制漂白粉（氯气与碱的反应）氯气+碱→次氯酸盐+金属氯化物+水3.氯气与水反应（氯水）成分分子：H2O、Cl2、HClO离子：H+、Cl-（还有ClO-、OH-）氯水的性质1. 酸性2. 氧化性3. 漂白性4. 不稳定性Cl-的检验：试剂：AgNO3溶液和稀硝酸现象：产生白色沉淀（不溶于稀硝酸）结论：溶液中有Cl-次氯酸的性质1.酸性2.氧化性3.漂白性4.不稳定性：氯气的用途：来水的消毒、农药的生产、药物的合成等注意各种反应现象的描述。

氯气与溴化碘、溴化钾的置换反应（实验室制取溴、碘的方法）实验实验现象化学方程式氯水与溴化钾溶液的反应溶液由无色变为橙黄色2KBr+Cl2=2KCl+Br2氯水与碘化钾溶液的反应溶液由无色变为黄褐(黄)色2KI +Cl2=2KCl+I2溴水与碘化钾溶液的反应溶液由无色变为黄褐(黄)色2KI+Br2=2KBr+I2由以上反应我们可以判断元素非金属性（氧化性）强弱顺序：Cl ＞Br ＞I非金属离子还原性强弱顺序：I->Br->Cl-溴的制取（工业上采用的方法）：溴的物理性质：常温下,深红色密度比水大的液体;难溶于水但易溶于酒精、四氯化碳、苯、汽油等有机溶剂。

溴的化学性质：NaBr + AgNO3＝AgBr↓ + NaNO3淡黄色的难溶物溴的用途：溴可以用来制作防爆剂、溴化银被用作照相中的感光剂、杀虫剂等。