元素周期律学案 (2)

【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、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、、1m o1/L盐酸，1m o1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1m o1/LMgC12溶液。

IVA VA非金属性逐▼金属性逐渐金属性逐O非金属性逐渐第二节元素周期律第3课时学案学习目标：知识与技能：1.掌握元素周期表和元素周期律的应用2.了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

3.掌握元素化合价与元素在周期表屮位置的关系。

过程与方法：1.归纳、比较。

通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。

2.自主学习。

引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。

情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点，培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力学习重点：周期表、周期律的应用学习难点：“位、构、性”的推导。

学习过程：三、元素周期表、元素周期律的应用1、自主学习：（一）元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系看书并认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。

2、课堂练习：X、Y是兀素周期表中的两种兀素。

下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多B、X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C、X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来（二）元素的化合价与元素在周期表中位置的关系3、探究思考：1、标出下列有下划线元素的化合价：NaCI MgCI2 A1CI3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HC1042、总结最高正化合价与什么有直接关系？得出结论：主族元素最高正化合价= ______________ = ____________ = _________________ 4、探究思考：写出下列化合物中有下划线元素的化合价：Na2CO3与CH4 H2SO4与H2S HCI与HQ04分析最高正化合价与最低负化合价之间的关系，并解释其原因。

得出结论：______________________________________________________________ O5、课堂练习：某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4,则其气态氢化物的化学式为：________ ;若其水溶液呈现酸性，且能与AgNOs溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是：__________ 。

第二节元素周期律第2课时学案知识与技能：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，提高实验技能°过程与方法：1.自主学习，自主归纳比较元素周期律。

2.自主探究，通过实验探究，提局探究能力。

情感、态度与价值观：培养辩证唯物主义观点：理解量变到质变规律。

学习重点元素的金属性和非金属性随原了序数的递增而呈现周期性变化的规律。

学习难点探究能力的培养。

学习过程：一、元素周期律（三）元素周期律1、自主学习：元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

性质强弱判断依据金属性1、2、非金属性1、2、3、2、合作探究：第三周期元素性质变化规律［实验一］Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3ml水，并滴入两滴酚猷溶液。

观察现象。

过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。

Na Mg Al与冷水反应现象化学方程式与沸水反应现象化学方程式结论最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOHMg(OH)2中强碱AI(OH)3［实验二］Mg、Al与稀盐酸反应比较Mg Al现象反应方程式结论［总结］Na、Mg、Al与水反应越来越,对应氧化物水化物的碱性越来越金属性逐渐 c3、自我总结：看资料总结：Si P S CI单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化口气态氢化物的稳定性最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HCIO4强酸（比H2SO4酸性强）结论［总结］第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐,非金属性逐渐 O4、自主学习：同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐,非金属性逐渐。

根据1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。

决定可归纳出。

5、自主学习：元素周期律（1）定义：0（2 ）实质：o6、课堂反馈练习：X、Y、Z三种元索的原了具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X大2, Z的质子数比 Y 多4, 1摩尔X的单质跟足量的酸起反应能置换出1克纨气，这时X转为具有饭原子相同的电子层结构的离子，根据上述条件推测：（1）X Y Z ；（2）X、Y最高价氧化物对应水化物跟的气态氢化物的水溶液反应的离了方程式分别为①，②。

元素周期律第二课时知识目标：1.掌握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规律2.掌握元素周期表和元素周期律的应用，了解周期表中金属元素、非金属元素分区，掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系教学重点与教学难点：1.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。

2.“位、构、性”的推导知识铺垫：1.随着原子序数的递增，元素原子的呈现周期性变化。

随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。

随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。

2.判断元素金属性强弱的依据：（1）；（2）。

判断元素非金属性强弱的依据：（1）；（2）。

3.钠与水反应的实验现象及方程式：4.Al(OH)3与酸、碱的反应方程式：、自主学习：1.2.相关反应的化学方程式：、、结论：Na、Mg、Al的金属性强弱的顺序是参考资料：/3请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据，比较：氢化物稳定性强弱顺序最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序结论：随着原子序数的递增，11~17号的元素的金属性逐渐，非金属性逐渐4.关系？非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和有什么规律？结论：特殊：氧元素的化合价一般是价，而氟元素正化合价。

元素只有正化合价而无负价。

(2)原子结构与元素在周期表中的位置的关系电子层数= 最外层电子数=5.元素周期表和元素周期律的应用：（1）在元素周期表中：同周期的元素从左至右，元素的金属性，元素的非金属性；同主族的元素从上至下，元素的金属性，非金属性。

在周期表的最右面一纵行是；金属元素与非金属元素之间没有严格的界限，位于金属与非金属分界线附近的元素既能，又能。

参考资料：/（2）指导新元素的发现及预测他们的原子结构和性质。

（3）寻找所需物质在能找到制造半导体材料，如；在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

合作交流：请根据学过的碱金属元素(ⅠA)，卤族元素(ⅦA)的性质递变规律思考：(1)哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？(2)哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?互动探究：例1：下列说法中肯定错误的是（）A.某原子K层上只有一个电子B.某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍C.某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍D.某离子的核电荷数与最外层电子数相等例2：R.W.X.Y.Z为原子序数依次增大的同一短周期元素，下列说法一定正确的是（m.n 均为正整数）（）A.若R(OH)m为强碱，则W(OH)m+1也为强碱B.若H n XO m为强酸，则Y是活泼非金属元素C.若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正价为+6D.若X的最高正价为+5，则五种元素都是非金属元素例3 超重元素“稳定岛”的假设预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素208X。

结论：随着 ________________ 元素原子半径呈现___________________ 。

同一周期元素（0族元素除外），从左到右，元素原子半径逐渐________________3、随着原子序数的递增，元素的主要化合价变化的规律结论：随着 ________________ 元素的主要化合价呈现____________________ o注意：—无正价。

4、请叙述一下比较钠、镁、铝三种金属的金属性强弱的实验设计思路。

5、请叙述一下比较归、磷、硫、氯四种非金属的非金属性强弱的实验设计思路。

III、预习自测1.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是A.F、Cl、Br、IB. K、Mg、C、SC. C、N、0、FD. Li、Na、K、Rb2.下列说法正确的是（）A.原子序数越大，原子半径一定越大B.电子层数越多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大C.元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复D.按C、N、0、F的顺序，元素的最高正价依次升高高一年级化学学科导学案题目：第二节元素周期律第二课时元素周期律【学习目标】1、(1) 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)认识元素性质的周期性变化是兀素原子核外电子排布的周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。

2、通过学生观察，分析实验现象，对大量数据、事实进行分析，归纳和总结，培养学生观察和分析问题的能力及逻辑推理能力。

3、了解元素周期律的重要意义，认识事物的变化是由量变引起质变的规律，同时深化对“结构决定性质”以及“在相似中找差别、在差别中找规律”等学科思想的认识。

【重点】1、周期律的含义和实质。

2元素性质与原子结构的关系【难点】元素性质和原子结构的关系c预习案p【使用说明及学法指导】1.先通读教材14〜16页，思考科学探究中的实验，预测实验现象。

2.通过知识准备，回顾已学过的元素及其化合物的知识，复习同主族元素性质的相似性和递变性及其内在原因。

第四章物质结构元素周期律
4.2 元素周期律（第2课时）
教学设计
一、教学目标
1．知识与技能
（1）了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

（2）掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。

2．过程与方法
（1）自主学习。

自主引导探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。

（2）归纳、比较。

通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。

3．情感态度与价值观
培养学生辨证唯物主义观点，培养学生科学创造品质以及理论联系实际的能力。

二、教学重难点
1．教学重点：周期表、周期律的应用
2．教学难点：“位、构、性”的推导
三、教学过程
四．板书设计
元素周期律
1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。

3、元素周期律、元素周期表的应用。

教案
［讲］同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性
元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。

通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于的元素，大部分是非金属元素。

非金属元素的电负性越大，非金属元素越
［科学探究］
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。

查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和。

第2课时元素周期律1．同周期的X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物HXO4、H2YO4、H3ZO4的酸性依次减弱，则下列判断正确的是()A．原子半径X最大，Z最小B．非金属性X最强，Z最弱C．气态氢化物中HX最不稳定D．原子序数：Z>Y>X答案 B解析由最高价氧化物对应水化物酸性强弱可知三种元素非金属性强弱顺序为X>Y>Z，则三种元素的原子序数大小关系为X>Y>Z，由同周期元素性质的递变规律可知：原子半径的大小顺序为Z>Y>X，气态氢化物的稳定性为HX>H2Y>ZH3。

2．已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都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>C B．原子序数：d>c>b>aC．离子半径：C>D>B>A D．单质的还原性：A>B>D>C答案 C解析对电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，由题可判断：aA2＋＝Mg2＋，bB＋＝Na＋，cC3－＝N3－，dD－＝F－，故原子半径：Na>Mg>N>F，原子序数：a>b>d>c，离子半径：N3－>F－>Na＋>Mg2＋，还原性：Na>Mg>N>F。

3．下列叙述中，A金属性肯定比B金属性强的是()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原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能答案 D解析本题的关键是要弄清金属性强弱的实质是原子失电子的难易程度，原子越容易失电子，其金属性越强，与原子失电子数目无关；其次得失电子的能力主要取决于原子结构，尤其与最外层电子数和电子层数密切相关。

课题3 元素第2课时元素符号元素周期表【学习目标】1.理解元素的概念，统一对物质的宏观组成与微观结构的认识。

2.知道元素符号所表示的意义，学会元素符号的正确写法，逐步记住一些常见的元素符号。

3.初步认识元素周期表，知道它是学习和研究化学的工具，能根据原子序数，在元素周期表中找到指定元素和有关该元素的一些其他信息。

【自主学习】阅读教材P59—P60，完成下列各题：1.元素是具有__________________________________________________的总称。

2.在地壳中含量相对较多的元素由高到低依次是___________________________。

3.空气中含量最多的元素是___________,其次是________________而生物体内（包括人体）排在前三位的元1素是______、_______、和_______ 。

4.元素符号由1—2个字母组成。

它们的大小写方式是_____________ 。

5.元素符号都能表示两个意义。

以元素符号Fe 为例⑴（宏观）表示 ________ ⑵（微观）表示 __________。

某些符号还能表示第三个意义（金属元素或稀有气体或固态非金属），表示该元素的单质。

如Fe 还能表示⑶ ______________ 。

6.元素周期表最初由俄国化学家门捷列夫创立,是化学史上最重大的事件之一。

在元素周期表中，横排叫做________ ，竖列叫做_________ 。

原子序数=_________________ = _________________ =_________________元素的分类：__________________、__________________、__________________【共同建构】活动一：问题探究：什么是元素？不同的元素通过什么来区别？1.观察、比较下表中两种碳原子和三种氢原子在结构上有何共同点?几种原子的构成22.你能试着说说什么叫元素吗?（同桌交流）3.阅读课本，进一步理解元素的概念。

第二节原子结构与元素性质第3课时元素周期律(二)核心素养发展目标1.能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负性解释元素的某些性质。

2.理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系。

3.掌握元素周期律，分析“位—构—性”之间的关系。

知识梳理一、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。

2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。

特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。

课堂练习1、判断题(1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小()(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强()(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素()(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大() (5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点()答案(1)√(2)√(3)×(4)×(5)√2．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？提示根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最强的元素位于周期表的右上方，最弱的元素位于周期表的左下方。

最新人教版必修二第一章第二节《元素周期律》（第 2 课时）第二节元素周期律教案（第 2 课时）【教学目标】一、知识与技能1、通过“实验探究” , “观察思考” ,培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力2、认识元素的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果, 从而理解元素周期律的实质二、过程与方法1、学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。

2、通过本节课的学习, 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,也会以理论来指导后续学习三、情感态度价值观通过自学、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】元素周期律的涵义【教学难点】元素周期律的实质【教学过程】［引］从上一节我们分析3-9、11-17 号元素的得失电子能力强弱可知：当电子层相同时,随着元素原子序数的递增,最外层电子数从1 增至8,原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱, 那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的变化呈现周期性变化呢？假如我们要用实验来验证自己的假设,又应从哪些方面着手呢？这就是我们本节课所要学习的内容。

［板书］第二节元素周期律（二）［讲］请大家结合课前预习知识回答,判断元素金属性和非金属性的依据。

［投影小结］判断元素金属性强弱的依据1、单质跟H2O 或H+置换出H的难易程度（反应的剧烈程度）反应越易,金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物碱性越强,金属性就越强3、金属间的置换反应,单质的还原性越强,金属性就越强4、按金属活动性顺序表,金属性逐渐减弱5、金属阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱判断元素非金属性强弱的依据1、单质跟H2 化合的难易程度,条件及生成氢化物的稳定性。

越易跟H2 化合,生成氢化物越稳定,说明非金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强,说明非金属性越强3、非金属单质间的置换反应。

高一化学必修2《元素周期律》（第二课时）教学设计高一化学必修2《元素周期律》（第二课时）教学设计教材分析：《元素周期律》是化学必修2第一第二节，本节包括三部分教学内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。

第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规律以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。

第二课时主要是在原子结构的周期性变化的基础上，以第三周期为例，探究同周期元素金属性、非金属性的递变规律，而同周期同主族元素性质的周期性变化，是元素周期律的最本质体现。

元素周期律是学习化学和研究化学的理论基础，是指导学生学习无机化合物的导航图，对学生化学能力的提升有着举足轻重的作用。

本节课的教学内容充分体现了“结构决定性质”的化学思想，也渗透了“量变引起质变”的哲学思想。

因此本节课的教学应充分体现元素周期律的“周期性”概念，元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的要求，尽量发挥学生学习的自主性，引导学生从元素原子最外层电子数的递变入手，引导学生，通过对比分析，类比迁移，自主总结出得出同周期元素金属性、非金属性的递变规律。

学情分析：本节课针对的是高一学生，从认知思维特点上看，该年龄段的学生思维敏捷、活跃，但抽象思维能力薄弱。

“元素周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。

所以教师必须设置问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。

同时通过原子核外电子排布规律，碱金属、卤族元素性质的学习，学生已经具备了原子结构与元素性质的相互关系，也初步理解了结构决定性质的化学思想。

因此，只要教师通过问题的设置和适当的引导点拨，可以让学生通过实验探究与验证，完全将这一理论知识应用到同周期元素性质的学习中，并获得预期的学习效果。

教学目标知识技能：1、理解同周期元素金属、非金属的递变规律；2、掌握并能运用元素金属性、非金属性的判断依据3、培养学生观察实验现象的能力及总结能力。

一、课题：第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律二、教材版本：人民教育出版社三、教学目的：1、了解原子结构与元素性质之间的关系，理解元素周期律的内容及实质。

2、通过科学探究，提高总结归纳能力、思维能力和实验技能。

四、课型：新授课五、课时：第二课时（共三课时）六、教学重点：1、元素周期律的内容和实质。

2、元素性质与原子结构的关系。

七、教学难点：元素性质与原子结构的关系。

八、三维目标：（一）知识与技能目标：1、了解元素原子的电子层排布、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、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。

(二)过程和方法目标：1、培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳总结能力和逻辑推理能力。

2、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。

（三）情感态度与价值观目标：使学生初步认识事物变化由量变引起质变的规律，对学生进行辩证唯物主义教育。

九、教学方法：诱思探究法，即通过导学案自学、比较、实验、设疑等方式诱导学生思考、观察、分析、归纳、推理、探究。

采用实验探究和迁移类比、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、透过现象看本质的科学抽象方法。

十、教具准备：多媒体课件、实验用品（钠、镁条、铝片、稀盐酸、酚酞溶液、砂纸、试管、试管架、试管夹、酒精灯、蒸馏水、火柴等）。

十一、教学过程：[复习提问]：同一主族元素从上到下金属性、非金属性如何变化，为什么？[引言]：目前我们使用的元素周期表中一共有7个周期、16个族。

刚才，大家复习了同主族元素性质的变化规律。

那么，同周期元素是否也有类似规律呢？今天我们就来共同探究。

[板书]：第二节元素周期律（二）[科学探究1]：请大家看我们自己完成的导学案上“探求新知1”和教材上科学探究1中的第二个表格内容，谁愿意将你的完成情况给大家汇报一下呢？（也可到多媒体展台上展示并讲解）[教师强调]：（学生回答后）对学生的回答评价后强调：周期性的意思就如同我们一年又一年的四季更替及生活中的每天都是24小时一样。

《元素周期律》导学案一、学习目标1、理解元素周期律的概念，包括原子半径、元素化合价、金属性和非金属性等的周期性变化规律。

2、掌握元素周期表的结构，能根据元素周期表的位置推断元素的性质。

3、了解元素周期律的应用，如预测元素的性质、寻找新材料等。

二、知识梳理（一）原子结构1、原子的构成原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子组成。

质子数决定了元素的种类，质子数和中子数共同决定了原子的质量数。

2、核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。

电子按能量高低分层排布，离核越近的电子能量越低。

（二）元素周期律1、原子半径的周期性变化同周期元素，从左到右原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下原子半径逐渐增大。

原因：同周期元素，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，对核外电子的吸引力逐渐增强，原子半径逐渐减小；同主族元素，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。

2、元素化合价的周期性变化主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于其族序数减去 8。

原因：元素的化合价与原子的最外层电子数有关，随着原子序数的递增，原子的最外层电子数呈现周期性变化，导致化合价也呈现周期性变化。

3、金属性和非金属性的周期性变化同周期元素，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

判断元素金属性强弱的依据：单质与水或酸反应置换出氢的难易程度；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

判断元素非金属性强弱的依据：单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。

（三）元素周期表1、周期周期数等于电子层数，共有 7 个周期，其中 1、2、3 周期称为短周期，4、5、6、7 周期称为长周期。

2、族主族：由短周期元素和长周期元素共同构成，族序数等于最外层电子数。

副族：完全由长周期元素构成。

3、分区根据元素的最后一个电子填充的轨道类型，将元素周期表分为s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。

第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律（第2课时）【学习目标】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、了解元素周期表和元素周期律的应用3、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

【学习重点】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。

【学习难点】如何判断元素的金属性和非金属性 【知识链接】周期序数 原子序数 电子层数最外层电子数 一 1~2 1 二 3~10 2 三11~183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1~8的周期性变化（H 、He 除外）完成P15页的表格，2、在原子中：质子数= = =3、稳定结构与不稳定结构（重点阅读）通常，我们把最外层8个电子(只有K 层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。

一般不与其他物质发学生化学反应。

当元素原子的最外层电子数小于8(K 层小于2)时，是不稳定结构。

在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。

原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。

金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。

举例说明：K S Al 的金属性、非金属性。

4、元素金属性非金属性的判断依据（重点学习并记忆） [引入]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。

金属性比较 本质 原子越容易失电子、金属性越强判 断 依 据 1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。

2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。

3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。

第二节元素周期律学案（第二课时）1.元素的原子结构变化规律：2. 主要化合价的变化规律：注意：①氧、氟无价；金属无价；惰性气体为。

②元素的最高正价== 。

③只有才有负价，且|负价数值|+最高正价数值==3、元素的金属性和非金属性的周期性变化：判断元素金属性（失电子能力）强弱的方法：①元素与水（或酸）反应，反应越剧烈，元素金属性；②元素对应碱的碱性越强，元素的金属性；结论：同一周期从左到右，金属性逐渐。

同一主族从上到下，金属性逐渐。

判断元素非金属性（得电子能力）强弱的方法：①与H2的化合：与H2越易反应，该元素的非金属；②生成氢化物的稳定性：对应氢化物越稳定，该元素的非金属；③最高价氧化物对应酸的酸性越强，非金属性。

结论：同一周期从左到右非金属性逐渐。

同一主族从上到下，非金属性逐渐。

总之：同一周期从左到右，金属性逐渐；非金属性逐渐。

同一主族从上到下，金属性逐渐；非金属性逐渐。

4、原子半径的周期性变化：原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用决定的。

微粒半径比较的一般规律：①看电子层数：电子层数越多，半径越大；电子层数越小，半径越小。

②看核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数多的，半径小；核电荷数少的，半径大。

③看电子数：当电子层数和核电荷数都相等时，电子数越多，半径越大；电子数越小，半径越小。

同一周期从左到右原子半径由渐；同一主族从上到下原子半径由渐。

元素周期律：。

元素性质的周期性变化的根本原因是：。

巩固提高：1．已知铍（Be）的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述正确的是（）A、铍的原子半径大于硼的原子半径B、氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8C、氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D、单质铍跟冷水反应产生氢气2．下列各组微粒半径大小比较，前者小于后者的是（）A、Na—MgB、S2——SC、Mg—ND、Al3+—Al3．按C、N、O、F的顺序，其性质表现为递减的是（）A、最外层电子数B、原子半径C、非金属性D、单质的氧化性4．下列关于主族元素性质递变规律不正确的是（）A、同主族元素从上到下，原子半径越大金属性越强B、同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强C、同周期元素从左到右，气态氢化物稳定性逐渐增强D、同主族元素从上到下，原子半径越小越容易失去电子5．下列离子半径之比大于1的是（）A、Mg2+/MgB、Cl/Cl—C、N/OD、Si/Al6．在下列元素中，原子半径最小的是( )A.NB.FC.MgD.Cl7．在下列元素中，最高正化合价数值最大的是( )A.NaB.PC.ClD.Ar8．元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是( )A.XY2B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y9．元素R的最高价含氧酸的化学式为H n RO2n－2，则在气态氢化物中，R元素的化合价为（）A．12－3n B．3n－12 C．3n－10 D．6－3n10．元素性质呈现周期性变化的基本原因是（）A．元素的原子量逐渐增大B．核外电子排布呈周期性变化C．核电荷数逐渐增大D．元素化合价呈周期性变化11．A．B均为原子序数1—20的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2－离子少8个电子，则B的原子序数是（）A．n+4 B．n+6 C．n+8 D．n+1012．已知A n+、B(n－1)+、C(n+1)+、D(n+1)－都有相同的电子层结构，A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是（）A．C>D>B>A B．A>B>C>D C．B>A>C>D D．A>B>D>C13．Y元素最高正价与负价的绝对值之差是4；Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中电离出电子层结构相同的离子，该化合物是（）A．KCl B．Na2S C．Na2O D．K2S14．元素的化学性质主要决定于（）A．主要化合价B．核外电子数C．原子半径D．最外层电子数15.元素的下列性质，随着原子序数的递增不成周期性变化的是（）A．原子量B．化合价C．原子半径D．元素金属性、非金属性16.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物（）A．NaOH B．Al(OH)3C．LiOH D．RbOH17．下列各组气态氢化物的稳定性按由强到弱的顺序排列的是（）A．HI、HCl、H2S、PH3 B．PH3、H2S、HCl、HBrC．HF、HCl、H2S、SiH4D．NH3、PH3、H2S、HCl18．元素周期律是指元素的性质随___________的递增，而呈_______性变化的规律，这里元素的性质主要是指_____________和_____________；元素性质周期性变化是__________________________呈周期性变化的必然结果。