必2第一章第二节元素周期律教案第1课时
第一章 第二节 第1课时 原子结构与元素周期表 课件高二下学期化学人教版(2019)选择性必修2
第四周期第ⅠB族、ds区 第四周期第ⅠA族、s区
02
构造原理与元素周期表
三、元素周期表的分区
例3.下列说法正确的是（ C ） A.所有金属元素都分布在d区和ds区 B.最外层电子数为2的元素都分布在s区 C.元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 D.基态原子的p能级上半充满的元素不一定位于p区
第二节 原子结构与元素的性质
第1课时 原子结构与元素周期表
PART 01
01
元素周期律、元素周期系和元素周期表
一、基本概念
1.原子序数
1869年，门捷列夫按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列 起来，得到一个序列，并从最轻的元素氢开始编号，称为原子 序数。
现代化学中的原子序数的排列依据由相对原子质量修改为核电 荷数（质子数）。
02
构造原理与元素周期表
二、核外电子排布与族的关系
1.主族元素
主族序数
ⅠA
列数
1
价电子排布式 ns1
价电子数
1
ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
13
14
15
16
17
ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
2
3
4
5
6
7
主族元素的价层电子就是最外层电子，全部在ns能级或nsnp能级 主族序数=价层电子数=最外层电子数
3d74s2
9
Ni 10
3d84s2 10
Cu 11 ⅠB 3d104s
1
11
Zn 12 ⅡB 3d104s
2
12
①除镧系和锕系元素，副族元素的价层电子都在(n-1)d和ns能级
高中化学必修二第一章第二节第一课时元素周期律
须 加 热
光照或 点燃爆 炸化合
Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
强碱
中强碱 两性氢 弱酸 氧化物
中强 酸
强酸
最强 酸
稀 有 气 体 元 素
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
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 元素原子半径呈现周期性变化 元素化合价呈现周期性变化 元素的化学性质呈现周期性变化
（2）最外层电子数不超过8个电子(K 为最外层时不超过2个) ； （3）次外层电子数不超过18个电子； 倒数第三层电子数不超过32个电子； （4）核外电子总是尽先排布在能量较 低的电子层，然后由里向外，依次排布 在能量逐步升高的电子层(能量最低原 理)。
练习：
1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、 +12 2 10
氟里昂的发现与元素周期表
米奇利还分析了其它的一些规律， 最终，一种全新的致冷剂CCl2F2终 于应运而生了。 80年代，科学家们发现氟里昂会破 坏大气的臭氧层，危害人类的健康 的气候，逐步将被淘汰。人们又将 在元素周期表的指导下去寻找新一 代的致冷剂。
例1.下列递变情况不正确的是： C
A. Na、Mg、Al最外层电子数依 次增多，其单质的还原性依次减弱 B. P、S、Cl最高正价依次升高， 对应气态氢化物稳定性增强 C. C、N、O原子半径依次增大 D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱 性依次增强
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
原子结构与元素周期表 高二化学人教版(2019)选择性必修2
B．只有p区 D．s区和p区
2.下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的叙述中,
正确的是( B )
A.原子价电子排布为ns2np1~6的元素一定是主族元素 B.基态原子最外电子层的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元 素
C.原子的价电子排布为(n-1)d6~8ns2的元素一定位于第ⅢB~ⅦB族 D.基态原子N能层上只有1个电子的元素一定是主族元素
【思考与讨论】P22
①对角线规则是从相关元素及其化合物的许多
性质中总结出来的经验规则,不是定理。
②相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别 为Li2O和MgO;铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化 物;B和Si的含氧酸都是弱酸。
体现对角线规则的相关元素
元素周期表中，非金属元素存在的区域为( D )
A．只有s区 C．s区、d区和ds区
根据元素最后一个电子填充的能级的不同，将周期表中的元素分为5个区
ⅠA
0
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
s区
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ns1～2
电子填充的 最后一个能 级是s能级
d区
电子填充的最后 一个能级是d能级
ⅠB
ⅡB
p区
ds区
先填满了 (n-1)d能级 而后填充ns 能级
电子填充的最 后一个能级是 p能级
过渡金属元素)。
⑤f区:包括镧系和锕系元素,价电子排布式为(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2。称为
内过渡元素
⑥各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
分 区
元素位置
s区 IA族、ⅡA族
p区 ⅢA~ⅦA族及0族
必修二 第一章 第二节 元素周期律 化学教案
必修二第一章第二节元素周期律化学教案----305d55fa-6eb2-11ec-a20e-7cb59b590d7d必修二-第一章-第二节--元素周期律--化学教案第二节元素周期律教学计划三维目标知识和技能：1。
掌握元素周期表和元素周期定律。
2.掌握元素的价态与元素在周期表中的位置之间的关系。
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”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、态度和价值观：培养学生的科学创新素质和理论联系实际的能力。
教学重点：周期表、周期律的应用教学难点：“位、构、性”的推导教具准备：多媒体和物理投影仪[来源：学习主题网络z_x_x_k]教学过程[新课程介绍]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？这就这就是我们在这节课上要学的。
[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。
老师：元素在周期表中的位置（以下简称“位”）反映了元素的原子结构（以下简称“结构”）素的原子结构，则决定、影响着元素的性质（称简“性”）。
因此，我们只要知道三种量其中一个（位、结构、性质）可以推导出另外两个量。
师：请同学们打开周期表观察：用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素？如果沿着硼（b），铝（A1）；硅、锗；砷（as）、锑（sb）；用碲（TE）和钋（PO）画一条折线，则位于折线左侧的是什么元素？折线右侧的又是什么元素？[板书]1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系【例题剖析】【例1】x.y是元素周期表中的两个元素。
在下面的描述中，可以解释x比y更非金属a、x原子的电子层比y原子的电子层数多b、x的氢化物的沸点性y的氢化物的沸点低。
c、 X的气态氢化物比Y.d更稳定。
Y的单质可以取代NaX溶液中的X来。
【老师的密集讲座】这个问题考察了对元素非金属强度的判断。
你应该记住并理解判断标准，而不是随意变换标准。
1.2.1 原子结构与元素周期律 第一课时 教案
《原子结构与元素的性质》第一课时教学设计增排列的序列称为元素周期系。
3.元素周期表元素周期表是呈现元素周期系的表格。
元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
注意：1 .元素周期系与元素周期表的关系_呈现元素周期系. X，尸元素周期表!决定I只有一种绘制‘右干种.原子序数、核电荷数、质子数与核外电子数的关系原子序数二核电荷数=质子数=核外电子数二、构造原理与元素周期表1.元素周期表的结构：根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。
（1）周期（七横七周期，三短四长）（2）核外电子排布与周期的划分i根据构造原理，将能量相近的能级分为一组,按能量由低到高可分为7个能级组，同一能级组内,各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
ii每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最高的能级对通过观察元素周期表和表格数据特点，归纳总结元素周期表的结构，应的能层数等于元素的周期序数。
生周期性的重复。
的关系同军褥丽西丸制作的。
元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外电子的排布发（3）根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数 元素周期系中每个周期的元素数，第一周期从IS 】开始，以"2结束，只有两种元素。
中间按照构造原理依次排满各能级。
其余各周期总是从〃 S 能级开始，以〃 p 结束，递增的核电荷数（或电子数）就等于每个周期里的元素数。
具体数据如下:周期ns —*np 电子数 元素数目—• Is 1-2 2 2 二 2sL2 2P 「6 8 8 三 3s 1 23p, 68 8 四 4s l-23d l-104p |-6 18 18 五 5s i-24d l-105p |-618 18 六 6sl 2 4f l i4 5dl l0 6P 「6 32 32 七7sL2 5fll4 6d 「l 。
7P 「63232小V f - 546讣77f5£ Kd 访］规律：递增的核电荷数二元素个数六32七32五18周期一元素数三 四18若以一个方格代表一种元素，每个周期排成一个横排，并按S 、p 、d 、f 分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表:【思考与讨论】1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC ）推荐了一张元素周期表，书末的元素周期表就是参照其新版 请问：怎样将图1-17变成书末的元素周期表？思考交流理解核外 电子排布 与元素周 期表中周 期与族之 间的关系。
化学必修二第一章第二节第一课时
第1课时
三维目标
元素周期律
原子核外电子的排布
1．了解核外电子排布的初步知识和原子结构
知识与技能 示意图的表示方法
2．原子核外电子的排布规律(重、难点) 过程与方法 由图表数据总结、归纳、抽象、形成规律的 过程与方法
情感、态度 体验发现和应用规律的快乐，体会对待自然
与价值观 规律的正确态度
思维激活
1 2 3 4 5 6 7 2 1 2 3 4 5 6 7 8 1 2
8
三、结构示意图
结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。 在原子结构示意图中，“圈”表示原子核及核内质子 数，“弧”表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的 电子数，核内质子数与核外电子数相等。
在离子结构示意图中，核内质子数与核外电子数不相
可排2×32＝18个，但作为最外层不能超过8个。
二、1～20号元素原子核外电子排布的特殊性 1．最外层电子数为1的原子有H、Li、Na、K。 2．最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg、Ca。 3 ．最外层电子数和次外层电子数相等的原子有 Be 、 Ar。 4．最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。 5．最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。 6．最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。 7．次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。 8．内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。 9．电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。 10．电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。 11．最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。 12．最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
(1)A元素原子核外M层电子数是L层电子数的 __________、__________。
2020届人教版高一化学必修2讲义：第一章 第二节 第一课时 原子核外电子的排布含答案
第二节⎪⎪元素周期律第一课时原子核外电子的排布[课标要求]1．了解原子核外电子能量高低与分层排布的关系。
2．了解核外电子分层排布的规律。
1．原子核外电子排布规律：(1)各层最多容纳的电子数目为2n2个(n为电子层序数)。
(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)，次外层电子数目不超过18个。
(3)核外电子总是先排布在能量较低的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层里，即按K、L、M、N…依次排列。
2．常见10电子粒子：(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
(2)阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH＋4、H3O＋。
(3)阴离子：O2－、F－、OH－。
原子核外电子的排布1．电子的能量(1)在多电子原子中，电子的能量不同。
(2)电子能量与运动区域。
电子能量较低→运动区域离核较近。
电子能量较高→运动区域离核较远。
2．电子层(1)概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域运动，把不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层(也称作洋葱式结构)。
(2)电子层的表示方法及与能量的关系。
n 1 2 3 4 5 6 7 表示方法字母K L M N O P Q离核远近由近到远能量高低由低到高3.电子的分层排布电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层，即原子核外电子排布时，先排K层，充满后再填充L层。
[特别提醒]原子最外电子层排满8个电子时为稳定结构，但只有一个电子层时，排满2个电子时为稳定结构，如Li＋为2电子稳定结构。
1．核外电子是分层排布的，共划分为几层？按能量由低到高、离核由近及远的排列顺序是什么？其中M层和N层哪一层能量更高？提示：7；K、L、M、N、O、P、Q；N层能量高于M层。
2．M电子层最多可容纳18个电子，为什么钾原子的核外电子排布不是而是？提示：若钾原子的M层排布9个电子，此时M层就成为最外层，这和电子排布规律中“最外层电子数不超过8个”相矛盾，不符合电子排布规律。
人教版高中化学必修二课件第一章第二节第1课时原子核外电子的排布
解析：K层即是第一层，只有1个电子的是氢原子，A项 正确；原子M层上有电子，说明L层已排满8个电子，此时M 层上电子数为L层的4倍，为32个，与最多有2n2即18个相矛 盾，B项错误；M层、L层上的电子数均为K层上的4倍，即 为“2、8、8”电子排布，则S2－、Cl－、K＋、Ca2＋均满足， C项正确；氢原子的核电荷数与最外层电子数相等，D项正 确。
名师点睛：判断10电子微粒的方法：
10电子微粒是高考的热点，因此高一就要夯实基础，但 死记硬背不利于知识的灵活应用。以下是快速确定10电子微 粒的有效方法。
(1)
(2)H＋电子数为零，故与其他粒子结合，原粒子的电子 数不增也不减。则：
变式应用 2．下列微粒中，核外电子数相同的是( )
解析：F－中含10个e－，Na＋中含10个e－，Ne中含10个e －，K＋中含18个e－，⑤为Mg2＋，含10个e－。故①②③⑤中 电子数相同。
(7)电子层数和最外层电子数相等的原子是H、Be、Al。 (8)电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li、Ca。 (9)最外层电子数是电子层数2倍的原子是He、C、S。 (10)最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
变式应用
1．已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A＜B＜ C，且都小于18，A元素的原子最外层电子数是次外层电子 数的2倍；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半； C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个。试推断：
3．下列各原子结构示意图中所表示的核外电子排布正确的 是( ) C
一、原子核外电子排布规律 (2011年山东临沂模拟)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．某原子的核电荷数与最外层电子数相等
元素周期律(第一课时)教案
元素周期律（第一课时）教案一、教学目标本课时的教学目标是让学生了解元素周期律的基本思想和周期表的组成，掌握元素周期律的基本规律，同时也能够了解元素周期律的历史背景和发展过程。
二、教学重点和难点1. 教学重点：元素周期律的基本思想和周期表的组成，元素周期律的基本规律。
2. 教学难点：周期表对元素性质的预测和周期律的历史背景。
三、教学过程【导入】1. 通过图片展示和简单的活动，学生们了解有哪些元素以及它们分别的性质，引发学生们对于元素性质变化的思考，为引入元素周期律做铺垫。
2. 色码表的制作，让学生自行收集不同颜色的小球，为下一环节的分类打下基础。
【展开】1. 通过对于普朗克、门捷列夫、柯西和门德里夫提出的元素周期律做简单的介绍，引导学生理解周期律的基本思想和周期表的组成。
2. 解释周期表中元素的排列方式，回顾周期表中元素分类的基本方式和命名规律，让学生们掌握元素周期律的基本规律。
3. 进一步讲解元素周期律中元素性质的预测，让学生了解周期表的应用和实用价值。
4. 分组或自由活动，让学生们通过分析周期表中元素性质的变化以及不同元素之间的联系，探究元素周期律的更深层次的规律。
同时以简单易懂的例子，帮助学生理解元素周期规律。
【总结】1. 回顾教学目标，帮助学生梳理课程内容，巩固所学的知识和技能。
2. 对元素周期律在实际应用中的重要性做简单介绍。
四、教学反思在本课程的教学中，我重点强调了元素周期律的基本规律以及周期表的组成，同时也帮助学生理解了元素性质的预测和周期律的历史背景。
通过让学生进行分类活动和探究活动，培养了学生的合作能力和思考能力，并且让学生深入理解了元素周期律所涉及的知识点。
在未来的教学中，我会更注重教学重难点与生活联系的整合以及教学形式的多样化，保障学生更好的学习效果。
1.2.1《原子核外电子排布》教学设计(含解析)2020-2021学年人教版高一化学必修二
（人教版必修2）第一章《物质结构元素周期律》教学设计第二节元素周期律（第一课时原子核外电子排布）【情景导入】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】活动一、电子的能量及电子层【思考】阅读教材P13页内容，思考在多电子原子中的电子的能量与运动区域有何关系？【交流投影】【讨论】阅读教材P13页第二自然段内容，回答电子层及其与能量有何关系？【交流1】（1）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、6、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。
【交流2投影】（2）能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。
这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。
如下表：各电子层（由内到外）序号（n） 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q 与原子核的距离近→远能量低→高【交流3投影】（3）电子层模型示意图【问题探究】在理解核外电子排布时要注意哪些问题？【交流1】(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排18个电子，而当它是最外层时，最多可以排8个电子。
【交流2】(2)电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核外电子排布情况分别为。
【典例1】某短周期元素的原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，那么该原子()A．有3个电子层B．有2个电子层C．最外层电子数是8 D．核电荷数是10【答案】 B【解析】第一层排满为2个电子，第二层排满为8个电子，第三层为最外层时，最多排8个电子，若该原子有3个电子层，依题意可知最外层(第3层)要排到24个电子，这不可能，则该原子只有2个电子层，第一层为2个电子，第二层为6个电子。
人教版高中化学必修2全套教案
核电荷数=核内质子数=核外电子数，质量数=质子数+中子数 元素的相对原子质量=A a％+B×b％+C×c％…(a％、b％、c％为原子个数百分比，A、B、C为各
)
[板书]三、核素
、核素
、同位素
知识拓展]1、天然同位素无论是在单质还是化合物中原子所占的百分比一般不变。
、同位素原子物理性质不同，但化学性质几乎完全相同，例如：12C+O
：同学们观察的比较仔细、全面，在多电子的原子中，各个电子的能量是不相同的，因此，它
n表示电子层，n=1、2、3、4……7或者用K、L、M、N、O、P、Q表示。
表示第一层；L表示第二层……
[多媒体播放：核外电子排布规律]
、核外电子量依据能量高低，分层排布的，离核越近能量越低，离核越远，能量越高。
O反应，与Cl2相似，但毕竟不同，要注意
B。
2】(1996年上海，4)随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是……( )
A．单质的溶、沸点逐渐降低 B．卤素离子的还原性逐渐增强
C．气态氢化物稳定性逐渐增强 D．单质氧化性逐渐增强
教师精讲] 本题考查的是卤族元素性质递变规律，对递变规律熟悉，即可顺利作出正确判断。
1、周期表的结构；2、碱金属元素的原子结构与性质的关系。
碱金属元素的原子结构与性质的关系。
多媒体，三角架、酒精灯、石棉网、镊子、小刀、滤纸、火柴、玻璃片、蓝色钴玻璃、小烧
Na、K等。
新课导入][多媒体播放：门捷列夫事迹介绍]
：知道！他是俄国伟大的化学家，他的伟大成就在于绘出了元素周期表，发现了元素周期律。
论 从F
→I2与H2化合越来越困难，氢化物稳定性逐渐减弱
元素周期表教案板书
元素周期表教案板书篇一：《元素周期表》第一课时教学设计《元素周期表》（第一课时）长武中学陈宝凤一、教材分析《元素周期表》是高一化学必修2第一节内容，所有的化学知识都会用到元素周期表，是化学学科的基石。
本章以元素周期表和元素周期律为框架，首先介绍元素周期表，再通过一些事实和实验归纳元素周期律。
本节从化学史引入，直接呈现元素周期表的结构。
在学生了解一些元素性质和原子结构示意图的基础上，以元素周期表的纵向结构为线索，以碱金属和卤素元素为代表，通过比较原子结构（电子层数，最外层电子数）的异同，突出最外层电子数的相同；并通过实验和事实来呈现主族族元素性质的相似性和递变性。
帮助学生认识元素性质与原子核外电子数的关系。
本节内容要达到“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；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及其性质的递变规律”。
本课是时内容要求达到“能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，初步了解原子结构与元素性的关系；能描述元素周期表的结构”。
一、学情分析学生在初三对1-20号元素的原子结构和元素周期表都有初步了解，但在学习中较多是用机械记忆的方法，对知识的理解不够深刻，易遗忘，解决实际问题的能力较低。
这一节课是新学期的第一堂化学课，同时这部分内容又比较枯燥，如何激发学生的学习兴趣，如何引导学生从方法的高度来重新审视这一内容应成为教学设计的关键。
三、教学目标1、知识与技能使学生初步掌握元素周期表的结构，以及周期、族等概念。
2、过程与方法（1）通过学生亲自动手编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力；（2）通过抢答对身边元素有所了解和重视，分组画曲线培养理性思维能力；（3）观察元素原子结构，揭示元素周期律，培养学生的分析和推理能力。
3、情感、态度与价值观（1）通过对元素周期表的编排和认识，渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系，并且使学生认识化学美。
必修二第一章第二节 元素周期律第一课时学案
第二节元素周期律学案（第一课时）预习导学：原子的组成及其相互关系：1．构成原子的“三微粒”：2．质量数（A）= +3．粒子中的质子数与核外电子数的关系：原子：阳离子：阴离子：知识点一：一、原子核外电子的排布。
在含有多个电子的原子里，电子以能量的不同是分层排布的，其主要规律是：⑴核外电子总是尽可能排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层（能量最低原理）。
⑵原子核外电子层最多容纳个电子。
⑶原子最外层电子数目不能超过个（K层为最外层时不能超过个电子）。
⑷次外层电子数目不能超过个（K层为次外层时不能超过个电子）；倒数第三层电子数目不能超过个。
3、1~20号元素例子结构的特点：⑴与He原子电子层结构相同的离子有：、、；⑵与Ne原子电子层结构相同的离子有：、、、、、；⑶与Ar原子电子层结构相同的离子有：、、、、；⑷核外总电子数为10个电子的粒子有：①分子：、、、、；②阳离子：、、、、；③阴离子：、、、、；⑸核外总电子数为18个电子的粒子有：①分子：、、、、、、；②阳离子：、；③阴离子：、、、；巩固提高：1、只根据元素原子的核电荷数不能确定（）A、原子核内质子数B、原子核内中子数C、原子核外电子数D、原子的质量数2、某元素R的阴离子R n—核外共有X个电子，该元素原子的质量数为A，则该元素原子里含有中子数为（）A、A+X—nB、A—X+nC、A+X+nD、A—X—n3、与OH—具有相同质子数和电子数的微粒是（）A、NH3B、HFC、NH2—D、F—4、下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是（）A、Al3+B、Mg2+C、Be2+D、H+5、下列各组粒子中，核外电子总数相等的是（）A、K+和Na+B、CO2和NO2C、CO和CO2D、N2和CO6、下列关于原子的几种描述中，不正确的是（）A、18O与19F具有相同的中子数B、16O与17O具有相同的电子数C、12C与13C具有相同的质量数D、15N 与14N具有相同的质子数7、（1997.全国）X、Y、Z、R分别代表四种元素。
元素周期律(第一课时)教案
元素周期律(第一课时)教案篇一：元素周期律(第一课时)教案必修2 第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第一课时）一、教材分析：通过初三和必修I的学习，学生已经基本具备了一定的无机化学基础知识。
例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的学习奠定了一定的基础。
在本章中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。
通过《物质结构元素周期律》的学习，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。
在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生在初中和必修I中所学习的氧化还原反应和许多元素化合物的知识连汇贯通。
在第三节，通过化学键的学习，可以为今后有志深入学习化学的同学打下一定的基础。
总之，本章内容既是必修的重要理论内容，也是为选修内容的学习打下良好的基础。
二、教学目标：知识目标：1、知道元素原子核外电子排布规律；2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。
能力目标：提高学生们归纳整理的能力。
情感、态度、价值观目标：学会总结，学会概括，体会结构决定性质的理念。
三.教学重点难点：重点：元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。
难点：知道元素原子核外电子排布规律。
四、学情分析：通过初三和必修I的学习，学生已经基本具备了一定的无机化学基础知识。
例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的学习奠定了一定的基础。
五、教学方法：学案导学六、课前准备：学生学习准备：导学案- 1 -教师教学准备：投影设备七、课时安排：一课时八、教学过程：（一）、检查学案填写，总结疑惑点（主要以学生课前板书答案展示的方式）（二）、情景导入，展示目标：老师：原子结构大家在初中就已经了解了，刚才通过同学们对导学案的展示已经对原子结构了解的不成问题了，那么核外电子具体怎样排布？有什么规律特点，以及元素周期表能够体现出哪些结构规律，与元素性质规律有什么联系，是我们这节课要探讨的内容。
人教版高二化学选择性必修2第一章 第二节 第1课时 原子结构与元素周期表牛老师
第二节原子结构与元素的性质前事不忘，后事之师。
《战国策·赵策》镇海中学陈志海第1课时原子结构与元素周期表[核心素养发展目标] 1.了解元素周期律、元素周期系和元素周期表的关系。
2.能从核外电子排布角度，解释元素周期系的基本结构。
3.通过原子结构和元素在周期表中的位置分析推理其他元素的位置及性质，培养学生的模型认知能力。
一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。
2．元素周期系：元素按其原子核电荷数递增排列的序列。
3．元素周期表：呈现周期系的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
4．三张有重要历史意义的周期表(1)门捷列夫周期表门捷列夫周期表又称短式周期表，重要特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1～7族分主副族，第八族称为过渡元素。
(2)维尔纳周期表维尔纳周期表是特长式周期表，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，它确定了前五个周期的元素种类。
(3)玻尔元素周期表玻尔元素周期表特别重要之处是把21～28、39～46等元素用方框框起，这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的，他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第六周期为32种元素。
为纪念门捷列夫发表第一张元素周期表(部分如下)150周年，联合国宣布2019年为“国际化学元素周期表年”。
关于下表的说法正确的是( )A．表中数字代表元素的原子序B．表中元素的排列据是元素的原结构C．推测表中“？＝70”指代的素的最高化合价为＋4D．每一纵列都对应现在常用的元素周期表中的一族答案C解析表中数字代表元素的相对原子质量，故A错误；表中元素的排列依据是相对原子质量的大小，故B错误；推测表中“？＝70”和C、Si在同一横排，属于同主族，所以元素的最高化合价为＋4，故C正确；每一横行都对应现在常用的元素周期表的同一族，故D错误。
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第一章物质结构元素周期律
第二节元素周期律教案
(第1课时)
【教学目标】
一、知识与技能
1、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、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表
二、过程与方法
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
三、情感态度价值观
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结构规律”、“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义的观点
【教学重点】
同一周期金属性、非金属性变化的规律
【教学难点】
元素周期律的实质
【教学过程】
[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；
2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。
[投影]1～18号元素原子结构示意图。
[问]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。
[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
［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。
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］
［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＋
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。
那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性和非金属性两个方面来进行探讨。
［投影］
［问］请大家参考1-18号元素的原子结构示意图，结合上表同内容，能够发现哪些有关元素化合价知识的规律？
［投影小结］
(1) 最高正价与最外层电子数相等
(2) 最外层电子数≧4时出现负价
(3) 最高正化合价与负化合价绝对值和为8
(4) 金属元素无负价
(5) 氟无正价
［讲］大家总结很详细，要熟记这些知识，对于稀有气体元素，由于他们的化学性质不活泼，在通常状况下难与其他物质发生化学反应。
因此，把它们的化合价看作是0。
［投影小结］元素主要化合价变化规律性
+1
+1
+1
［板书］3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化
［过］元素的化学性质是由元素的原子结构决定的，原子结构决定了原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。
请大家根据己学知识分析3-9、11-17号元素，随原子序数的递增得失电子的难易程度
3-9、11-17号元素随原子序数的递增，原子半径逐渐变小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，
［讲］我们知道，原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性与非金属性强弱。
［板书］4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化
［讲］纵观以上结论，我们可归纳出这样一条规律：
［板书］元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。
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。
［总结］由于元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，元素的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化，这也是元素周期律的实质。
［自我评价］
1、下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ） A. Na 、Mg 、Al B. N 、O 、F C. P 、Si 、Al D. C 、Si 、P 2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（ ） A NaF B LiI C CsF D LiF
3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是 （ ） A ．C ．N 、O 、F B ．K 、Mg 、C ．S C ．F 、Cl 、Br 、I D ．Li 、Na ．K 、Rb
4. A ．B 均为原子序数1—20的元素，已知A 的原子序数为n ，A 2+离子比B 2－
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+10
5、在Na 、K 、O 、N 、C ．Li 、F 、H 八种元素中，原子半径由小到大的顺序为_________。
6、下列半径最大的微粒是 （ ）
A. F
B. Mg 2+
C. Cl -
D. Ca
2+
7、A 和B 是前三周期的元素，它们的离子A 2+和B 3+
具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）
A. 原子半径:A>B
B. 原子序数:A>B
C. 离子半径:A 2+>B 3+
D. 质量数:A>B。