第二节 元素周期律(第3课时)
人教版必修二《元素周期律》精选教案
人教版必修二《元素周期律》精选教案【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3课时）一、教材分析：本节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，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。
周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。
原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。
元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。
二、教学目标：1、知识与技能：（1）掌握元素周期表和元素周期律。
（2）掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
2、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。
3、情感、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。
三、教学重点难点：重点：周期表、周期律的应用难点：“位、构、性”的推导四、学情分析：本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。
所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。
进而学生会了解并掌握元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。
因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。
五、教学方法：启发——归纳——应用六、课前准备：多媒体、实物投影仪七、课时安排：1课时八、教学过程（一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。
（二）情景导入，展示目标[新课导入]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？这就是我们这节课要学习的内容。
河北省新乐市第一中学高中化学必修二课件：1.2元素周
现象
镁与冷水反应缓慢，镁条表面呈浅红色； 与沸水迅速反应，产生气泡，溶液变红色。
化学方程式 结论
Mg + 2H2O △ Mg(OH)2 + H2 金属性：Na>Mg
科学探究2
2、比较Mg、Al金属性强弱——与稀盐酸反应
【实验2】取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去表面 的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入2mL1mol/L 盐酸。观察发生的现象。
方
（强则强）
（强则强）
法 实 3)单质与水或酸反应置换 3)单质与氢气反应的难易或
验 出氢气的难易；(易则强) 生成气态氢化物的稳定性；
4)利用金属单质间置换反应。4)利用非金属单质置换反应。
(强置换弱)
(强置换弱)
科学探究2
1、比较Na、Mg金属性强弱——与水反应
【实验1】取一小段镁带，用砂纸擦去表面的氧化膜， 放入试管中。向试管中加2mL水，并滴入2滴酚酞溶液。 观察现象。然后加热试管至水沸腾。观察现象。
比较两种元素金属性/非金属性的强弱
本质
金属元素金属性
原子越易失电子， 元素的金属性越强
非金属元素非金属性
原子越易得电子， 元素的非金属性越强
理 1)元素周期表：同主族元素 1)元素周期表:同主族元素
比 论 从上到下金属性逐渐增强； 从上到下非金属性逐渐减弱；
较 2)最高价碱的碱性；
2)最高价含氧酸酸性的强弱；
金属单质
Mg
Al
现象 化学方程式
结论
剧烈反应， 放出大量气泡
迅速反应，放出气泡
Mg＋2HCl=MgCl2 ＋H2↑
2Al＋6HCl=2AlCl3 ＋3H2↑
金属性：Mg>Al
人教版高二化学选修三物质结构与性质第一章 第二节 第3课时元素周期律(二)导学案
第3课时元素周期律(二)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，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及其强弱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也是共价键形成的共价化合物。
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。
例1(2018·北京朝阳区期中)下列说法不正确的是()A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案A解析同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
2．化合价指的是一定数目的一种元素的原子与一定 数目的其他元素的原子化合的性质，元素化合价的数值与 原子的电子层结构，特别是最外层电子数有关。例如，稀 有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得到电子 也不易失去电子，所以稀有气体元素的常见化合价为0。 镁原子最外层只有2个电子，容易失去这两个电子而达到 稳定结构，因此镁元素在化合物中通常显＋2价；氯原子 最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构， 因此氯元素在化合物中可显－1价。
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。从初中所学知识我们知道，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。原子得到或失去电子后的阴、阳离子 也可用结构示意图来表示。
层，弧形上的数字表示该层的电子数。
二、元素性质与原子核外电子排布的关系 1．最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构， 不易得失电子，化学性质稳定。
最外层电子较少的(<4)易失去电子，达到稳定结构， 表现出金属性；最外层电子较多的(>4)易得电子或形成共 用电子对，从而形成稳定结构，表现出非金属性。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。
3．画出下列微粒的结构示意图 C________ O________ Al3＋________ Si________ Cl－________ Ar________ K________ Ca________
人教版《元素周期律》课件PPT
远大的希望造就伟大的人物。
总结规律：同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小
远大的希望造就伟大的人物。 罗周提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性
键合电子
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大 元素的非金属性：原子得到电子的能力
电负性
器大者声必闳，志高者意必远。
活动3 判断乙烷中各元素的化合价 A 3.
原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变
原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变
A 3.
下列关于电负性的叙述不正确的是
电负性的差值较小
共价键
同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大
第一章 第二节 第3课时 原子结构与元素的性质
旧知回顾
元素的金属性：原子失去电子的能力 元素的非金属性：原子得到电子的能力
试结合元素周期律知识，回答下列问题：
（1）根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是
。
（2）由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是
，
电负性最小的元素是
，由这两种元素构成的化合物属于
（填“离
子”或“共价”）化合物
课堂练习
参考答案： 1. D 2. A 3. A 4. B 5. (1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化（或同周期主族 元素，从左到右，电负性逐渐增大）
总结
电负性
小
概念：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
应用：金属性与非金属性/化学键类型/元素化合价
小
大 电负性
电离能
大
小
大
原子 半径 大
小
原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变
科学史话
第3课时元素周期律和元素周期表的重要意义【最新资料】
元素周期律和元素周期表的意义教案一、校本教材研究课指导思想二、校本教材研究课教学设计三、教学流程元素周期律和元素周期表的意义学案【课题引入】背诵默写：元素周期表7个A族和1个0族【讨论】门捷列夫捷列夫为什么能成功发现元素周期律和元素周期表？【任务一】1、在元素周期表中：（1）与水反应最剧烈的金属是。
与水反应最剧烈的非金属单质是——自然界中金属性最强的金属元素是非金属性最强的元素是。
（2）在室温下有颜色的气体单质是和。
在空气中容易自燃的单质名称是——（3）除稀有气体外原子半径最大的元素在A族，原子半径最小的元素在A族。
（4）原子半径最小的元素是。
气态氢化物水溶液呈碱性的元素是（5）气态氢化物最稳定的化学式是：。
最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是形成的单质在自然界中硬度最大的元素是【任务二】推算原子序数为114号元素在周期表中的位置【任务三】元素周期表有终点吗？【任务四】5元素周期律和元素周期表的重要意义（1）在哲学上有什么意义？(2)在自然科学意义上的意义【任务五】（2）在生产上的某些应用由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。
（1）寻找半导体材料对应元素的区域：。
（2）寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料对应元素的区域：。
（3）寻找合成制冷剂及生产农药对应元素的区域：。
【任务六】（3）氟里昂与臭氧层空洞．【课堂反馈作业】致冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到致冷目的。
人们曾采用过乙醚、NH3、CH3Cl等作致冷剂，但它们不是有毒，就是易燃，于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的致冷剂。
（1）一些元素化合物的易燃性、毒性有如下变化趋势。
请把合适物质的分子式填在空格处。
①氢化物的易燃性：第二周期________＞________＞H2O、HF；第三周期SiH4＞PH3＞________＞________。
人教版高中化学必修二目录【精选】
第三节 生活中两种常见的有机物(共2课时) 第1课时 乙醇 第2课时 乙酸
ห้องสมุดไป่ตู้
第四节 基本营养物质(共2课时) 第1课时 糖类、油脂、蛋白质的性质 第2课时 糖类、油脂、蛋白质在生产、生活中的应用 章末复习提升 章末综合检测（word）
第四章 化学与自然资源的开发利用
第一节 开发利用金属矿物和海水资源(共2课时) 第1课时 金属矿物的开发利用 第2课时 海水资源的开发利用
第二节 资源的综合利用 环境保护(1课时) 章末复习提升 章末综合检测（word） 期中综合检测（word） 模块综合检测（word）
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表(共3课时) 第1课时 元素周期表 第2课时 元素的性质和原子结构 第3课时 核素
第二节 元素周期律(共3课时) 第1课时 原子核外电子的排布 第2课时 元素周期律 第3课时 元素周期表和元素周期律的应用
第三节 化学键(共2课时) 第1课时 离子键 第2课时 共价键 章末复习提升 章末综合检测（word）
第二章 化学反应与能量
第一节 化学能与热能(1课时) 第二节 化学能与电能(1课时) 第三节 化学反应的速率和限度(共2课时) 第1课时 化学反应的速率 第2课时 化学反应的限度以及反应条件的控制 章末复习提升 章末综合检测（word）
第三章 有机化合物
第一节 最简单的有机化合物——甲烷(共2课时) 第1课时 甲烷 第2课时 烷 烃 第二节 来自石油和煤的两种基本化工原料(共2课时) 第1课时 乙烯 第2课时 苯
1-2-3元素周期表和元素周期律的应用 92张
第一章 第二节 第3课时
成才之路 ·化学 ·人教版 · 必修2
【解析】
因为X、Y、Z是同一周期的三种元素，其最
高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是： HZO4>H2YO4>H3XO4。根据同周期元素性质的递变规律，最 高价氧化物对应水化物的酸性越强，则对应元素的单质非金 属性越强，氧化性越强：Z>Y>X，原子序数越大： Z(Z)>Z(Y)>Z(X)，原子半径越小：r(X)>r(Y)>r(Z)，气态氢 化物的稳定性越大：XH3<H2Y<HZ，对应阴离子的还原性： X3 >Y2 >Z 。所以，只有选项D正确。
第一章 第二节 第3课时
成才之路 ·化学 ·人教版 · 必修2
(2)同主族元素，自上而下，电子层数依次增多，原子半 径依次增大，原子核对核外电子的作用力逐渐减弱，则失去 电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，因此金属性逐渐 增强，非金属性逐渐减弱。 例如，第ⅠA族的碱金属元素，从Li到Cs金属性逐渐增 强而第ⅦA族元素从F到I非金属性逐渐减弱。 (3)金属与非金属元素之间没有严格的界限，位于“分界 线”附近的元素，既有一定的金属性，又有一定的非金属 性。
10 金属 □ 11 非金属 7 非金属 □ 8 氟 □ 9 稀有气体 □ □ 12 元素的性质 □ 13 元素在周期表中的位置 □ 14 元素的原子 □ 结构 15 新材料 □ 16 金属元素和非金属元素的交界处 □ 17 □ 18 耐高温、耐腐蚀 □ 19 超导 □ 20 磁性 □
催化剂
第一章 第二节 第3课时
成才之路 ·化学 ·人教版 · 必修2
●新知导学 1．周期表中金属元素区和非金属元素区 1 ______________跟 (1)分界线的划分：沿着周期表中 □ 2 □ ____________之间画一条虚线，虚线的左面是 3 □
2020届人教版高一化学必修2讲义：第一章 第二节 第三课时 元素周期表和元素周期律的应用含答案
第三课时元素周期表和元素周期律的应用——————————————————————————————————————[课标要求]1．了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分区。
2．体会元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。
1．对于主族元素(1)周期序数＝电子层数(2)主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|(其中，F无正价，O无最高正价)。
2．金属与非金属分界线处的元素(1)Al Ge Sb Po； B Si As Te At(2)在金属和非金属分界线附近的元素既有金属性，又有非金属性。
3．金属与非金属分界处半导体材料过渡元素催化剂、合金材料周期表右上角制取农药的元素元素周期表和元素周期律的应用)1．金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律位于周期表中金属和非金属元素分界线两侧的元素(如Al、Si等)既能表现金属性，又能表现非金属性。
2．元素化合价与其在周期表中位置的关系3．元素周期表和元素周期律的应用(1)科学预测：为新元素的发现和预测它们的原子结构和性质提供线索。
(2)指导其他与化学相关的科学技术研究①在金属与非金属分界线附近的元素中寻找半导体材料。
②在周期表中的非金属区域探索研制农药的材料。
③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
[特别提醒]元素既具有金属性，又具有非金属性，不能称为元素具有两性，两性指的是酸、碱两性，而不是指金属性和非金属性。
1．结合元素周期律分析，在现有元素中金属性和非金属性最强的分别是什么元素？提示：由元素周期律可知，同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
所以金属性最强的元素位于元素周期表的左下角，非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角，即金属性最强的应该为钫元素，但由于钫是放射性元素，在自然界中不能稳定存在，所以一般认为铯的金属性最强，氟的非金属性最强。
2．从第ⅢA族的硼到第ⅦA族的砹连成一条斜线，即为金属元素和非金属元素的分界线，分界线附近元素的性质有何特点？这些元素可制取什么材料？提示：分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，这些元素可以制取半导体材料。
人教版高二化学选择性必修2第一章 第二节 第3课时 元素周期律(二)
同周期自左而右电负性增大，所以电负性：P＜S、N＜F，同主族自上而 下电负性减小，所以电负性：P＜N，N元素的非金属性比S元素强，故电 负性：P＜S＜N＜F，即②＜①＜③＜④，故C错误； F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③，故D错误。
123456
5.X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元 素强的事实是__C_E_F__(填字母)。 A.将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊 B.加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解 C.第一电离能：X>Y D.电负性：X>Y E.单质的熔点：X>Y F.气态氢化物的水溶液的酸性：HmX>HnY G.X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 增大
减小 特别提醒 第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。
判断正误
(1)在同周期中，稀有气体元素的第一电离能最大( √ )
(2)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增强，非金属性逐渐增强，第
一电离能也逐渐增大( × ) (3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大( × ) (4)同一周期(第一周期除外)元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大( × )
深度思考 1.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。 2.(1) 根 据 化 合 物 SiC 、 CCl4 判 断 ， Si 、 C 、 Cl 的 电 负 性 大 小 的 顺 序 是 _C_l_＞__C_＞__S_i_。 (2) 根 据 化 合 物 HCl 、 HClO 判 断 ， H 、 Cl 、 O 的 电 负 性 大 小 顺 序 是 _O_＞__C__l＞__H__。
元素性质的周期性变化规律
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
素能应用
典例1下列性质的递变关系正确的是( ) A.氢化物的稳定性:NH3>H2O>HF B.碱性:NaOH>KOH>Mg(OH)2 C.原子半径:Si<P<S<Cl D.最高正价:Cl>Si>Al>Na 答案D 解析氢化物的稳定性:NH3<H2O<HF,A项错误;碱 性:KOH>NaOH>Mg(OH)2,B项错误;原子半径:Si>P>S>Cl,C项错误。
() 答案(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)×
知识铺垫
新知预习
自主测试
2.根据元素周期律比较下列各组性质。
(1)金属性:K
Na
Mg,
非金属性:F
O
S。
(2)碱性:Mg(OH)2
Ca(OH)2
KOH。
(3)酸性:HClO4
H2SO4
HClO。
(4)热稳定性:CH4
NH3
难→易
氢化物
稳定性 逐渐增强
元素金属性 元素非金属性
逐渐减弱 逐渐增强
逐渐减弱 逐渐增强
易→难
逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
2.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律 (1)电子层数相同(同周期)时,核电荷数越大,原子核对外层电子的 引力越大,原子半径越小(稀有气体元素原子除外),失电子能力减弱, 而得电子能力增强,故随核电荷数的递增,金属性逐渐减弱,非金属 性逐渐增强。 (2)最外层电子数相同(同主族)时,电子层数越多,原子半径越大, 原子核对最外层电子的引力越小,越易失电子,元素的金属性越强, 非金属性越弱。
元素周期表
第一章 第二节 第2课时
成才之路 ·高中新课程 ·学习指导 ·人教版 ·化学 ·必修2
门捷列夫的元素周期表形成了一个基本的构架，现在的许 多工作是完善它。在元素周期表中，从 112 号到 116 号元素的 名字都没有得到承认，第 113、115、117 号三个元素是空白。 曾经有学者声称发现了 118 号元素，但还没有得到国际组织的 认同。随着科学技术的进步和新的研究方法的应用，人们很有 可能发现新的元素。 那么你知道在这些已经发现的元素中都隐藏了那些规律 吗？学完本课时内容，你将明了于心。
成才之路 ·高中新课程 ·学习指导 ·人教版 ·化学 ·必修2
新情境· 激趣入题
第一章 第二节 第2课时
成才之路 ·高中新课程 ·学习指导 ·人教版 ·化学 ·必修2
在科学大道上， 有一块宝石， 它就是元素周期律。 拉瓦锡、 德贝莱纳、纽兰兹、迈耶尔等人从它身边走过，都把它拿起来 看看，然后又把它扔掉。而门捷列夫却吸收前人的经验，苦苦 思索仔细研究它，使之散发出本身的光彩，最后他拿着这块宝 石，登上了化学的高峰，统一了整个无机化学。 自从门捷列夫制订了元素周期表， 人们发现新元素的步伐 在逐渐加快。那么世界上究竟有多少元素，元素周期表有没有 尽头呢？
第一章 第二节 第2课时
成才之路 ·高中新课程 ·学习指导 ·人教版 ·化学 ·必修2
2．原子半径的变化规律 3～ 9 号 元素 原子半 径/nm 变化 趋势 0.152 0.89 0.82 0.77 0.75 0.74 0.71 Li Be B C N O F
0.152―→0.71
逐渐减小
第一章 第二节 第2课时
(2)元素原子半径的周期性变化。
2 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 □ ________的周期性变化。
人教版高中化学必修二《元素周期律》ppt课件
通过对前面所学知识的归纳和比较， 过程与方法
掌握“位、构、性”的关系。 培养学生辩证唯物主义观点，培养学 情感、态度 生科学创造品质以及理论联系实际的 与价值观 能力。
自学导引
一、元素周期表的分区 元素周期表中以B、Al、Si、Ge、As、Sb、Te、Po、 At为分界线。 1．金属元素在分界线的________。 2．非金属元素在分界线的________。 3．稀有气体在________一列。
第一章
物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第3课时 元素周期表和元素周期律的应用
自学导引 规律技巧 典例导析
随堂演练 课时作业
三维目标
1.掌握元素周期表和元素周期律的应用。 2.了解元素周期表中金属元素、非金属元 知识与技能 素的区分。 3.掌握元素的性质、原子结构、元素在周 期表中的位置之间的关系。
无论是同周期还是同主族元素中，a/b的值越小，元 素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性就越 强；反之，a/b的值越大，元素的非金属性越强，其最高 价氧化物对应水化物的酸性就越强。
(4)对角线规则：沿金属元素与非金属元素分界线方向 对角(左上角与右下角)的两主族元素的化学性质相似，这 一规律以第二、三周期元素间尤为明显，如铍与铝的化学 性质相似。
7．正负化合价的代数和为零，且气态氢化物中含氢 百分率最高的元素是C。
8．所形成气态氢化物最稳定的元素是F。 9．最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是Cl。 10．所形成的化合物种类最多的是C。 11．原子序数、电子层数、未成对电子(单电子)数三 者均相等的是H。 12．只有负价无正价的是F。
13．单质和其最高价氧化物都是原子晶体的是Si。 14．气态氢化物在水中的溶解度最大的是N。 15．最轻的金属是锂[ρ(Li)＝0.535g/cm3]。 16．同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的元 素是H。 17．最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是Al。 18．其单质可作半导体材料的是Si。 19．地壳中含量最高的元素是氧[ω(O)＝48.60%]。
1.2.3《元素周期表和周期律的应用》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（第三课时元素周期表和周期律的应用）【解析】构成催化剂的元素大多为过渡金属元素，在元素周期表的中间部分。
【典例2】元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。
下列说法正确的是( )A．事物的性质总在不断的发生明显的变化B．紧靠虚线两侧的元素都是两性金属元素C．可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)D．可在虚线的右上方寻找耐高温材料【答案】 C【解析】同族元素的性质是相似的，同周期元素的性质是递变的，A项错误；紧靠虚线两侧的元素既表现金属性又表现非金属性，但没有两性金属元素这一说法，B项错误；耐高温材料应该在过渡元素中寻找，D项错误。
【板书】活动三、元素位置、原子结构、元素性质之间的关系【问题探究1】（1）推测原子结构示意图为的原子,在周期表中的位置及最高正化合价是什么？【交流】该元素位于周期表中第四周期ⅥA族,根据其在周期表中的位置推测,该元素的最高正价是+6,其最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO4(该元素用X代替),其酸性比硫酸弱。
【问题探究2】（2）如何比较氢氧化钙和氢氧化铝的碱性强弱?【交流】钙与铝既不在同一周期也不在同一主族,可借助镁来比较,三种元素在周期表中的位置如图,金属性:Ca>Mg>Al,故碱性:Ca(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3。
【讨论】利用元素“位—构—性”间的关系进行推导的基本思维模型是什么？【交流板书】【问题探究】利用元素“位、构、性”关系解题时应注意哪些问题？【交流1】(1)掌握四个关系式：①电子层数=周期数；②质子数=原子序数；③最外层电子数=主族序数；④主族元素的最高正价=主族序数(O、F除外);负价=主族序数-8 。
【交流2】(2)熟练周期表中一些特殊规律：①各周期元素种数；②稀有气体元素的原子序数及其在周期表中的位置；③同主族上下相邻元素原子序数的关系【交流3】（3）性质与位置互推是解题的关键：熟悉元素周期表中同周期及同主族元素性质的递变。
《原子结构与元素周期表 第3课时》示范课教学设计【高中化学】
第二节原子结构与元素周期表第3课时◆教学目标1.知道运用构造原理书写元素的基态原子的电子排布式，能运用电子排布式解释元素周期系的基本结构。
2.知道价层电子及价层电子排布，能从原子价层电子数目和价层电子排布角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
◆教学重难点构造原理如何决定了元素周期表的形式周期表的分区，不同分区元素价电子构型的特征。
◆教学过程一、新课导入【知识回顾】学生根据学案回顾核外电子排布的规律，泡利不相容原理和洪特规则的内容【引入】通过必修课的学习，我们知道电子层数相同的元素在同一周期，同主族元素最外层电子数相同，原子核外的电子排布与元素周期表周期、族的划分有什么内在联系。
【交流研讨】请观察元素周期表的轮廓图，分析讨论原子的核外电子排布与元素周期表中周期、族的划分有什么内在联系？二、讲授新课1.价电子【讲解】化学家曾尝试建立核外电子排布、原子轨道能级与元素周期表之间的关系，以便从能量的角度解释元素性质呈现周期性变化的原因。
美国化学家鲍林基于大量光谱实验数据及近似的理论计算，提出了多电子原子的原子轨道近似能级图，在这个图中，他将能量相近的原子轨道归为一组，由此得到的7个能级组与元素周期表中的7个周期相对应。
不同能级组之间的能量差较大，同一能级组内能级之间的能量差较小。
进一步研究表明通常只有最外能级组的电子才有可能参与化学反应，最外层能级组中那些有可能参与化学反应的电子成为价电子。
元素周期表中给出了元素的价层电子排布式，如基态铁的价电子排布式为3d64s2。
【问题】请查阅书末元素周期表中的价层电子排布，归纳主族元素和过渡元素的价电子层分别有什么特点？【讲解】主族元素的价层电子就是最外层电子过渡元素的价层电子包括最外层的s电子，次外层的d电子对于镧系、锕系还包括倒数第三层的f电子【阅读材料】徐光宪外层电子能级顺序与能级组关于原子中电子的能级高低，我国化学家徐光宪对这一问题也进行过深入的研究，提出判断外层电子能级高低的(n＋0.7l)规则。
第二节 第3课时 元素周期律(二) (电负性) 2021
对点练习
1．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( B )
A． 第一电离能Y可能小于X B． 气态氢化物的稳定性：HmY大于HnX C． 最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性 D． X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
2．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的
电负性越大，对键合电子的吸引力越大
➢ 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，得出各元 素的电负性（稀有气体未计）
鲍林L.Pauling 1901-1994
观察这组电负性数据，找出其大致变化规律：
“F老大，O老二”
（2）元素电负性的变化规律：（一般规律） 同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大； 同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。
是( D )
A． C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E B． 元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 C． 元素B、C之间不可能形成化合物 D． 与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
3．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中
正确的是( B )
A． 电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大 B． 电负性是以氟为4.0作为标准的相对值 C． 元素电负性越大，元素非金属性越强 D． 同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大
对角线规则可以通过元素的电负性进行解释：
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2 Be、Al的电负性分别为1.5、1.5 B、Si的电负性分别为2.0、 1.8
3.0
(1)通过分析电负性的变化规律确定N、Mg的电负性(x)范围：
元素性质的周期性变化规律
2．以第三周期为例，了解同周 规律，能提出有意义的实验探
期元素性质的递变规律。
究问题，根据已有经验和资料
做出预测和假设。
元素周期律
1．原子核外电子排布的周期性变化 以原子序数为 1～18 的元素为例，探究原子最外层电子数的变 化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 ___由__1_到__8___的周期性变化(第一周期除外)。
A．1.10×10－10m
B．0.80×10－10m
C．1.20×10－10m
D．0.70×10－10m
解析：选 A。N、S、O、Si、P 在元素周期表中的相对位置如 图：
NO Si P S 根据元素周期律可得，原子半径 r(Si)>r(P)>r(S)，故磷原子的半 径可能是 1.10×10－10m。
3．已知短周期元素的离子 aA2＋、bB＋、cC2－、dD－都具有相同的 电子层结构，则下列叙述正确的是( ) A．原子半径：A>B>D>C B．原子的最外层电子数目：A>B>D>C C．原子序数：d>c>b>a D．离子半径：C2－>D－>B＋>A2＋
解析：选 D。A、B、C、D 在元素周期表中的相对位置为
实验结论及 化学方程式
钠熔成小球，浮于水面，钠与冷水反应剧烈。 四处游动，有“嘶嘶” 化学方程式为 的响声，向反应完后的 __2_N_a_＋__2_H__2O__=_=_=___ 溶液加酚酞，溶液变红 __2_N_a_O__H_＋__H__2↑_____
实验操作
实验现象
实验结论及 化学方程式
加热前，镁条表面附 镁与冷水几乎不反 着了少量无色气泡， 应，能与热水反应。 加热至沸腾后，有较 化学方程式为 Mg＋ 多的无色气泡冒出， 2H2O==△===H2↑＋ 溶液变为粉红色 Mg(OH)2↓ 结论：金属性 Na__＞___Mg
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第二节元素周期律（第3课时）
学案
学习目标：1．根据相关事实归纳同周期元素的金属性和非金属性的递变规律。
2．理解原子结构与元素性质的关系。
学习重、难点：同周期元素的金属性和非金属性的递变规律
一、学生自主学习
认真阅读教材P15~16，完成下列填空。
2．元素金属性、非金属性的变化规律
（1）钠、镁、铝的金属性强弱
判断元素金属性强弱的依据：
a：
b：
①钠、镁与水的反应
②镁、铝与盐酸的反应
③比较
[结论]根据以上事实可知，钠、镁、铝元素的金属性逐渐；
同周期的金属元素随着原子序数的递增从左到右元素的金属性逐渐。
（2）硅、磷、硫、氯的非金属性强弱
元素非金属性强弱的判断依据：
a：
b：
c：
完成下列表格：
[结论]根据以上事实可知，硅、磷、硫、氯元素的非金属性逐渐；
同周期的非金属元素随着原子序数的递增从左到右元素的非金属性逐渐。
（3）同周期元素的金属性和非金属性的变化规律
同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐，元素的非金属性逐渐。
3．元素周期律的内容和实质
（1）内容：
（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的的周期性变化的必然结果。
二、结合自主学习的内容，思考下列问题。
1．从原子结构的角度解释第三周期元素的金属性、非金属性的递变规律。
2．元素周期表中，原子半径最大的元素是，原子半径最小的元素是；金属性最强的元素是，非金属性最强的元素是；最高价氧化物的水化物碱性最强的是，最高价氧化物的水化物酸性最强的是，气态氢化物稳定性最强的是。
三、自主解答。
1．判断正误
⑴1molNa只能失去1mol电子，而1molMg能失去2mol电子，所以Na的金属性不如Mg 强。
（）
⑵H2SO3的酸性强于HClO，说明S的非金属性强于Cl。
（）
2．短周期金属元素甲~戊在周期表中的相对位置如表所示，下列判断正确的是（）
A．原子半径：丙＜丁＜戊B．金属性：甲＞丙
C．氢氧化物碱性：丙＞丁＞戊D．最外层电子数：甲＞乙
3．下列叙述错误的是（）
A．原子半径：Cl＞S＞O B．还原性：Na＞Mg＞Al
C．稳定性：HF＞HCl＞HBr D．酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4
五、自我检测
1．运用元素周期律分析下面的推断（可查表），其中错误的是（ ） A ．Be(OH)2的碱性比Mg(OH)2弱 B ．砹（At ）为有色固体，HAt 不稳定 C ．硫酸锶(SrSO 4)是不溶于水的白色固体
D ．硒化氢(H 2Se)是无色、有毒，比H 2S 稳定的气体. 2．下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是（ ）
A ． e 的氢化物比d 的氢化物稳定
B ．a 、b 、e 三种元素的原子半径：e ＞b ＞a
C ． 六种元素中，c 元素单质的化学性质最活泼
D ． c 、e 、f 的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强 3．A 、B 、C 为短周期元素，在周期表中的位置如图所示。
A 、C 两元素的原子核外电子数之和等于B 原子的质子数。
B 原子核内质子数和中子数相等。
⑴写出A 、B 、C 三种元素的名称：A B C ⑵C 在元素周期表中的位置是 。
⑶B 的原子结构示意图为： ，C 的氢化物与B 的氢化物的稳定性强弱顺序为 ＞ （填化学式）。
⑷比较A 、C 的原子半径：r(A) r(C)，写出A 的气态气态氢化物与A 的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式： 。
第二节元素周期律（第3课时）
教案
主备人：鞠霞审核人：黄卫红
教学目标：
知识目标：1．根据相关实验事实归纳同周期元素的金属性和非金属性的递变规律。
2．理解原子结构与元素性质的关系。
能力目标：培养学生运用比较、归纳等方法对信息进行加工的能力。
情感目标：1．培养学生用对立统一规律认识问题。
2．培养学生由个别到一般的研究问题方法，从微观到宏观，从现象到本质的认识事物的科学方法。
教学重难点：同周期元素的金属性和非金属性的递变规律
教学过程：
一、创设情境、导入新课
二、课前学习检查
1．展示学生自主学习的学案，对普遍存在的问题进行集体订正。
2．交流自主解答的题目答案。
三、课堂讨论分析
1．从原子结构的角度解释第三周期元素的金属性、非金属性的递变规律。
第3周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，元素的原子得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
2．元素周期表中，原子半径最大的元素是Cs ，原子半径最小的元素是H ；金属性最强的元素是Cs ，非金属性最强的元素是F ；最高价氧化物的水化物碱性最强的是CsOH ，最高价氧化物的水化物酸性最强的是HClO4，气态氢化物稳定性最强的是HF 。
五、自我检测
1．运用元素周期律分析下面的推断（可查表），其中错误的是（）A．Be(OH)2的碱性比Mg(OH)2弱
B．砹（At）为有色固体，HAt不稳定
C．硫酸锶(SrSO4)是不溶于水的白色固体
D．硒化氢(H2Se)是无色、有毒，比H2S稳定的气体.
2．下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是（）
A．e的氢化物比d的氢化物稳定
B．a、b、e三种元素的原子半径：e＞b＞a
C．六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼
D．c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
3．A、B、C为短周期元素，在周期表中的位置如图所示。
B原子核内质子数和中子数相等。
⑴写出A、B、C三种元素的名称：A B C
⑵C在元素周期表中的位置是。
⑶B的原子结构示意图为：，C的氢化物与B的氢化物的稳定性强弱顺序为＞（填化学式）。
⑷比较A、C的原子半径：r(A) r(C)，写出A的气态气态氢化物与A的最高价氧化
物对应的水化物反应的化学方程式：。