云南省德宏州梁河县第一中学人教版化学必修二学案1.2元素周期律.doc
高中化学必修二教案-1.2元素周期律(第2课时)-人教版
Na Mg AlNaOH Mg(OH)2Al(OH)3
强碱中强碱弱碱
K
2Na + 2H2O= 2NaOH + H2
Rb2Mg+2H2O= Mg(OH)2+ H2
Cs
难点：元素“位置—结构—性质”之间的关系
三、学情分析
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的重要工具。元素周期表在第一节已经有详细的介绍，学生已经知道了元素周期表的大体结构，对元素在周期表中的位置与原子结构的关系有一定了解，但对元素在周期表中的位置与性质的关系及元素性质的递变规律还没有更深刻的理解。因此，本节教学力图通过分别横向纵向探究金属性的递变规律帮助学生能够从“位置—结构—性质”三者统一的角度进一步认识元素周期律。
2、通过手持技术、数字化实验等定量数据分析得出结论形成概念，加深学生对物质性质递变的理解
情感态度价值观：
1、在元素周期表的教学中，通过探究规律，培养科学归纳的思维能力、和运用事物规律分析解决问题的能力
2、感受元素周期表的化学之美，体验科学探究的艰辛和喜悦感受化学世界的奇妙与和谐
二、重难点
重点：金属性的递变规律
过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，移开酒精灯，再观察现象。
Na
Mg
Al
与水反应
冷水、剧烈
热水、能反应
难反应
溶液颜色
红
浅红
几乎无变化
规律
金属性：Na > Mg > Al
②Mg、Al与盐酸反应
将实验①两只试管中的水缓慢倒入废液缸，再各加入2mL 2mol/L盐酸，观察现象。
Mg
Al
剧烈程度
Mg > Al
（注：忽略溶液混合体积变化）
高一化学必修二：1.2元素周期律+教学设计.docx
《元素周期律》教学设计高级中学孟红霞一. 教学目标（一）知识与技能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的周期性变化；2.掌握元素性质的周期性变化是元素原子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。
（二）过程与方法1.通过元素周期律的推出及应用，初步培养学生抽象归纳能力及演绎归纳能力。
2.在学习中提局自学能力和阅读能力。
（三）情感态度与价值观1.结合元素周期律的学习，是学生树立由量变到质变的以及客观事物本来就是相互联系的和具有内部规律的“辨证唯物主义观点。
”2.从周期律的导出培养学生自然科学的兴趣以及探求知识的，不断进取的优良品质。
3.结合周期律的导出，使学生初步掌握从事实和数据中分析总结规律透过现象看本质等抽象方法。
二. 教学重，难点元素周期律的推出三. 教学过程［引言］同学们，大家说我们生活的这个物质世界是不是特别的丰富多彩呢？的确，我们生活的这个物质世界确实是特别的丰富多彩，变化无穷。
但是大家知不知道这一切是什么组成的呢？［回答］元素！［引导］迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，如果我们能找到它们之间的内在联系和变化规律，对于我们掌握元素化合物的知识以及应用知识解决实际问题都非常有帮助。
那么，元素之间究竟有什么样的内在联系和变化规律呢？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［回忆］到目前为止，我们已经学过了卤族和碱金属几个元素族的知识，了解到一个族内的元素性质是相似的，而族与族之间元素的性质是不同的，同一族内，如果我们学习了典型元素的性质，就可以通过性质的相似性和递变性推知族内其他元素的性质。
这一切都是从研究元素及其化合物开始的。
［提问］那么，大家觉得研究元素及其化合物应从那里入手呢？［回答］从结构入手。
［评价］很好！结构决定性质。
［教师讲述］人们在长期的生产和科学实践中已经认识到事物变化的根本原因在于事物的内部，因此研究元素间的相互联系极其变化规律也必须从研究原子的结构入手。
高中化学1.2.2元素周期律教学设计新人教必修2
2012- 云南省芒市中学高一新人教化学必修2：1.2.2元素周期律教学设计一、内容及其解析1.内容：教材以1~18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性几个方面，论述元素性质的周期性转变，导出元素周期律。
2.解析：本节教材的教学安排在原子结构的教学以后，由于元素周期律主如果在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，如此安排，既有利于学生从本质上熟悉元素周期律，又有利于巩固原子结构的知识。
将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之前，由于元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它成立在元素周期律的基础之上。
二、目标及其解析1．目标：使学生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、非金属性的周期性转变；了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念；熟悉元素性质的周期性转变是原子核外电子排布周期性转变的结果，从而理解元素周期律的实质。
2. 解析：培育学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力；培育学生的逻辑推理能力；通过引导学生观察分析实验现象，培育学生的观察和分析问题的能力。
三、教学问题诊断分析到目前为止，学生已经学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物；还学习了碱金属、卤素知识；初步接触了原子结构的理论知识，这些为学好本节创造了必要条件。
但本节教材内容较抽象，理论性强，为使学生真正理解及灵活运用，须增强演练。
四、教学支持条件分析本节课运用了联想、对比、归纳的方式，并结合小组合作学习方式。
五、教学进程设计（一）教学大体流程（二）教学情景1. 温习回顾、引出新课问题1：完成讲义P14科学探讨第1题的表格，总结随着原子序数的递增，原子核外电子层排布转变的规律性原子序数电子层数最外层电子数1～23～1011～18结论1：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现转变。
思考1：完成讲义P14科学探讨第2题的表格，总结随着原子序数的递增，元素的原子半径和主要化合价的规律性结论2：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现转变。
人教版高中化学必修二高一下学期化学1.2《元素周期律》导学案(第2课时).docx
高中化学学习材料1.2《元素周期律》导学案（第2课时）【学习目标】1.知道周期表是元素周期律的具体表现形式；2.通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系；3.知道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。
【温故知新】1.(回忆、思考)什么是元素周期律？其实质是什么？2.(回忆、思考)以第三周期元素为例分析：位于同一周期的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？3.(回忆、思考)以第IA族、第ⅦA族元素为例分析：位于同一主族的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？【课堂研讨】1.(自学、归纳)阅读教材，独立填充下列两个格表。
⑴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。
⑵同周期、同主族元素性质递变规律性质同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子半径电子层结构失电子能力得电子能力元素的金属性元素的非金属性主要化合价最高价氧化物对应水化物的酸碱性与氢气化合的难易气态氢化物的稳定性2.(自学、思考)什么叫价电子？主族元素的最高正价与元素在周期表的位置、元素的原子结构有什么关系？3.(思考、讨论)认真思考，可以与同学讨论，完成下列有关元素位置、性质的总结：⑴周期表中特殊位置的元素(短周期主族元素)①族序数等于周期数的元素：；②族序数等于周期数2倍的元素：；③族序数等于周期数3倍的元素：；④周期数是族序数2倍的元素：；⑤周期数是族序数3倍的元素：；⑥最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：；⑦除H外，原子半径最小的元素：；⑧原子半径最大的元素：；⑵常见元素及其化合物的特性(短周期元素)①空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：；②地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：；③最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：；④元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：；⑤元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：；⑥元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：；⑶在周期表中寻找所需物质在能找到制造半导体材料；如：；在能找到制造农药的材料；如：；在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。
云南省德宏州梁河县第一中学人教版化学必修二学案1.2元素周期律
1.2元素周期律【学习目标】了解物质的组成、结构和性质的关系；了解原子核外电子排布规律；了解金属、非金属元素在元素周期表中的位置及其性质递变规律；掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系；掌握元素周期律的实质；【课前准备】1、材料阅读：根据稀有气体元素的原子序数推断元素在周期表的位置第一～七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118(第七周期若排满)，可利用元素的原子序数与最相近稀有气体元素原子序数的差值来推断元素在周期表中的位置，遵循“比大小，定周期；比差值，定族数”的原则。
如：53号元素，由于36＜53＜54，则53号元素位于第五周期，54－53＝1，所以53号元素位于54号元素左侧第一格，即ⅦA族，得53号元素在元素周期表中的位置是第五周期ⅦA族。
用“原子序数”推导元素：(1)56号元素位于第_____周期_____族；114号元素位于第______周期______族；25号元素位于第______周期______族。
2、知识回顾：按要求填空、填元素符号(均为短周期元素)(1)最外层电子数为1的元素有________________________________________________(2)最外层电子数为2的元素有________________________________________________(3)最外层电子数与次外层电子数相等的元素有___________________________________(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是___________________________________(5)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素是___________________________________(6)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有___________________________________(7)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素有___________________________________(8)电子层数与最外层电子数相等的元素有_______________________________________(9)最外层电子数是电子层数2倍的元素有_______________________________________(10)最外层电子数是电子层数3倍的元素有______________________________________请画出第一主族和第七主族元素原子结构示意图____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________【课堂活动】一、原子核外电子的排布1、电子层的表示方法及能量变化核外电子排布规律：能量最低原理（电子离核越近能量越低、越稳定）；每层最多容纳2n2个电子；最外层不超过8个（只有一层为2），次外倒数第二层不超过18个，倒数第三层不超过32个。
人教版高中化学必修二学案：第一章第二节 元素周期律 (第二课时)
第二节元素周期律（第二课时）教学目标：1．了解元素金属性非金属性周期性变化规律。
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必然结果，从而理解元素周期律的实质。
3．通过本课时学习，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，也会以此理论来指导后续学习。
4．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、难点：同一周期元素金属性、非金属性变化的规律；元素周期律的涵义和实质。
教学方法:归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等教学过程：复习：填写下列1～18号元素的元素符号及原子结构示意图最高正化合价和最低负化和价+1 +2 +3+4-4+5-3+6-2+7-1二、元素周期律元素的金属性和非金属性强弱的判断方法：元素金属性强弱的判断：①单质与水反应置换出氢越容易，元素金属性越强。
②单质与酸反应置换出氢越容易，元素金属性越强。
③最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性越强，元素金属性越强。
元素非金属性强弱的判断：①与氢气反应生成氢化物越容易，元素非金属性越强。
②生成的氢化物越稳定，元素非金属性越强。
③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性越强，元素非金属性越强。
填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应水化物的化学式：原子序数11 12 13 14 15 16 17元素符号Na Mg Al Si P S Cl气态氢化物———最高价氧化物最高价氧化物的水化物注：“—”不填。
1、钠镁铝金属性的递变规律实验1：Mg、Al与水的反应：现象：Mg与冷水无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡出现，溶液变红。
Al在常温或加热下，遇水均无明显现象。
方程式：2Na+2H2O == 2NaOH+H2↑Mg+2H2O △Mg(OH)2+H2↑结论：金属性由强到弱顺序：Na＞Mg＞Al实验2：Mg、Al与盐酸的反应：现象：两者均有无色气体生成，放出大量的热，但Mg与稀HCl的反应比Al剧烈得多。
高中化学人教版必修2教案-课时1-2_元素周期律_教学设计_教案
教学准备1. 教学目标1、了解元素原子核外电子排布，2、培养学学生分析问题，总结归纳的能力。
2. 教学重点/难点教学重点：元素原子核外电子排布教学难点：元素化合价随原子序数的递增的变化规律3. 教学用具多媒体4. 标签教学过程教学过程设计[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[讲解]原子是由原子核和核外电子构成的，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？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？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、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。
通常，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。
[讲解并板书]1、电子层的划分电子层（n） 1、2、3、4、5、6、7电子层符号 K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高[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在填充下一层。
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12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。
高中化学人教版必修2全套精品导学案：第一章第2节元素周期律(第2课时)
导学案学第二节元素周期律（第2课时）课前预习学案一、预习目标预习第一章第二节第二课时的内容，初步了解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。
二、预习内容（一）1.钠、镁、铝的性质比较：1．第三周期元素性质变化规律：从Na C1 ，金属性逐渐，非金属性逐渐。
2. 同周期元素性质递变规律：从左右，金属性逐渐，非金属性逐渐。
3. 元素周期律（1）定义: 。
（2）实质: 。
三、提出疑惑疑惑点课内探究学案一、学习目标1.能够理解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，培养实验技能。
3.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。
4.难点：探究能力的培养二、学习过程（四）Al(OH)的性质随着原子序数的递增，金属性通过本节课的学习，你对元素周期律有什么新的认识？说说看。
四、当堂检测1.从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是( ) A.电子层数逐渐增多B.C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4-12.已知X 、Y 、Z 为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO 4＞H 2YO 4＞H 3ZO 4A.气态氢化物的稳定性：HX ＞H 2Y ＞ZH 3B.非金属活泼性：Y ＜X ＜ZC.原子半径：X ＞Y ＞ZD.原子最外电子层上电子数的关系：Y=21(X+Z) 3．元素性质呈周期性变化的原因是A ．相对原子质量逐渐增大B ．核电荷数逐渐增大C ．核外电子排布呈周期性变化D ．元素的化合价呈周期性变化4．元素X 的原子核外M 电子层上有3个电子，元素-2Y 的离子核外有18个电子，则这两种元素可形成的化合物为A ．XY 2B ．X 2Y 3C ．X 3Y 2D ．X 2Y5．A 、B 均为原子序数1～20的元素，已知A 的原子序数为n ，+2A 离子比-2B 离子少8个电子，则B 的原子序数为A ．n ＋4B ．n ＋6C ．n ＋8D ．n ＋106．X 、Y 、Z 是3种短周期元素，其中X 、Y 位于同一族，Y 、Z 处于同一周期。
人教版高中化学学案必修二1.2.元素周期律教案01最全版
第一章物质结构元素周期律第 2 节元素周期律本节教材解析三维目标1．知识与技术：（1）掌握元素周期律的涵义和实质。
（2）以第 3 周期为例，掌握同一周期内元生性质的递变规律与原子结构的关系。
（3）知道元素化合价与元素在周期表中的地址的关系。
（4）知道元素周期律和元素周期表对其他与化学相关的科学技术拥有指导作用。
2．过程与方法：（1）培养学生对大量数据、事实进行解析、归纳和总结的能力。
（2）培养学生的逻辑推理能力。
（3）经过引导学生观察解析实验现象，培养学生的观察和解析问题的能力。
3．感神态度价值观：（ 1）在元素周期律的归纳过程中，重视发现意识，让学生在发现中搜寻结论，在合作中享受成功。
（2）结合元素周期律的学习，使学生认识事物变化由量变引起质变的规律，对他们进行辩证唯物主义教育。
授课重点元素周期律的涵义和实质；元生性质与原子结构的关系。
授课难点元生性质和原子结构的关系。
授课建议（ 1）原子核外电子排布规律不能够作为已知进行授课，要引导学生解析教材表格中供应的元素原子核外电子排布情况进行解析、推断和归纳；核外电子排布规律的应用限于对 1－ 18 号元素，特别是不要拓展到副族元素。
（2）研究同周期元生性质（金属性和非金属性）的变化规律时，一要回顾第一节中关于金属性、非金属性强弱的判断依照，使学生明确研究的理论依照；二要做好教材中两组比较试验，引导学生归纳实验结论。
新入入一前几，我通研究碱金属元素和族元素元素周期表除了能我供应原子序数、元素名称、元素符号、相原子量等数据外，元素的排列方式能够展出元素之的系。
比方，同一主族元素构、性上都有必然的相似性和性，从而致性上也有必然的相似性和性。
除此之外，元素周期表能够我供应哪些信息呢？入二<置情况>宇宙万物是由什么成的？古希腊人以是水、土、火、气四种元素，古代中国相信金、木、水、火、土五种元素之。
到了近代，人才理解：元素多种多，决不仅于四五种。
18 世，科学家已探知的元素有30 多种，如金、、、氧、磷、硫等，到19 世，已的元素已达60 多种。
高中化学元素周期律教案（1,2,3课时）人教版必修二.doc
高中化学元素周期律教案（1,2,3课时）人教版必修二.doc必修2 第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律安徽淮南九中李士冲课标点击通过对原子结构的初步认识理解元素周期律，初步了解元素周期表和元素周期律的应用。
三维目标知识目标1、初步了解原子组成、结构及原子核外电子排布规律2、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3、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能力目标培养观察实验能力、归纳思维能力及分析思维能力，信息搜索和网络学习的能力；情感价值观目标1、培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质2、培养学生辨证唯物主义观点3、通过分组进行采集信息资料、展示作品，相互交流、评价，激发学习化学的兴趣，增强团结互助的合作精神。
教学重点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，探究能力的培养。
2、“位、构、性”的推导教学难点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、周期表、周期律的应用教学方法元素周期律涉及的知识点有：①原子核外电子的排布；②元素周期律；③元素周期表和元素周期律的应用。
(1)讨论探究：比较适用于知识点①，原子结构的相关知识属于抽象概念，而且中学阶段无法利用实验说明电子排布的规律，笔者认为该部分内容适合老师引导学生阅读、比较、讨论、归纳、总结的教学方法。
(2)试验探究法：第②部分内容值得试验探究，其原因是：元素周期律的知识正是在元素及其化合物知识的基础上建构起来的，学生学习了金属元素Na、Mg、Al、Fe、Cu等的性质和非金属元素Cl、S、N等性质的知识后，有自己的知识基础，并有关于物质共性与个性的知识体验。
有了这样的知识体验，就需要有一个规律加以升华，在这个过程中就需要理论和实践的结合，用实践检验结论，用结论指导实践。
(3)合作交流：适合第③部分内容，有了第一节和本节的前两部分的知识基础，加上本部分内容的相关材料广泛，易于获得，适合学生查阅资料，交流，协作，讨论。
人教版高中化学必修二1.2《元素周期律》教案
第二节 元素周期律—— 第1课时三维目标 知识与技能1、以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子排布规律。
2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期变化规律。
过程与方法 1.归纳法、比较法。
2.培养学生抽象思维能力。
情感、态度与价值观培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
教学重点：元素化合价随原子序数的递增的变化规律。
教学难点：原子核外电子排布。
教具准备：实物投影仪、多媒体 教学过程： [新课导入]一、原子核外电子的排布 ：三条原则一图式1.原子核外电子的分层排布：在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排 布2.核外电子排布的三条原则① 电子一般总是尽先排在能量最 低 的电子层里，当能量低的电子层排满后依次进入能量较高的电子层。
②各电子层最多容纳的电子数为 2n 2 个③最外层电子数不超过 8 个（K 层不超过 2 个），次外层电子数不超过 18 个， 倒数第三层电子数不超过 32 。
3.原子结构（或离子结构）示意图：1——20号元素【例如】原子结构示意图O 2－ Al 3＋ Na ＋－离子结构示意图 【知识拓宽】1. 电子数相同的粒子2.元素原子结构的特殊性的粒子（1——18号）（1）最外层电子数为 1 的原子有： H Li Na ；（2）最外层电子数为 2 的原子有： He Be Mg ；（3）最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有： Be Ar ；最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是： C ；最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是： O ；最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是： Ne ；（4）次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有： Li Si ；（5）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有： Li P ；（6）电子层数与最外层电子数相等的原子有： H Be Al ；（7）电子层数是最外层电子数2倍的原子有： Li ；（8）最外层电子数是电子层数2倍的原子有： He C S ；（9）最外层电子数是电子层数3倍的原子是： O ；（10）原子核内无中子的原子 1H ；3.等质子数的粒子离子：9个质子的离子：F－、OH－、NH2－11个质子的离子：Na＋、H3O＋、NH4＋17个质子的离子：HS－、Cl－分子：14个质子：N2、CO、C2H216个质子：S、O24.等式量粒子式量28：式量78：式量98：式量32：第二节元素周期律第2课时三维目标知识与技能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。
云南省德宏州梁河县第一中学人教版化学必修二学案1.1元素周期表
1.1元素周期表【学习目标】1.熟记并能正确书写常见元素的名称、符号、离子符号，掌握原子结构示意图；2.了解原子的构成，了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的关系；了解元素周期表（长式）的结构（周期和族）及其运用；3.以ⅠA族和ⅦA族为例掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4.了解元素、核素和同位素的含义；【课前准备】1、阅读材料：关于元素周期表现代化学的元素周期表是1869年俄国科学家门捷列夫首创的，他将当时已知的63种元素依相对原子质量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一列，制成元素周期表的雏形。
经过多年修订后才成为当代的周期表。
在周期表中，元素是以元素的原子序排列，最小的排行最先。
表中一横行称为一个周期，一列称为一个族。
原子半径由左到右依次减小，上到下依次增大。
元素周期表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系。
它的发明，是近代化学史上的一个创举，对于促进化学的发展，起了巨大的作用。
看到这张表，人们便会想到它的最早发明者——门捷列夫。
1869年，俄国化学家门捷列夫按照相对原子质量由小到大排列，将化学性质相似的元素放在同一纵行，编制出第一张元素周期表。
元素周期表揭示了化学元素之间的内在联系，使其构成了一个完整的体系，成为化学发展史上的重要里程碑之一。
随着科学的发展，元素周期表中未知元素留下的空位先后被填满。
当原子结构的奥秘被发现时，编排依据由相对原子质量改为原子的质子数﹙核外电子数或核电荷数﹚，形成现行的元素周期表。
利用周期表，门捷列夫成功的预测当时尚未发现的元素的特性(镓、钪、锗)。
1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序越大，X射线的频率就越高，因此他认为核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序)排列。
后来又经过多名科学家多年的修订才形成当代的周期表。
人教版化学必修二1.2 元素周期律(第二课时)学案设计
第五章第二节元素周期律（第二课时）一、学习目标：1、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2、掌握金属性非金属性强弱判断方法。
3、掌握化学学习的方法与技巧。
二、学习过程（一）．导入：观看视频与图片问题1（1）铝是地壳中含量最高的金属元素，为什么人类却在19世纪后才开始大量使用？（2）：这些金属的使用顺序有无规律可循？写出金属活动性顺序表：（二）金属性强弱比较1、微观探析：结构决定性质画原子结构示意图：Na Mg Al结论：同周期金属元素原子的电子层数，核电荷数依次原子半径逐渐失去电子能力逐渐金属性逐渐。
2．宏观辨识：实验探究Na Mg Al与水反应的快慢？与酸反应的快慢？问题2、(1)比较上述现象，你能得出怎样的结论？(2)还有哪些事实可以比较金属性的强弱？结论：金属性强弱比较的依据1、2、3、4、5、......（三）非金属性强弱比较1、微观探析：结构决定性质画原子结构示意图：Si P S Cl结论：同周期非金属元素原子的电子层数，核电荷数依次原子半径逐渐得电子能力逐渐非金属性逐渐。
2．宏观辨识：科学事实（阅读教材16页）问题3、(1)分析表中信息，你能得出怎样的结论？(2)还有哪些事实可以比较非金属性的强弱？结论：金属性强弱比较的依据1、2、3、4、....（四）课堂总结：（一）方法归纳（二）知识归纳：三、目标检测1.用元素符号回答原子序数11～18号的元素的有关问题(1)除稀有气体外，原子半径最大的是。
(2)最高价氧化物的水化物碱性最强的是。
(3)最高价氧化物的水化物呈两性的是。
(4)最高价氧化物的水化物酸性最强的是。
(5)能形成气态氢化物且最稳定的是。
2.从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是( )A.电子层数逐渐增多B.原子半径逐渐增大C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4-13.写出Al2O3、Al(OH)3分别与强酸强碱反应的离子方程式。
高中化学必修二教案-1.2元素周期律2-人教版
《元素周期律—原子核外电子的排布》教材分析及教学设计（第一课时）一、了解教材1、本章教材的地位和作用《物质结构元素周期律》是新课程人教版《化学（必修II）》的第一章，也是选修化学的基础。
物质结构和元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学教学的重要内容。
通过学习这部分知识，可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论进一步加深理解。
同时，作为理论指导，也为学生继续学习化学打下基础。
2、本节教材简析《元素周期律》是本章的第二节，本节包括三个部分内容：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则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。
元素周期表中同周期同主族元素性质的规律，是在原子结构的基础上建立起来的，因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。
考虑到新课改的要求，本部分内容有所降低，只是介绍了电子层的概念，对于排布规律示作介绍，但为了便于教学以及学生对以后知识的理解，可作适当的扩展，让学生了解简单的排布规律。
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，鼓励学生自主总结出规律。
3、教学目标知识与技能：（1）以1－20号元素和稀有气体元素为例，让学生自主总结归纳元素原子核外电子排布规律。
（2）根据元素周期表，以1－18号元素为例，让学生自主得出元素原子核外排布、原子半径、化合价随原子序数的递增呈现周期性变化规律。
过程与方法：（1）归纳法、比较法。
通过归纳1－20号元素的性质，（2）培养学生抽象思维能力。
情感、态度与价值观：培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质，提高学生自主建构知识的能力。
4、教学重点和难点教学重点：元素的原子核外排布教学难点：发挥学生的自主学习兴趣和能力，让学生自主建构化学知识二、教法、学法在长期的教育教学实践中人们已经从知识观认识到，知识本质上是建构性的，是认识主体在与外部世界相互作用的基础上建构的产品，有相对的客观性，是开放的、发展的。
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1.2元素周期律【学习目标】了解物质的组成、结构和性质的关系；了解原子核外电子排布规律；了解金属、非金属元素在元素周期表中的位置及其性质递变规律；掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系；掌握元素周期律的实质；【课前准备】1、材料阅读：根据稀有气体元素的原子序数推断元素在周期表的位置第一〜七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118(第七周期若排满)，可利用元素的原子序数与最相近稀有气体元素原子序数的差值来推断元素在周期表中的位置，遵循“比大小，定周期；比差值，定族数''的原则。
如：53号元素，由于36V53V54,则53号元素位于第五周期，54-53 = 1,所以53号元素位于54号元素左侧第一格，即V0A族，得53号元素在元素周期表中的位置是第五周期VUA族。
用“原子序数”推导元素：(1)56号元素位于第周期族；114号元素位于第周期族；25号元素位于第周期族。
2、知识回顾：按要求填空、填元素符号(均为短周期元素)(1)最外层电子数为［的元素有 _________________________________________________(2)最外层电子数为2的元素有 _________________________________________________(3)最外层电子数与次外层电子数相等的元素有(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是(5)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素是.(6)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有(7)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素有(8)电子层数与最外层电子数相等的元素有_________________________________________(9)最外层电子数是电子层数2倍的元素有_________________________________________(10)最外层电子数是电子层数3倍的元素有请画出第一主族和第七主族元素原子结构示意图【课堂活动】一、原子核外电子的排布1、电子层的表示方法及能量变化核外电子排布规律：能量最低原理（电子离核越近能量越低、越稳定）；每层最多容纳2子个电子；最外层不超过8个（只有一层为2）,次外倒数第二层不超过18个，倒数第三层不超过32个。
问题1、讨论分析元素的化学性质主要取决于原子结构的哪部分。
原子核外电子离核越远，能量越高，活泼性越强，故原子发生化学反应时，主要是最外层电子发生变化。
所以元素原子的化学性质主要取决于原子核外的电子层数和最外层电子数。
问题2、前20号元素与稀有气体原子电子层结构相同的离子：⑴与Ne原子电子层结构相同的离子有：;（2）与Ar原子电子层结构相同的离子有：o2、写出10电子微粒和18电子微粒【对点训练】1.下列叙述正确的是（）A.电子的能量越低，运动区域离核越远B.核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动C.稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子D.当M层是最外层时，最多可排布18个电子2.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（）©））&S}A B C D3.下列叙述中，正确的是（）A.核外电子排布完全相同的两种微粒，其化学性质一定相同B.凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布C.核外电子排布相同的两原子一定属于同种元素D.阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体元素原子的核外电子排布相同4.某元素原子的核电荷数是电子层数的五倍，其质子数是最外层电子数的三倍，该元素的原子核外电子排布是（）A.2、5B. 2、7C. 2、8、5D. 2、8、74.与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是（）5.CH4 B. NH； C. NH] D. CP二、元素周期律1.元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律。
（1）原子结构的变化规律。
2.微粒(原子、离子)半径大小比较3.探究第三周期元素性质的递变规律。
(1)钠、镁、铝的性质比较。
综上所述，我们可以从11〜18号元素性质的变化中得出如下结论:从左往右金属性逐渐,非金属性逐渐问题1、素原子得失电子能力能力在同周期、同主族有何规律？3.元素周期律（1）内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈的规律。
（2）实质：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。
也就是说，由于元素原子结构的周期性变化,引起了元素性质上的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。
问题2、随着原子序数的递增，C、N、0、F的最高正化合价也递增吗？问题3、请结合原子结构解释同周期元素随着原子序数的递增，元素性质的递变性。
提示：因同周期元素原子的电子层数相同，但核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。
【对点训练】4.已知 “A”', /】)+, cL,B.原子序数：b>a>c>d D.单质还原性：A>B>C>D的某些性质与核电荷数的变化关系，下碱金帼的核中.荷数1. 下列关于元素周期律的叙述正确的是()A. 随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现B. 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化C. 随元素原子序数的递增，元素的最高正价从+1到+ 7,负价从一7到一1重复出现D. 元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 2. 能说明钠的金属性比镁强的事实是() A.钠的硬度比镁小 B. NaOH 的碱性比Mg(OH)2强C.钠的熔点比镁低D. Na?O 的熔点比MgO 低3. 下列说法正确的是()A. I A 族元素的金属性比IIA 族元素的金属性强B. IVA 族元素的氢化物中，稳定性最好的是CH4C. 同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强D. 第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小是具有相同的电子层结构的短周期元素形成的简单离子,下列叙述中正确的是()A. 原子半径：C>D>A>BC.离子半径：C w->D (w+,)~>A rt+>B (w+I)+ 5. 如图表示碱金属(Li 、Na 、K 、Rb)列各性质中不符合图示关系的是A. 单质的还原性B. 单质与水反应的剧烈程度C. 单质的熔点D. 原子半径三、元素周期律和元素周期表的运用“位一构一性”的说明；相似性与递变性的运用(1) 根据元素周期表中的位置寻找未知元素(2) 主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数，因为族序数与最外层电子数相同 (3) 预测元素的性质(巾递变规律推测)%1 比较不同周期、不同主族元素的性质如：金属性 Mg>Al 、Ca>Mg,则碱性 Mg(OH)2 A1(OH )3、Ca(OH)2 Mg(OH)2%1推测未知元素的某些性质如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2立溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素成(At)应为有色固体，与氢筮化合，HAt丕稳定，水溶液呈酸性，AgAt丕溶于水等。
(4)启发人们在一定区域内寻找新物质%1半导体元素在金属与一非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。
%1农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
%1催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
(5)判断非金属元素原子是否达到稳定结构：非金属元素最高正化合价与最低化合价的绝对值之和为【对点训练】1.应用元素周期律分析下列推断正确的组合是()①碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低②成(At)是第V1IA族元素，其知化物的稳定性大于HC1③硫与硒(Se)同主族，硒(Se)的最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱④第2周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性⑤第3周期金属元素的最高价氧化物对应水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱A.①③④B.①③⑤C.③④⑤D.②④⑤2.短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态氢化物的水溶液呈碱性，乙位于第VA族，甲和丙同主族，丁的最外层电子数和电子层数相等，则下列说法正确的是()A.原子半径：甲>丙B.单质的还原性：丁〉丙C.乙的氢化物是同族中氢化物还原性最强的D.乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应3.元素X、Y、Z原子序数之和为36, X、Y在同一周期，X十与Z2一具有相同的核外电子层结构。
下列推测不正确的是()A.同周期元素中X的金属性最强B.原-子半径X>Y,离子半径X+>Z2-C.同族元素中Z的氢化物稳定性最高D.同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强4.W、X、Y、Z是4种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。
己知W的一种核素的质量数为18,中子数为10； X和氤原子的核外电子数相差1； Y的单质是一种常见的半.导体材料；Z的非金属性在同周期元素中最强，下列说法正确的是()A.X的非金属性是同周期中最强的章B.对应气态氢化物的稳定性：Y>ZC.对应简单离子半径：X>W 麻子序裁D.Y的氧化物能与X的最高价氧化物对应的水化物反应5.X、Y、Z, 3种短周期元素，在元素周期表中的位置如图所示，下列有关说法正确的是()A. 原子半径：Z>Y>XB. 氢化物的稳定性：X>Y 、Z>Y,可能X>ZC. 最高价氧化物对应的水化物酸性：Z>Y>XD. 三种元素形成的简单离子的半径：X<Y<Z6. X 、Y 、Z 均为短周期元素，X 、Y 处于同一周期，X 、Z 的最低价离子分别为X2-和ZL Y+和Z-具有相同的电子层结构。
下列说法正确的是（）A.原子最外层电子数：X>Y>ZB.单质沸点：X>Y>ZC.离子半径：X 2->Y +>Z _D.原子序数：X>Y>Z【课后作业】图圆回囹1. 与NH ；互为等电子体的分子是（） A. CH 4 B. OH - - C. NO D. H 30+2. 原子序数从11依次增加到17,下列递变关系错误的是（） A.电子层数不变 B.原子半径逐渐增大C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯，负价从一4到一13. 下列各组元素性质的递变情况正确的是（）A. Na 、Mg 、Al 原子最外层电子数依次增多B. P 、S 、C1元素最高正价依次降低C. N 、0、F 原子半径依次增大D. Na 、K 、Rb 的金属性依次减弱 4. 下列各离子化合物中，阳离子与阴离子的半径之比最小的是（） A. KC1B. NaBrC. LilD. KF5. 下列关于元素周期表和元素周期律的说法不正确的是（） A.从氟到碘，其氢化物的稳定性逐渐减弱B. 氧与硫为同主族元素，氧比硫的原子半径小，氧比硫的非金属性强C. 第三周期从钠到氯，最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强D. 因为铝原子比钠原子失去电子数目多，所以铝比钠的还原性强 6. 关于主族元素（F 、0除外）性质的下列叙述中不正确的是（）A.主族序数等于原子最外层电子数B.主族元素最高正化合价等于最外层电子数C. 第死主族元素其最高正化合价为+〃价，最低负化合价绝对值为8 一夜（〃>4）□□□□D.第〃主族元素其最高价氧化物分子式为R2。