广东省高一化学必修二第一章第二节《元素周期律》全套教案

1.2 元素周期律（第1课时）
教学目标
一、知识与技能
1.以1至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。

二、过程与方法
1.归纳法、比较法。

2.培养学生抽象思维能力。

三、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
一、新课导入
我们已经知道，原子是由原子核和核外电子所构成的。

电子围绕着核作高速运动。

H原子核外只有一个电子，运动的情况是比较简单的，但是，在含有多个电子的原子中，电子运动情况就很复杂，如何研究微观粒子——电子的这种复杂运动呢？
二、推进新课
多媒体播放：电子层模型示意图。

（教材1-7图片）
师：请同学们认真观察这个示意图，它表示了什么样的含义。

师：同学们观察得比较仔细、全面，在多电子的原子中，各个电子的能量是不相同的，因此，它们运动的区域也是不相同的。

我们把能量不同的电子的运动区域，称为电子层，就好像示意图中一层一层的。

层与层之间是不连续的。

用n表示电子层序数，n=1,2,3,4……7或者用K、L、M、N、O、P、Q表示。

K表示第一层、L表示第二层……
多媒体播放：核外电子排布规律
1.核外电子是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。

2.电子层可以用K、L、M、N、O、P等表示。

3.最外层（除K为2外）电子数最多不超过8。

【知识拓展】
4.次外层电子数最多不超过18。

5.倒数第3层不超过32。

6.每层电子容纳数，最多不超过2n2
【例题剖析】
【例1】A、B、C、D为短周期元素，根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图。

【教师精讲】解本题时，要求对原子核外电子的排布规律非常熟悉，有时结合数学知识进行分析讨论。

答案：
师：在分析研究上表的基础上，请同学们完成下表。

表（一）随原子序数的递增，原子核外电子排布变化的规律性
【方法引导】为了更直观地观察原子的最外层电子排布随原子序数变化而变化的具体情况，每四人为一小组，画出以原子序数为横坐标、原子的最外层电子数为纵坐标的直观图。

【交流研讨】小组代表展示其直观图。

最外层电子数示意图
【引导过渡】观察1～18号元素的最外层电子数的变化，我们发现从3号到10号，最外层电子由1增加到8，从11号到18号最外层电子数又由1增加到8。

像这样每隔一定数量，又重现前面出现过的情况的变化称为周期性变化。

【联想与质疑】通过直观图，对于原子的最外层电子数随原子序数的变化情况，
你能得
出什么结论？
【小结】随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。

根据教材内容：请同学们讨论，完成下表：
表（二）随原子序数的递增，化合价变化的规律
的折线图。

对于元素主要化合价的变化，你的结论是什么？
【交流研讨】小组代表展示其折线图，交流小组的观点。

【小结、板书】随着原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性变化。

且有以下量的关系：
│最高正价│+│负价│=8
【例题剖析】
【例2】某非金属X的最高正价为+m，它的最高价氧化物的水化物中有b个氧原子一个X原子该酸的化学式为。

【教师精讲】在确定化合物的化学式时，常常根据化合价代数和为零的原则。

要注意化合价有正负价之分。

答案：H2b-m XO b
课堂小结
本节课我们学习了元素原子核外电子的排布规律，学习了元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，重点是理解其变化的规律，为我们后面的学习打下基础。

课堂联系
1.下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?
2.下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。

A B C D
3.某元素气态氢化物的分子式为H2R,该元素的最高价氧化物的分子式为________。

答案：1.氧原子（O）钠离子(Na+) 氯原子(Cl) 氯离子(Cl-) 2.A 正确；B错误，因为最外层电子数超过了8个；C错误，因为图中未表示出原子核带的是正电荷；D错误，因为L层电子数超过了8个。

3.RO3
板书设计
第二节元素周期律
一、原子核外电子的排布二、化合价的周期性变化
1.电子层
2.核外电子排布规律
1.2 元素周期律（第2课时）
教学目标
一、知识与技能
1.掌握原子半径、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.理解元素周期律的内容及实质。

3.通过实验操作，培养学生实验技能。

二、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。

三、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。

教学重点
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。

教学难点
探究能力的培养。

教具准备
多媒体课件、实物投影仪。

仪器：试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯；药品：酚酞试液、1mo1/L盐酸，1mo1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1mo1/LMgC12溶液。

教学过程
一、新课导入
请同学们回忆我们上节课所学的内容：
1.元素原子核外电子排布规律有哪些？
2.元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？
【多媒体课件展示】元素原子核外电子排布规律、化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

二、推进新课
师：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。

原子半径是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？
【方法引导】为了更直观地观察原子半径随原子序数变化而变化的情况，每四人为一小组，根据教材中的表格，画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图。

对于原子半径的变化，你的结论是什么？
【交流研讨】小组代表展示其折线图，交流小组的观点。

【小结】电子层数相同的元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐减小。

【讲述】稀有气体元素的原子半径教材中没有列出，这是由于测定稀有气体元素的原子半径的根据与其它元素的原子半径不同。

【小组讨论】影响原子半径的因素：
（1）电子层数相同时，影响原子半径的因素是什么？
（2）最外层电子数相同时，其影响因素是什么？
【小结、板书】影响原子半径的因素：
电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小；
最外层电子数相同，电子层数越多，半径越大。

知识拓展——微粒半径比较：
（1）同周期，从左到右，原子半径逐渐减小；
（2）同主族，从上到下，原子或离子半径逐渐增大；
（3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。

【过渡】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？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、非金属性强弱。

【多媒体播放】金属性强弱判断依据
【实验一】Na、Mg、Al和水的反应
【多媒体展出表格】表（一）
【实验二】Mg、Al和盐酸的反应
【多媒体展出表格】表（二）Mg、Al与同浓度稀盐酸反应比较
2
取一支试管，加入2mL1mo1/LMgCl2溶液，再逐滴加入3mo1/LNaOH溶液，把生成的悬浊液分盛在两支试管中，分别加入3mo1/LNaOH溶液、稀盐酸观察，完成下表：【多媒体展出表格】表（三）Mg(OH)的性质
【实验四】Al(OH)3的性质
取一支试管，加入1mo1/L AlCl3溶液，加入3mo1/LNaOH溶液至产生大量的Al(OH)3白色絮状沉淀，把Al(OH)3沉淀分别盛放于2支试管中，然后向2支试管中分别加入1mo1/L稀盐酸和6mo1/LNaOH溶液，观察现象。

师：从上面几个实验，我们已经了解了Na、Mg、Al与H2O或者与酸反应的难易；知道了NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的性质，请大家在此基础上完成下表。

表（五）
【例1】对四种元素G、L、M、R进行如下实验：
根据表中所给实验结果，判断这四种金属活动性由强到弱的次序正确的是（）
A. L、G、R、M
B. G、L、M、R
C .L、G、M、R D. L、R、G、M
【教师精讲】从实验现象及结果推断。

从与冷水反应情况可知L比G金属活动性强；从与2mol·L-1的盐酸反应可知G、L是较活泼的金属，M、R是不活泼金属，不与盐酸反应；M 在R n+的溶液中溶解并形成沉淀，即M置换出R，M比R活泼，故选C。

答案：C
师：请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？
【多媒体展示】元素非金属判断依据
请同学们看教材P16资料
【例题剖析】
【例2】同周期的X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列说法中，正确的是( ）
A.原子半径：X＞Y＞Z
B.非金属性：X＞Y＞Z
C.气态氢化物的稳定性：ZH3＞H2Y＞HX
D.原子序数：Z＞Y＞X
【教师精讲】从最高价氧化物对应水化物的酸性强弱可知三种元素的非金属性强弱顺序为：X＞Y＞Z，则这三种元素在元素周期表中的排列顺序为，则原子序数：Z
＜Y＜X；根据同周期元素性质递变规律：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。

答案：B
师：从以上对第三周期元素的分析、比较中，同学们能得出什么结论？
【多媒体展示】元素周期律内容。

【板书】叫元素周期律。

【媒体显示】引起
【引导、探究】大家知道元素的性质是由元素原子的哪一部分决定的吗？那么元素性质随原子序数的递增呈现出周期性变化的根本原因是什么？
【小结、板书】元素性质的周期性变化是原子核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。

【媒体显示】
【例3】（2010·广东高考）短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如表所示，下面判断正确的是（ ）
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 【教师精讲】
同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故A 错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故B 错；同周期元素的金属性从左至右越来越弱，故对应碱的碱性也是减弱的，C 正确；同周期的最外层电子数从左至右越来越多，故D 错。

答案：C 课堂小结
本节课我们重点讨论了第三周期元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性变化的规律，并又通过事实，我们得出了元素周期律，希望同学们能掌握这种分析问题的方法，培养自己的创新能力。

课堂达标
1. 下列关于元素周期律的叙述正确的是( )
A . 随着元素原子序数的递增，原子最外层电子总是从1到8重复出现
B . 随着元素原子序数的递增，元素最高正价从+1到+7、负价从-7到-1重复出现
C . 随着元素原子序数的递增，原子半径从小到大（稀有气体除外）发生周期性变化
D . 元素性质的周期性变化是指元素金属性和非金属性、元素主要化合价的周期性变化 2. 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：HClO 4>H 2SO 4>H 3PO 4
3. A 、B 、C 三种元素的原子序数依次为a 、b 、c ，它们的离子A n +、B n -、C m -具有相同的电子层结构，且n ＞m ，则下列关系正确的是( )
A . a ＞b ＞c
B . a ＞c ＞b
C . a =b +m +n
D . a =c -n -m
4. 用1～18号元素及其形成化合物的化学式填空。

（1）原子半径最小的元素是 。

决定
(2) 除稀有气体外，原子半径最大的元素是,它的原子结构示意图是。

(3) 与水反应最剧烈的金属是。

（4）最高价氧化物对应水化物碱性最强的是。

（5）最高价氧化物对应水化物为两性氢氧化物的是。

（6）气态氢化物的水溶液呈碱性的元素。

答案：1.D 2. A 3.B
4.(1)H (2)Na
（3）Na （4）NaOH （5）Al（OH）3 （6）N
板书设计
第二节元素周期律
元素周期律
1.原子半径
2.同周期元素性质变化规律：从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

3.元素周期律
1.2 元素周期律（第3课时）
教学目标
一、知识与技能
1.了解元素周期表的简单分区。

2.认识周期表是元素周期律的具体表现形式。

3.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。

二、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。

三、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。

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、实物投影仪。

教学过程
一、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。

二、推进新课
[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用
师：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、影响着元素的性质（称简“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。

媒体展示：
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（Si ）、锗（Ge ）；砷（As ）、锑（Sb ）；碲（Te ）、钋（Po ）画一折线，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，非金属性与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种元素。

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 的氢化物的沸点性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
【教师精讲】本题考查元素的非金属性强弱的判断，要熟记并理解判断标准，不能随意变换标准。

答案：C
媒体展示：在周期表中，元素金属性和非金属性的递变 [板书]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 [知识拓展]
1. 价电子数：元素外层电子一般指最外层电子，有时还包括次外层电子，对主族元素而言，价电子数就是最外层电子数。

2. 上述规律对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。

[板书]（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。

【例2】某主族元素R 的最高正价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断( ) A . R 一定是第四周期元素 B . R 一定是ⅣA 族元素
C . R 的气态氢化物比同周期其他元素气态氢化物稳定
D . R 气态氢化物化学式为H 2R
【教师精讲】据题意可知元素R 为第ⅥA 族元素[+6+(-2)=4]，但周期数不确定，故A 、B 错误；同周期，第ⅥA 族元素非金属性小于第ⅦA 族元素非金属性，则气态氢化物稳定性也弱，C 错误；第Ⅵ族元素，其最低负价为-2价，故氢化物为H 2R ，D 正确。

答案：D
师：现在我们来共同归纳一下元素周期律、元素周期表的用途。

[多媒体播放] 元素周期律、周期表的用途
反映
决定 反映 决定
预测新元素。

寻找半导体材料。

合成新农药。

寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金。

进行“位、构、性”的推导。

【例3】元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含着许多信息和规律。

下表所列是五种短周期元素的原子半径及主要化合物（已知铍的原子半径为0.089nm ）。

（1）用元素代号标出它们在周期表中对应位置（以下为周期表的一部分）。

（2）B 元素处于周期表中第 周期， 族；
（3）C 、D 的简单离子的半径由大到小顺序为 （填离子符号）。

（4）上述五种元素的最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是 （填化学式）； （5）C 、E 形成的化合物为 （填化学式）。

【教师精讲】（1）由主要化合价和原子半径知A 为Mg ，B 为Al ，C 为S ，D 为Cl ，E 为O 。

（2）B 处于周期表中第三周期第ⅢA 族。

（3）C 、D 的简单离子分别为S 2-、Cl -，半径大小为：S 2->Cl -。

（4）最高价氧化物对应的水化物分别为Mg(OH)2. Al(OH)3. H 2SO 4. HClO 4，其中HClO 4酸性最强。

（5）S 与O 形成的化合物有SO 2和SO 3。

答案：（1）
（2）三 ⅢA （3）S 2->Cl -
（4）HClO 4 (5)SO 2和SO 3 课堂小结
通过本节课的学习，我们进一步了解了元素金属性、非金属性及元素化合价与元素在周期表中的位置的关系，通过学习，我们了解元素周期律、元素周期表对我们的生活、生产及科学研究有多么巨大的指导作用。

希望同学们刻苦学习，努力掌握科学文化知识，在不久的将来，有所发明、有所创造，报效祖国，服务全人类！ 课堂达标
1. 下列关于元素周期表和元素周期律的叙述正确的是 ( ) A .元素的性质随着相对原子质量的递增呈周期性的变化 B .周期表中，原子序数都等于该族元素原子的最外层电子数 C .第三周期，随着核电荷数的递增，元素的离子半径依次增大
D.随核电荷数的递增，第ⅦA族元素单质的熔、沸点升高，碱金属元素熔、沸点
降低
2. 根据元素周期表和元素周期律，下列推断中错误的是( )
A. 砹是一种有色固体，它的气态氢化物很不稳定
B. F2与水反应比Cl2与水反应剧烈
C. 铷的硫酸盐易溶解于水，其氢氧化物一定是强碱
D. 溴化氢比氯化氢稳定，HClO4酸性强于HBrO4
3. 短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，下
列说法正确的是( )
A. X、Y、Z三种元素中，X的非金属性最强
B. Y氢化物的稳定性比Z的氢化物弱
C. Y的最高正化合价为+7价
D. X单质的熔点比Z的低
4.短周期主族元素A、B、C、D、E，A的原子半径在所有短周期主族元素中最大，
B元素的原子最外层电子数为m，次外层电子数为n，C元素的原子L层电子数为m+n，M 层电子数为m-n，D元素与C元素同主族，E元素原子与B元素原子的核外电子数之比为2∶1。

（1）写出元素符号A 、B 、C 。

（2）在周期表中D位于第周期族，E的原子结构示意图：。

（3）A与B按个数比1∶1形成的化合物可与D的最高价氧化物反应生成B单质，反应方程式为。

答案：1.D 2.D 3.D 4.（1）Na O Si (2)二IVA
（3）2Na2O2+2CO2 2Na2CO3+O2
板书设计
第二节元素周期律
三、元素周期表和元素周期律的应用
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.化合价与元素在周期表中位置的关系
四、元素周期律、周期表的用途
（1）预测新元素
（2）寻找半导体材料
（3）合成新农药
（4）寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金
（5）进行“位、构、性”的推导。