【教育学习文章】元素周期律导学案及练习题

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新版高中化学必修一《4.2 元素周期律》教案、导学案、同步练习

《4.2 元素周期律》教案一、1~18号元素的特点1~18号元素的特点注：稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性，故不列出。

1~18号元素的特点1~18号元素的特点设疑：观察下表，思考：随着原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化学价各呈现什么规律性变化？设疑：观察下表，思考：随着原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化学价各呈现什么规律性变化？随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化。

核外电子层数相同，原子半径逐渐变小，化合价逐渐升高。

当K层为最外层时，最多能容纳2个电子数除了K层，其他各层为最外层时，多能容纳8个电子数。

设疑：元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化？第三周期元素性质的递变取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。

向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。

无明显现象。

因为镁和冷水不反应。

过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。

与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何？生成了什么物质？有气体产生，溶液变成红色反应式：Mg + 2H2O —— Mg（OH）2+ H2↑钠的金属性要比镁大得多，所以与水反应钠比镁要剧烈得多。

所谓金属性就元素的原子失去电子的能力。

元素的金属性越强，越容易失电子被氧化。

第三周期元素性质的递变向试管中加入2mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al（OH）3沉淀为止。

将沉淀分装在两只试管中，向一支试管中滴加2mol盐酸，向另一只试管中滴加2mol/LNaOH溶液。

边滴加边振荡，观察现象。

Al（OH）3在酸或强碱溶液中都能溶解，表明它既能与酸发生反应，又能与强碱溶液发生反应。

反应的离子方程式分别如下：Al（OH）3 + 3H+—— Al3+ + 3H2OAl（OH）3 + OH-—— AlO-2+ 2H2O金属元素的氢氧化物钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物。

1.2.2《元素周期律》导学案(含解析)2020-2021学年人教版高一化学必修二

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第二课时元素周期律）【学习目标】1．通过预习回顾、思考交流，了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分区及元素周期表和元素周期律的应用；2.通过阅读教材、实验设计、实验探究，归纳同周期元素金属性、非金属性变化规律，学会判断元素金属性、非金属性的强弱的基本方法，进一步发展抽象、归纳以及演绎、推理能力。

3．通过归纳总结、讨论交流，认识元素周期律，理解元素周期律的实质，初步认识元素周期表“位、构、性”三者的关系。

【学习重点】同周期元素化合价、原子半径、金属性和非金属性变化规律。

【学习难点】元素周期律的实质【自主学习】旧知回顾：1.元素周期表中同主族元素在化学性质上既表现出相似性，又表现出差异性。

如碱金属元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 ROH ，且均呈碱性，都能与氧气等非金属单质及水反应等。

但随核电荷数的增加，与水反应的剧烈程度逐渐增强等。

卤族元素均能与氢气化合的通式为X2+H2O==2HX ,与水反应的通式为 X2+H2O==HX+HXO （ F 除外），但氢化物稳定性：HF>HCl>HBr>HI ；还原性：HF<HCl<HBr<HI ；酸性：HF<HCl<HBr<HI 。

最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱(除氟外)，即HClO4>HBrO4>HIO4 等均不同。

2.请列出你知道的判断元素金属性和非金属性的强弱的方法？【温馨提示】（1）判断元素金属性强弱：①利用原子结构判断，电子层数越多，最外层电子数越少，金属性越强；②利用金属活动性顺序判断；③单质与水或酸反应置换出氢的难易程度；④最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。

（2）判断元素非金属性强弱：①利用原子结构判断，电子层数越少，最外层电子数越多，非金属性越强；②利用非金属单质间的置换反应判断；③利用单质与氢气反应的难易程度、反应条件及氢化物的稳定性判断；④利用最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断。

(整理)高中化学必修二第一章第二节《元素周期律》精品导学案

新课标人教版高中化学必修二第一章第二节《元素周期律》精品导学案认知·探索【问题导思】1．什么是原子序数?按照核电荷数由小到大的顺序给元素编的号，称为原子序数。

显然，原子序数在数值上和这种原子的核电荷数是相同的。

如：氢元素的核电荷数是1，则它的原子序数就是1；钠的核电荷数为11，它的原子序数就为11。

2．什么是元素周期率？元素周期率的实质是什么？元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化规律叫做元素周期律。

元素的性质包括微观性质（原子的核外电子排布.原子半径、元素的化合价、元素原子得失的难易等）和宏观性质（指金属性和非金属性）两个方面。

周期，即周而复始的意思。

如一周有七天，从周一至周日，下一周，仍从周一开始，周日结束。

一年有12个月，从一月开始，12月结束。

下一年又如此。

循环往复。

但是元素周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。

元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示。

表现为：随原子序数的递增、元素原子的最外层电子排布呈周期性变化。

[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8]。

随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。

[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）]。

元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。

[主要化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。

说明：稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。

O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。

实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布特别最外层电子排布周期性变化的必然结果。

3．掌握几种量的关系(1)最外层电子数=最高正化合价(2)|最低负化合价|+最高正化合价=84.元素金属性和非金属性的本质及其强弱的判断依据元素的性质包括微观性质（原子半径、元素的化合价、元素原子得失的难易等）和宏观性质（指金属性和非金属性）两个方面。

导学案：元素周期律

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第3课时）学习目标：1.掌握元素周期律的涵义和实质2．掌握原子结构、元素性质及元素在周期表中位置关系，能熟练运用元素周期律解决相关问题一、选择题（每小题有1－2个选项符合题意）1、关于周期表和周期律，下列说法中正确的是（）A. 在周期表中，元素的族序数都等于其原子的最外层电子数B. VIIA组元素的单质，随相对分子质量的增大，熔、沸点升高；IA族单质，由上至下，随相对原子质量递增，熔、沸点下降C．周期表中非金属性最强的元素，其最高价氧化物的水化物酸性也最强D. 同主族元素随原子核电荷数的递增，原子半径依次增大2、欲寻求新的催化剂和制造耐高温、耐腐蚀的合金材料,应对元素周期表中进行研究的区域是( )A.碱金属B.第ⅡA元素C.过渡元素D.金属与非金属分界线附近的元素3、核外电子数分别是16和4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者4倍的是（）A.电子数B.最外层电子数C.电子层数D.次外层电子数4、下列元素中，最高正化合价数值最大的是（）A. CB. SC. FD. Ne5、有A、B两种元素,已知元素A的核电荷数为a,且A3―与B n+的核外电子排布完全相同,则元素B的核电荷数为( )―n―3 +n+3 C.a+n―3 ―n+36、根据元素周期表和元素周期律分析下面的推断，其中错误的是（）A.铍（Be）的原子失电子能力比镁弱B.砹（At）的氢化物不稳定C.硒（Se）化氢比硫化氢稳定D.氢氧化锶﹝Sr(OH)2﹞比氢氧化钙的碱性强7、下列叙述中肯定金属A比金属B金属性强的是（）原子的最外层电子数比B原子的最外层电子少原子的电子层数比B原子多从酸中置换出H＋生成H2比1mol B从酸中置换出H＋生成H2多D.常温时，A能从水中置换出氢，而B不能8、在第n电子层中，当它作为原子的最外层时，容纳电子数最多与（n－1）层相同，当它作为原子的次外层时，其电子数比（n－1）层多10个，则对此电子层判断正确的是（）A.必为第一层B.只能是第二层C.只能是第三层D.可以是任意层9、下列化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是 ( )A． LiI B．NaBr C． KCl D． CsF10、核电荷数为1－18的元素中，下列说法正确的是（）A.最外层只有一个电子的元素一定是金属元素B.最外层有两个电子的元素不一定是金属元素C.最外层有3个电子的元素一定是金属元素D.最外层电子数为7的原子，最高正价为＋7价11、下列各组指定原子序数的元素，不能形成ＡＢ２型化合物的是（）Ａ．6和８Ｂ．16和8 Ｃ．12和9 Ｄ．11和6 12、Ａ元素的阳离子与Ｂ元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述正确的是（）①原子半径A﹤B ②原子序数A﹥B ③原子最外层电子数A﹤B ④A的正价与B的负价绝对值一定相等A.①②B. ②③C. ③④D. ①③④14、某元素X最高价含氧酸的相对分子质量为98，且X的氢化物的化学式是H2X，则下列说法正确的是（）A .X的最高价含氧酸的化学式可表示为H3XO4是第2周期ⅤA族元素是第3周期ⅥA族元素的最高化合价为+415、下列各元素的氧化物中, 既能与盐酸反应, 又能够与 NaOH 溶液反应的是:A.元素X: 它的原子中 M 层比L 层少 2 个电子B.元素Y: 它的二价阳离子核外电子总数与氩原子相同C.元素Z: 位于元素周期表中的第三周期, ⅢA 族D.元素W: 它的焰色反应颜色呈紫色16、原子核外M层上比L层上少2个电子的原子,其元素符号是_________，原子结构示意图是_________________________，核外有2个电子层带2个单位负电荷的微粒, 微粒符号是_________，其结构示意图为______________________。

元素周期律导学案

2013--2014学年度第二学期高一年级化学导学案课题：第二节元素周期律（第二课时）一、预习展示1.说出原子核外电子排布的规律.2.写出常见的10电子的微粒3.阅读教材14—16页，完成课本表格思考：随着原子序数的递增，最外层电子数、原子半径、常见化合价、元素性质呈现什么规律性的变化？二、精讲点拨（一）、元素原子结构与元素性质的周期性变化同周期元素，从左到右，原子半径逐渐，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐，失电子能力，得电子能力，元素的金属性逐渐，元素的非金属性逐渐。

同主族元素，从上到下，原子半径逐渐，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐，失电子能力，得电子能力，元素的金属性逐渐，元素的非金属性逐渐。

以1-18号元素核外电子排布为例（分析归纳），随原子序数递增：（二）、元素周期律及实质1、元素周期律的内容：的规律。

2、元素周期律的实质是：。

（三）、粒子半径大小的比较1、同周期元素原子半径递变规律同一周期内，随原子序数的递增，原子半径逐渐练习：r(Na) r(Mg) r(Al) r(Si) r(P) r(S) r(Cl)2、同一主族元素原子半径递变规律同一主族内，随电子层数递增原子半径逐渐r(Li) r(Na) r(K) r(Rb) r(Cs)3、同种元素的粒子半径：阴离子原子，原子阳离子；低价阳离子高价阳离子练习：r(Cl－) r(Cl)；r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+)4、电子层结构相同的简单粒子，核电荷数越大，半径练习：r(O2-) r(F－) r(Ne) r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)三、训练巩固1、下列各组中，顺序排列错误的是A、离子半径：Na+＞Mg2+＞Al3+＞F－B、热稳定性：HCl＞H2S＞PH3＞AsH3C、酸性强弱：H3AlO3＜H2SiO3＜H2CO3＜H3PO4D、碱性强弱：KOH＞NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)32. 若a X m+与b Y n-的核外电子排布相同，下列关系式正确的是（）A. b=a－n+mB. b=a－n－mC. 离子半径X m+＜Y n-D. 原子半径X＜Y3. 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：HXO4＞H 2YO 4＞H 3ZO 4。

【K12学习】元素周期律导学案及练习题

元素周期律导学案及练习题课题学习目标1．了解元素原子核外电子排布的初步知识。

．学会利用各种图表分析、处理数据。

学习重难点元素原子核外电子排布的初步知识及基本规律；微粒半径大小比较。

学习方式阅读探究讨论归纳法学习过程一、原子核外电子排布独立阅读自我积累核外电子分层排布[自学检测]完成表1电子层序号1234567电子层符号电子能量电子离核由到，电子能量由到探究归纳核外电子排布的规律电子总是从能量的电子层排起,然后由往排。

[思考与交流]看表2总结每层最多可以排布的电子数目？核电荷数元素名称元素符号各电子层的电子数LNoP氦He20氖Ne28氩Ar288氪r281884氙Xe28181886氡Rn281832188[归纳总结]）、各层最多能容纳的电子数目为）、最外层最多能容纳的电子数目为，次外层电子数目不超过，倒数第三层不超过个电子。

注意：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。

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

有X、y两种原子，X原子的层比y原子的层少3个电子，y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍，则X 为，y为。

．今有结构示意图，试指出x的可能数值及相应微粒名称和符号，并画出该微粒的结构示意图。

X值微粒符号微粒名称结构示意图小组讨论原子的半径是由哪些因素决定的？如何判断微粒半径的大小？随堂练习某元素的核外有三个电子层，其最外层电子数是次外层电子数的一半，则此元素是.SiD.cl已知aX+和byn-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是A.a=b++nB.a=b-+nc.a=b+-nD.a=b--nA.大于B.小于c.等于D.不能肯定核外电子排布相同的离子A+和Bn-，两种元素的质子数，前者与后者的关系是A．大于B．小于c．等于D．不能肯定核外电子层结构相同的一组粒子是A．g2＋、Al3＋、cl－、NeB．Na＋、F－、S2－、Arc．＋、ca2＋、S2－、ArD．g2＋、Na＋、cl－、S2－一种粒子的质子数和电子数与另一种粒子的质子数和电子数相等，则下列关于两种粒子之间的关系说法错误的是A．它们可能是同位素B．可能是不同分子c．可能是相同的原子D．可能是一种分子和一种离子下列叙述中，正确的是A.两种微粒，若核外电子排布完全相同，则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.两原子的核外电子排布相同，则一定属于同种元素D.不存在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子各题中的物质均由核电荷数为1-10的元素组成，按要求填写化学式⑴只有两个原子核和两个电子组成的分子是⑵最外层分别为4个和6个电子的原子形成的化合物是⑶最外层有5个电子的原子所形成的氢化物⑷由3个原子组成的电子总数为10的化合物是⑸离子化合物AB中阴阳离子的电子层结构相同，则化合物AB是课堂练习现有X、y两种原子，X原子的层比y原子的层少3个电子，y原子L层的电子数为X原子L层电子数的2倍，则X 和y分别是A.硅原子和钠原子B.硼原子和氦原子c.氯原子和碳原子D.碳原子和铝原子某电子层作为原子的最外层时，最多容纳的电子数是次外层的4倍，则此电子层是A.层B.L层c.层D.N层下列化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比最小的是A.LiIB.NaBrc.clD.csF下列各组粒子的半径是按由小到大的顺序排列的是A.I－、Br－、cl－B.N、o、Fc.Al、g、NaD.、Na、Li．现有部分短周期元素的原子结构如下表：元素编号元素原子结构X原子结构示意图为y最外层电子数是次外层电子数的2倍Z原子核内含有12个中子，且其离子的结构示意图为写出X的元素符号：____________，元素y的最简单氢化物的化学式为______________。

高中化学(新教材)《元素周期表和元素周期律的应用》导学案+课后练习题

第二课时元素周期表和元素周期律的应用[明确学习目标] 1.了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分区。

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。

学生自主学习元素周期表的分区及化合价规律1．金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律在分界线附近的元素，既能表现出一定的□07金属性，又能表现出一定的□08非金属性。

2．元素的化合价与元素在周期表中的位置之间关系的应用(1)主族元素的最高正化合价等于它所处的□09族序数，因为□10族序数与□11最外层电子(价电子)数相同。

(2)非金属元素的最高正化合价等于原子所能□12失去或偏移的最外层电子数，而它的负化合价则等于使原子达到□138电子稳定结构所需□14得到的电子数。

所以，非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于□158(H、B、O、F除外)。

元素周期表和元素周期律的应用1．对化学研究的指导作用为新元素的发现及预测它们的□01原子结构和性质提供线索。

如：Ba位于周期表中第6周期第ⅡA族，则可推知Ba有□026个电子层，最外层电子数为□032，其金属性比Ca□04强，比Cs□05弱，即与冷水反应时比Ca□06剧烈，但比Cs与冷水反应要□07缓慢，碱性：CsOH□08>Ba(OH)2□09>Ca(OH)2。

2．指导其他与化学相关的科学技术1．什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？它们分别位于元素周期表中的什么位置？提示：元素周期表中左下角(放射性元素除外)元素铯为金属性最强的元素，而右上角(除惰性气体元素)元素氟为非金属性最强的元素。

2．第三周期元素R的氢化物的化学式为H2R，则该元素最高价氧化物对应水化物的化学式是什么？提示：由分子式H2R可知R的化合价为－2价，且R位于第三周期，则R 为S，S的最外层有6个电子，其最高化合价为＋6价，故其最高价氧化物对应水化物的化学式为H2SO4。

(完整版)第二节元素周期律导学案

第二节元素周期律【学习目标】1 、了解原子核外电子的排布；能划出1〜20号原子结构示意图。

2 、掌握元素化合价、原子半径随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。

【相关知识点回顾】2、下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒1、化合价的递变规律分析元素主要化合价的变化，你能得到什么结论？结论：随着原子序数的递增， ____________ 在1~20号元素中，同一元素化合价有以下量的关系： ① _________________________________ 最高正价=;最低负价与最高正价的关系为：丨最高正价丨+ I 负价丨= _______________ 。

1、原子核外电子是排布的。

现在发现元素原子核外电子最少的有层，最多的有层。

最外层电子数最多不超过电子的排布，特别是个（只有1层的不超过 _个）。

元素的性质与原子核外上的电子数目有密切关系。

2、右图是某元素的原子结构示意图，该原子的核电荷数为_核外有_个电子层，最外层有 _个电子，化学反应中这种原子容厂（填“得”或“失”r 电子。

【学习过程】、原子核外电子的排布1、原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。

通常能量低的电子在离核电子层（n）1234567对应符号⑵ 第2层最多排 ________ 个电子⑶ 除K 层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____ 个（K 层最多有 ______ 个）［练习］1、下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。

__________ 的区域运动，能量高的电子在离核 _______________ 的区域运动。

2、表示方法：3、排布规律：按能量由 ____________ 到 _______ ，即由内到外，分层排布。

⑴ 第1层最多只能排个电子、元素周期律填写教材P14〜15表格，然后思考与交流如下问题:② 金属元素无 __________ 价(除零价外，)；既有正价又有负价的元素一定是 _____________________ 元素； ③ O F 无正价。

§1.2元素周期律导学案(2)

Na
Mg
Al
单质与水反应
与冷水反应现象
与冷水反应现象
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
NaOH
Mg(OH)2
中强碱
Al(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（或酸）反应越来越，对应氧化物水化物的碱性越来越，金属性逐渐。
7．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是( )
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.
8．下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是( )
我的难点与疑惑
学生反思
作业
完成《元素周期律》第3课时及名师一号《元素周期律》第2课时
金属性
①可以从其单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度。条件越低（或反应越），反应速率越（或反应越），金属的金属性越强。
②它们的最高价氧化物的水化物----氢氧化物的碱性强弱来推断。碱性越，金属的金属性越强。
③金属间的相互间置换。金属单质的还原性越，阳离子氧化性越，金属的金属性越强。
非金属性
①可以从最高价氧化物的水化物的酸性强弱来推断。酸性越，非金属的非金属性越强。
12．短周期元素X、Y和Z，已知X元素原子的最外层只有1个电子，Y元素原子的M层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L层上的电子数比Y元素原子的L层上的电子数少2个，则三种元素所形成的化合物的分子式不可能是()

高中化学《元素周期律》导学案+课时作业

第二课时元素周期律[学习目标] 1.知道元素原子结构的周期性变化。

2.能够以第3周期元素为例，说明同周期元素性质的递变情况。

3.在理解元素周期律的内容和实质的基础上，形成结构决定性质的学科思想。

知识点元素原子最外层电子数和原子半径的周期性变化[学生预习区]1．1～18号元素原子最外层电子数的变化规律由图可得，随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现□01周期性变化，除H、He元素外，最外电子层上的电子数重复出现□02从1递增到8的变化。

2．元素原子半径的变化规律从3→9,11→17的元素中，随着原子序数的递增，元素的原子半径(除稀有气体元素外)呈现□03周期性的变化。

1．C、Al在元素周期表中的位置如图所示。

试比较两元素原子半径的大小？提示：r(Al)>r(C)。

[教师点拨区]粒子半径大小的比较1．先看电子层数，电子层数多的半径就大，如：r Na>r Li。

2．当电子层数相同时看核电荷数，核电荷数大的半径小，如：r Na>r Mg。

3．当电子层数、核电荷数都相同时看电子数，电子数多的半径大，如：r Cl－>r Cl。

[对点即时练]1．下列各元素中原子半径依次增大的是()A．Na、Mg、Al B．N、O、FC．P、Si、Al D．C、Si、P答案 C解析同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，A、B两项错误；C 项三种元素同周期且原子序数逐渐减小，则原子半径依次增大，正确；D中Si 原子半径最大，错误。

2．下列各组粒子中粒子半径由大到小的是()A．O、Cl、S、PB．Al3＋、Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋C．K＋、Mg2＋、Al3＋、H＋D．Li、Na、K、Cs答案 C解析核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋>Al3＋。

知识点元素金属性与非金属性的周期性变化[学生预习区]1．钠、镁、铝金属性强弱的比较(1)Na、Mg与水反应的剧烈程度：□11Na>Mg。

1.2.2元素周期律(导学案)高二化学(人教版2019选修第二册)(原卷版)

第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第一课时原子结构与元素周期表【学习目标】1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。

能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性2.能简要说明核外电子运动规律的理论探究对研究元素性质及其变化规律的意义【学习重点】元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化【学习难点】电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系【课前预习】旧知回顾：1、原子半径的变化规律：2、元素金属性和非金属性的变化规律：新知预习：1、第一电离能的定义：2、第一电离能随核电荷数的变化规律：3、电负性的概念：4、电负性的变化规律：5、电负性大小的应用：【课中探究】情景导入：播放元素周期律发现视频，导入新课一、原子半径【复习提问】回顾一下原子半径的变化规律，回答下面的问题：1、同周期元素从左到右，原子半径的变化趋势？2、同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势？3、同种元素的微粒，阴离子，原子，阳离子半径如何变化？4、一般来说，电子层数与原子半径变化的关系？5、一般来说，电子层数相同时，原子半径受哪些因素影响，如何变化？任务一、再探原子半径的影响因素【学生活动】阅读教材P22第2自然段，回答下列问题：1、影响原子半径大小的因素？2、各个因素对原子半径大小影响的方式如何？【思考与讨论】元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？【对应训练1】下列化合物中，阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（）A. NaFB. MgI2C.Bal2D.KBr【对应训练2】X元素的阳离子和Y元素的阴离子的核外电子层结构相同，下列叙述正确的是（）A.离子半径X>YB.原子半径X<YC.原子序数X<YD.原子最外层电子数X<Y【对应训练3】下列原子半径大小顺序正确的是（）①1s22s22p3②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p5 ④1s22s22p63s23p2A.③>④>②>①B.④>③>②>①C.④>③>①>②D.④>②>①>③二、电离能任务二、探究电离能的相关知识【学生活动】阅读教材P23第2、3自然段及图122，小组讨论，回答下列问题：1、第一电离能的定义?2、原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？同周期：随原子序数的递增而；同主族：随原子序数的递增而；同周期中，第一电离能最小的是第族的元素；最大的是元素；第一电离能最大的元素是任务三、探究第一电离能的特殊性【学生活动】阅读教材P24资料卡片，回答下列问题：1、第IIA族与第IIIA族第一电离能的大小关系及原因？（以Mg、Be和B、Al为例）2、第V A族与第VIA族第一电离能的大小关系及原因？（以N、P和O、S为例）【思考与讨论】(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。

《元素周期律》导学案

《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。

高中化学(新教材)《元素周期表》导学案+课后练习题

第二课时元素周期表[明确学习目标] 1.了解元素周期表的发展历程。

2.了解元素周期表的结构及周期、族等概念。

3.能描述元素在周期表中的位置。

学生自主学习元素周期表的诞生和发展1．元素周期表的发展历程(1)诞生：1869年，俄国化学家□01门捷列夫将元素按照□02相对原子质量由小到大的顺序排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行，制出了第一张元素周期表。

(2)演变：为未知元素留下的空位先后被填满。

(3)现行：元素的排序依据由相对原子质量改为原子的□03核电荷数。

2．原子序数按照元素□04在周期表中的顺序给元素编号。

原子序数＝□05核电荷数＝□06质子数＝□07核外电子数。

元素周期表的结构1．编排原则横行：把□01电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列形成□02周期。

纵行：把□03最外层电子数相同的元素，按原子序数递增的顺序自上而下排列形成□04族。

2．元素周期表的结构(1)周期①数目：元素周期表有□057个横行，故有□067个周期。

②分类③周期的序数即为该周期元素具有的□09电子层数。

每一周期中元素的□10电子层数相同，从左到右原子序数□11递增。

(2)族①数目：元素周期表中有□1218个纵行，□1316个族。

②分类③常见族的别称1．最外层电子数是2的元素一定为第ⅡA族的元素吗？提示：不一定，可能是第ⅡA族元素，可能是稀有气体元素He，也可能为副族或第Ⅷ族元素。

2．元素周期表中同主族某相邻两元素的原子序数相差是多少？提示：2或8或18或32。

3．元素种类最多的族是第Ⅷ族吗？提示：不是，是第ⅢB族，共32种元素。

4．主族元素是由长周期和短周期元素共同构成的族，所以由长周期和短周期元素共同构成的族一定是主族元素，对吗？提示：不对，由长周期和短周期元素共同构成的族是主族和零族。

课堂互动探究知识点一元素周期表的结构1．周期(每一横行)2．族(每一纵行)1下列叙述正确的是()A．每个周期均从金属元素开始，以非金属元素结束B．除第一周期外，其他周期均有18种元素C．副族元素中没有非金属元素D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素[批注点拨][解析]第一周期没有金属元素，A错误；第二、三周期均有8种元素，第六、七周期有32种元素，B错误；副族元素都是金属元素，C正确；碱金属元素是指ⅠA族中除氢以外的所有元素，D错误。

元素周期律导学案

元素周期律导学案【学习目标】1、原子半径呈现出的周期性变化规律2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；3、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数递增而呈现周期性变化规律。

一、元素原子结构的周期性变化回顾上一节课的教学内容完成下列内容1．元素原子半径的周期性变化12．元素金属性和非金属性的周期性变化(1)钠、镁、铝金属性强弱的比较【变化规律】钠、镁、铝与水(或酸)反应的剧烈程度逐渐____，置换出氢越来越____；最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐________，因此元素的金属性逐渐________。

(2)Si、P、S、Cl 4种非金属元素的性质比较：(3)同周期元素金属性、非金属性强弱的变化规律3.元素周期律：定义拓展训练：1．1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：（）A、Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子B、Na能与冷水反应，而Mg不能C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来2．2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：（）A、Cl2比S易与H2化合B、HCl比H2S稳定C、酸性HCl ＞H2SD、Cl的最高正价为+7，S的最高正价为+6 3．根据元素的单质和化合物的性质，判断元素非金属性强弱的依据一般是()A．元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱B．元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱C．元素的单质跟酸反应置换出氢的难易D．元素的单质跟氢气生成气态氢化物的沸点高低4．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－7到－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5．下列各组元素中，按最高正化合价递增顺序排列的是()A．C、N、F B．Na、Mg、AlC．F、Cl、Br D．Cl、S、P6. 下列各组元素性质递变情况错误的是()A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高C．N、P、F原子半径依次增大D．Na、K、Rb的金属性依次增强。

元素周期律导学案

元素周期律导学案-CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN课题：《元素周期律（1）》[使用说明及学法指导]1.、请同学们认真阅读课本，划出重要知识，规范完成课前预习案并记熟基础知识，用红笔做好疑难标记。

2、将预习中不能解决的问题标识出来，并填写到后面“我的疑问”处。

3、限时30分钟，独立完成。

[学习目标]1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价变化的规律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[重点、难点]重点难点：原子的核外电子排布变化的规律；原子半径变化的规律课前预习案一、教材助读（具体要求：①通读教材，规范、准确、简介标注出下列知识并做好必要的整理。

②用红笔标注不明白的问题或提出你的疑问；③记住最基本原理。

20分钟）【课前预习】1 、金属单质与水或酸反应（非氧化性酸）置换出氢气越容易（反应的程度越剧烈），表明元素的金属性，金属最高价氧化物对应水化物的碱性越强，表明元素金属性。

2、非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明元素非金属性。

3、原子是由和构成的。

在含有多个电子的原子里，电子的能量是，电子分别在不同的区域内运动。

我们通常把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作，分别用n=1，2，3，4，5，6，7或用电子层符号来表示从内到外的电子层。

4、电子层与能量的关系电子总是尽可能先从排起，当一层后再填充下一层。

二、我的疑问（写下预习中未能解决的问题和疑惑，准备课堂上与老师和同学探究解决）课堂探究案探究一、原子核外电子的排布规律导引问题 1,原子核外电子排布有哪些规律?2,如何表示出原子或简单离子的核外电子排布情况？【练习】1、判断下列示意图是否正确为什么22、画出下列原子的原子结构示意图Li Na和Na+ F和F- Cl和Cl- Ne Ar结合上面所画原子结构示意图，分析元素的化学性质主要决定于什么有何规律探究二同周期元素性质的变化规律1 [科学探究]阅读教材14页表格1,思考并讨论:随着原子序数的递增,元素的核外电子排布,元素的原子半径和元素的化合价呈现什么规律性的变化?原子序数电子层数最外层电子数原子半径的变化（稀有气体除外）最高或最低化合价变化1--211→2-------+1→→03--1011--18结论随着原子序数的递增，原子的核外电子排布呈现的变化；随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现的变化；2根据判断元素金属性、非金属性强弱的依据我们可以用哪些实验或物质的性质来判断第三周期元素的性质变化规律结论：随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现的变化。

《化学必修二第一章第二节_元素周期律》导学案.docx

《化曇於修二第一*第二节无素周期律》导摩秦第7礫时澡&核外电&的摊命【学习目标】1、了解原子核外电子的排布；2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；3、微粒半径及大小的比较。

4、元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较【课前导学】阅读课本P13-14的内容完成以下填空：一、原子核外电子的排布：1、______________________________________________________________________________________ 原了核外的电了由于能虽不同，它们运动的区域也不同。

通常能虽低的电了在离核_____________________________ 的区域运动,能量高的电子在离核_________ 的区域运动。

2、表示方法3、排布规律(1)按能量由低到高,即由内到外,分层排布。

①第1层最多只能排—个电子②第2层最多排—个电子③第n层最多排—个电子④除K层外，不论原了冇几个电了层，其最外层中的电了数最多只能有—个(K层最多有—个)⑵根据核外电子排布的规律，能画出1—20号原子结构示意图。

【课堂互动导学】二、化合价的周期性变化［科学探究1］标出1—18号元索的化合价，找出规律。

三、原子半径的递变规律总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐四、微粒半径大小的比较1、原了半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐 ___________ 。

同周期，从左到右，原子半径逐渐 ____________2、离子半径大小的比较（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较电子层数相同，随核电荷数增加，原子核对核外电子吸引能力 ____________ ,半径 ________ o（2）同主族离子半径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 ______________ ，离子半径逐渐 ____________ 。

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