高中化学 第一章 物质结构元素周期律 1.2 元素周期律(第二、三课时)学案 新人教版必修2
【2019最新】高中化学第一章物质结构元素周期律1-3化学键导学案1新人教版必修2
A、A一定是+1价的阳离子B、B一定形成—2价的阴离子
C、Z一定能与水反应D、Z一定是A2B型化合物
5、A、B、C、D四种元素的最外层电子数均为8。A元素原子的M层电子数是K层电子数的3倍，D元素原子的核外电子数比A元素原子的核外电子数多4。回
学法指导
1、记住离子化合物判断的原则，会判断化合物的类型
2、学会电子式的书写规则，会用电子式表示原子、离子、化合物以及离子化合物的形成过程
自学引导︵学生课前必须完成︶
一、自主学习：（请同学们认真阅读课本21—23页，你一定能完成下列问题。）
（一）知识回顾：
1、离子：；离子分为和；
（1）A的元素符号为___________ , D的离子符号为_____________ .
（2）B能形成含18电子的氢化物,该氢化物的化学式为___________________ .
（3）将C元素的单质进行焰色反应时,透过蓝色钴玻璃可观察到火焰呈______色.
（4）向D的最高价氧化物对应的水化物中通入少量的CO2气体,反应的化学方程式为
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学习目标
1、知道离子键的形成过程和离子键的含义
2、会判断离子化合物和共价化合物
3、能熟练地书写原子、离子和离子化合物的电子式以及用电子式表示离子化合物的形成过程
重点
1、离子键的概念和离子化合物的判断
2、用电子式表示离子化合物的形成过程
【注意】：
①离子化合物中不一定含金属元素，如NH4NO3是离子化合物，但全部由非金属元素组成；含金属元素的化合物也不一定是离子化合物，如：AlCl3、CuCl2等是共价化合物。
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。
全国通用高中化学第一章物质结构元素周期律第1节元素周期表第3课时学案新人教版必修2(2021年整理)
（全国通用版）2018-2019版高中化学第一章物质结构元素周期律第1节元素周期表第3课时学案新人教版必修2编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（（全国通用版）2018-2019版高中化学第一章物质结构元素周期律第1节元素周期表第3课时学案新人教版必修2）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
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第3课时核素课后篇巩固提升基础巩固1。
简单原子的原子结构可用下图形象地表示.其中，表示质子或核外电子，表示中子，则下列有关①②③的叙述正确的是( )A.①②③互为同位素B。
①②③属于不同的元素C.①②③是三种化学性质不同的粒子D。
①②③具有相同的质量数解析由图示可知①表示H，②表示H,③表示H，三者互为同位素,化学性质几乎完全相同.答案A2。
为纪念编制了第一个元素周期表的俄国化学家门捷列夫，人们把第101号元素（人工合成元素）命名为钔。
该元素最稳定的一种原子可以表示为Md,该原子所含中子的数目为( ）A.56 B.157 C.258 D.101解析中子数=质量数-质子数=258-101=157。
答案B3。
已知质量数为A的某阳离子R n+,核外有x个电子,则核内中子数为( )A。
A—x B。
A-x—nC.A-x+n D。
A+x—n解析R失去n个电子后,还有x个电子,则R原子可表示为R.答案B4。
下表中对“2”的含义解释正确的一组是（)选项H2He2Cl Ba2+A质量数中子数质子数电荷数B质量数质子数原子个数电荷数C质子数中子数原子个数电荷数D质量数质子数中子数电荷数解析元素符号左上角的数字表示质量数，左下角的数字表示质子数，右上角的数字表示所带电荷数，前面的数字表示微粒个数。
高中化学 第一章 物质结构元素周期律 第二节 元素周期律(第2课时)元素周期律导学案新人教版必修2教学案
第2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.能够以第三周期元素为例，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。
【重、难点】元素原子结构的周期性变化，同周期元素性质的递变情况。
【预习案】【导学流程】（一）基础过关1.元素原子结构及化合价的变化规律(1)以第三周期元素为例填写下表：（二）预习检测1.从原子序数11依次增加到17，下列所述递变关系错误的是( )A.原子电子层数不变B.原子半径逐渐增大C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价呈现从－4→－12.A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、C的最低价离子分别为A2－、C－，离子半径A2－大于C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构。
下列判断正确的是( )A.原子序数由大到小的顺序是C＞A＞BB.原子半径由大到小的顺序是r(B)＞r(A)＞r(C)C.离子半径由大到小的顺序是r(C－)＞r(B2＋)＞r(A2－)D.原子最外层电子数由多到少的顺序是B＞A＞C3.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：A.X、Y元素的金属性X＜YB.一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成ZW2C.Y的最高价氧化物的水化物能溶于稀氨水D.一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来4.在第三周期元素中，除稀有气体元素外：(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号)。
(2)金属性最强的元素是__________(填元素符号)。
(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________(用化学式回答，下同)。
(4)最不稳定的气态氢化物是__________。
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是__________。
(6)氧化物中具有两性的是____________。
元素周期律内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。
实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
高中化学第一章物质结构元素周期律1.2.1元素周期律学案新人教版必修2(2021年整理)
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第1课时原子核外电子的排布及元素周期律学习目标1.了解原子核外电子排布。
2。
掌握元素核外电子、化合价、原子半径周期性变化规律。
学习过程一、核外电子排布1.核外电子运动特征根据所给的一些数据请你总结电子运动的特征。
（1)核外电子的质量：9.10×10—31 kg。
（2)炮弹的速度2 km/s，人造卫星7。
8 km/s,宇宙飞船11 km/s，氢核外电子2.2×108m/s.(3)乒乓球半径：4×10-2 m；原子半径：约10-10 m。
2.核外电子分层排布阅读课本P13～14完成下表电子层序1234567号电子层符号电子能量电子离核由到,电子能量由到3。
核外电子排布的规律阅读课本P13~14表12,及下表数据,归纳总结核外电子排布的规律。
续表(1)核外电子总是依能量逐步升高从层排起，即：排满K层排L层,排满L层排M 层。
（2）每个电子层最多可容纳个电子(n表示电子层序数)。
（3)最外层可容纳的电子数不能超过个（K层是最外层时，最多不超过个),次外层不能超过个，倒数第三层不能超过个.4。
原子结构示意图【例1】判断下列示意图是否正确?为什么？【例2】根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。
高中化学第一章物质结构元素周期律教案
第一章物质结构元素周期律
课程标准
描述
掌握元素周期表的结构
考试大纲
描述
理解原子结构与元素周期表的关系
教材内容
分析
元素周期表是学习以后内容的关键
学生分析学生已经掌握了原子结构示意图,对学习周期表有一定帮助
学习目标1、掌握元素周期表的结构;
2、理解原子结构与元素周期表的关系
重点掌握元素周期表的结构
难点掌握元素周期表的结构
教学过程教师活动学生活动设计意图（备
注）
导门捷列夫绘制了
第一张周期表
听
惠顾旧知,引入
新知
思监督学生完成《导
学提纲》
自主完成
导学提纲
自主学习，理解
记忆新知识，发
现问题
议监督学生讨论，观
察每一组的讨论
小组内讨
论《导学
学生通过讨论
补充、完善知
情况，解答小组个
别问题提纲》识，同时增进对
知识的理解
展安排小组展示小组主动
展示《导
学提纲》
进一步完善知
识,加深理解
评1、周期表的周期
和族
2、每一周期中元
素种类
3、周期表中元素
位置的判断方
法
理解、记
忆
突破重难点
检布置堂测完成堂测巩固新知教学反思教学后完成。
高中化学：第一章物质结构 元素周期律 精品教、学案新人教版
第一节元素周期表（第一课时）【学习目标】1、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相互关系2、初步掌握元素周期表的结构，能根据提供的原子序数判断其在周期表中的位置3、知道元素、核素的含义，了解同位素的概念及相关知识4、通过化学史的学习，养成勇于创新的的品质【重点难点】1、元素周期表的结构2、原子结构与元素周期表的位置相互推断；元素、核素、同位素之间的关系【课前预习】1、1869年，俄国化学家将已知的元素通过分类、归纳，制出了第一张元素周期表，成为化学发展史上的重要里程碑之一。
在周期表中，把相同的元素，按的顺序从左到右排成横行，叫做；把相同的元素，按的顺序排成纵行，称为。
2、原子序数= = = 原子。
3、在周期表中，有些族还有一些特别的名称。
如：第ⅠA族（除氢），又称；第ⅦA族，又称；0族，又称。
X代表一个原子。
4、原子符号Az【思考】元素、核素、同位素的不同和联系。
在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢？【学习探究】一、元素周期表【阅读思考】请同学们阅读教材P4—P5页，思考回答下面的问题：1、现行的元素周期表编排的依据是什么？如何进行编排的？2、周期表中周期和族划分的依据是什么？【小结】原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数周期：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期；族：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，称为族。
【思考】观察元素周期表，回答下列问题：1、周期表中有多少周期？每周期有多少种元素？2、在周期表中共有多少列？分为哪些族？3、在所有族中，元素最多的族是哪一族？共有多少种元素？4、在周期表中的第18列（稀有气体元素）为何称为0族？【小结】横行叫周期，共有七周期；一～三短周期，其余长周期；竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三行是一族；一、八依次现，一、零再一遍；二、三分主副；先主后副族；镧、锕各十五，均属ⅢB族。
高中化学第一章物质结构元素周期律学案新人教必修
第一章物质结构、元素周期律本章概况物质结构，元素周期律是中学化学重要理论组成部分，是中学化学教学的重点，也是难点。
新教材把本章内容作为必修2的第一章，足以体现了它的重要性。
本章包括三节内容：第一节：元素周期律；第二节：元素周期律；第三章：化学键。
根据新课标要求及新课改精神，必修内容只要我们们具备化学学科的基本知识，具备必需的学科素养，新教材的安排，正好体现了这一要求。
三节内容，都属于结构理论的基础知识，我们只有具备这些知识，对该结构理论才能有初步的了解，也才有可能进一步继续学习选修内容。
新教材在这部分内容的编排上，打乱了原有的知识体系，首先介绍周期表，给我们以感性认识，然后简略地介绍了周期表的形成过程，逐步引入主题：现行的周期表。
既让我们了解了科学家探索的过程，也有利于学我们掌握这些知识。
其间穿插碱金属元素，卤族元素等知识，使抽象的内容具体化，便于同学们归纳总结，形成规律，为第二节元素周期律打下基础。
第二节：元素周期律。
新教材在初中学习的基础上，直接给出了1-20号元素核外电子排布，删去“电子云”等一些抽象的概念，大大降低了学习难度，然后，以第三周期为例，或以实验，或以给出的图表，让同学们动手推出结论，体现了大家的参与意识。
第三节：化学键，以NaCl、HCl为例介绍了离子键，共价键的知识，简明扼要，大家理解难度并不大。
教学时，可以多举典型实例，使抽象问题具体化，以帮助同学们巩固概念。
学习时要充分利用教材上所提供的图表，引导大家归纳、总结推理、探究，切忌“照本宣科”，只是死记现成的结论，这样，不经过同学们分析、观察，生吞活剥教师所讲授的内容，既不利于掌握知识，更不利于培养能力。
通过本章学习，力求让同学们体会理论对实践的指导作用，使大家在结构理论的指导下，更好地为以后学习服务。
本章学习重点：元素周期表的结构，元素周期建；离子键、共价健，元素在周期表中的位置、原子结构、元素性质的关系。
本章学习难点：元素周期律的应用、共价键。
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。
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。
高一化学必修2 第一章《物质结构 元素周期律》教学设计
必修II第一章《物质结构元素周期律》教学设计一、本章在教材中所处的地位和作用通过初三和必修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、本章内部结构关系本章以物质结构和元素周期律为主要内容和线索，将原子结构、碱金属与卤素的性质、电子层排布、化学键、元素周期表和周期律紧密结合。
本章内容划分为三节。
第一节为元素周期表：它主要介绍了元素周期表的结构，并且通过碱金属和卤素两个典型的族，引入同一族的元素的性质递变，最后基本了解元素、核素、同位素等几个基本概念；第二节是元素周期律：本节通过核外电子排布的学习，用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律；第三节是化学键：介绍了离子键和共价键，极性键和非极性键，电子式和结构式，本节主要是为了选修内容和化学专业的同学打基础。
全章内容的设计，通过实验和同学们比较熟悉的元素化合物，利用探究模式，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。
三、本章相关内容的新旧对比分析四、本章课时安排及教学重难点第一节第一课时：“元素周期表”重点：元素周期表的结构难点：原子结构与元素周期表的位置相互推断第二课时：“元素的性质与原子结构”重点：元素的性质与原子结构的关系；碱金属、卤素的原子结构与性质的关系难点：金属族的性质递变和非金属族的性质递变规律的判断；金属活泼性强弱的判断规律第三课时：“核素同位素”重点：核素、同位素的概念理解难点：核素、同位素、元素、原子的概念区分与联系第四课时：“原子核外电子的排布”重点：原子核外电子的排布难点：原子核外电子的排布规律第五课时：“元素周期律”重点：同一周期元素的金属性和非金属性的变化规律难点：同一周期元素的金属性和非金属性的变化规律；元素非金属性强弱判断规律第六课时：“元素周期表和元素周期律的应用”重点：元素周期表和元素周期律的综合应用难点：元素的位、构、性三者之间的关系的应用第七课时：“离子键和离子化合物”重点：离子键和离子化合物的概念理解；电子式的书写难点：离子键的概念理解；电子式的书写第八课时：“共价键和共价化合物”重点：共价键和共价化合物的概念理解；化学反应的的本质理解难点：共用电子对的理解；极性键和非极性键的理解；被破坏的化学键类型判断第九、十课时：组织全章复习（包括单元练习题讲评）重点：元素周期表和周期律的综合应用；碱金属、卤素的性质；原子结构中各种微粒的相互计算难点：元素周期表和周期律的综合应用；原子结构中各种微粒的相互计算；化学键；核素同位素的概念理解五、本章每节课的教学流程及建议第一课时教学流程以门捷列夫发明元素周期表的故事引入→学生学习“原子序数=质子数=核电荷数=电子数”的应用范围→教师带领学生探究元素周期表的结构→学生自主探究元素周期表的应用→教师综合原子结构和元素周期表给学生学案练习。
【2019最新】高中化学 第一章 物质结构元素周期律 1-2 元素周期导学案3(无答案)新人教版必修2
【2019最新】高中化学第一章物质结构元素周期律 1-2 元素周期导学案3（无答案）新人教版必修2
用1-18号元素及其形成的化合物的化学式填空
1、原子半径最小的元素是__________________
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碱是__________________
5、最高价氧化物对应水化物为两性氢氧化物的元素是
__________________
6、气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是__________________
7、最稳定的气态氢化物是__________________
8、金属性最强的元素是__________________
9、非金属性最强的元素是__________________
10、酸性最强的最高价氧化物对应的水化物是__________________。
高中化学 第一章 物质结构元素周期律 第二节 元素周期律第2课时教案2 新人教版必修2
第二节元素周期律第2课时一、教学目标（一）知识与技能：1、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，微粒半径及大小的比较。
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的规律。
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，自主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：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：量变到质变规律。
二、重点与难点：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，探究能力的培养。
三、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。
[学生活动][投影展示]1～18号元素原子结构示意图。
[提问]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外的最外层电子排布有何规律性变化。
[板书]二、元素周期律[学生活动][投影展示] 随着原子序数的递增，原子核外的最外层电子排布变化的规律性[讲述]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(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)的现象，我们称之为周期性。
这就如同我们一年一年的四季更替及生活中的每天都是24小时一样。
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。
由此，可得出如下结论：[讲述并板书]随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。
[过渡]元素的性质是由元素的原子结构决定的，那么，随着原子序数的递增，元素的性质是否也会像元素原子最外层电子排布一样呈现周期性变化？我们从元素的化合价和元素的金属性与非金属性两个方面来进行探讨。
［投影］元素的主要化合价［教师］对于稀有气体元素，由于它们的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。
高中化学 第一章 物质结构元素周期律 第一节 元素周期表(第3课时)导学案 新人教版必修2(202
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第一章第一节元素周期表(3)【学习目标】1．了解原子结构与同位素、使学生懂得质量数和A Z X的含义.2．初步学会元素周期表的位置与元素组成微粒的结构联系起来运用能力。
【学习重点】同位素、质量数和A Z X的含义【预备知识】原子的构成:原子看表分析:质量/kg相对质量电性和电量/C质子1．673×10-271．007+1．602×10-19中子1．675×10—271．0080电子9．109×10—311/1836—1．602×10—191、构成原子粒子所带的电性及电荷大小。
2、质子带正电，电子带负电，而原子不显电性的原因。
3、原子的质量主要取决于哪种微粒?总结: 原子是由居于原子中心的带正电的和核外带负电的构成的。
原子核由和构成.【基础知识】（一)质量数定义符号：计算式：质量数(A)= +应用：用质量数表示某种原子［思考］:它表示的含义是什么？[科学探究]：1、填写下表，总结A与相对原子质量的关系。
原子质子数（Z）中子数（N）质子数＋中子数（A）相对原子质量F1018．998Na1222．990Al1426．9822、原子形成离子之后构成原子的微粒哪些发生了变化?如何改变？质量数呢？[总结和比较]：和中的质子数、中子数、质量数和电子数. [课堂练习1]:1、完成表格1符号质子数中子数质量数电子数1212122040182、完成表2元素符号原子符号核电荷数中子数电子数101111121666686（二）核素和同位素核素：同位素：［思考与交流]：1、元素、核素、同位素的不同和联系。
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第二节元素周期律（第二、三课时）【知识准备】
常见元素原子的核外电子排布，钠、氯的主要性质
【自学目标】
1．以第三周期元素为例，掌握同一周期内元素性质的递变与原子结构的关系2．知道元素化合价与元素在周期表中的位置的关系
3．掌握元素周期律的含义和实质
二、元素周期律
【知识建构】
1、元素原子的最外层电子排布
分析教材第12页表1-2的内容
从H到He，K层（第一层）的电子数由到
从Li到Ne，L层（第二层）的电子数由到
从Na到Ar，M层（第三层）的电子数由到
随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布呈
2、元素主要化合价的变化
分析教材第13页下表的内容，找出化合价的变化规律
从H到He，最高正化合价由到
从Li到Ne，最高正化合价由到，最后为；
最低负化合价由到最后为
从Na到Ar，最高正化合价由到，最后为；
最低负化合价由到最后为
随着原子序数的递增，元素主要化合价呈
且有以下量的关系: │最高正价│+│负价│==
3、元素金属性的变化
以第三周期金属元素为例
【实验回忆】
新制的Mg(OH)2加入盐酸,现象：，加入NaOH溶液，现象：。
新制的Al(OH)3加入盐酸,现象：，加入NaOH溶液，现象：。
从Na到Al，金属性逐渐，对其它周期元素性质进行研究也可以得到类似的结论。
随着原子序数的递增，元素的金属性呈
4、元素非金属性的变化
以第三周期非金属元素为例
从Si到Cl，非金属性逐渐，对其它周期元素性质进行研究也可以得到类似的结论。
随着原子序数的递增，元素的非金属性呈
5、元素周期律
什么是元素周期律：
【思考交流】
谈谈自己对元素周期律的理解
【疑点反馈】
【科学视野】
（一）、同一周期内原子半径的递变规律
0.03
元素符号
0.08
规律：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。
[练习]1、比较Na、S原子半径的大小。
2、比较Na、O原子半径的大小。
（二）、同一主族内原子半径的递变规律
规律：同一主族，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。
（三）、粒子半径大小的比较
1、原子半径大小的比较
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。
Li＜Na＜K＜Rb＜Cs F＜Cl＜Br＜I ＜＞ Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl
2、离子半径大小的比较
①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。
Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+ F-＜Cl-＜Br-＜I-
②同一元素的不同离子的半径大小比较
同种元素的各种离子，核外电子数越多，半径，即高价阳离子半径低价离子半径。
Fe 3+＜Fe2+
③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，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力，半径。
O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
【随堂练习】
1．金属还原能力大小主要是由下列哪些因素决定的 ( )
A．金属原子失去电子的多少
B．1mol金属失去电子的多少
C. 原子失去电子能力的大小
D．1mo l金属与水反应放出氢气的多少一．
2．M、N两种元素的原子，当它们分别获得两个电子形成稀有气体元素的电子层结构时，放出的能量M大于N，由此可知： ( )
A．M的氧化性小于N B．M的氧化性大于N
C．N2-的还原性小于M2- D．N2-的还原性大于M2-。