四川省三台中学高中化学 1.2元素周期律 第二课时导学案(无答案)新人教版必修2
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1.1.2元素周期表(2)导学案新人教版必修2【精品教案】)-
（高中化学1.1.2元素周期表(2)导学案新人教版必修2【精品教案】）-第1章第1节元素周期表(2)[学习目标]1。
理解原子结构和元素属性之间的关系2.学会总结元素变化规律的能力[研究重点]元素性质的渐变与元素颗粒结构组成的关系[初步知识]请画出碱金属原子结构示意图，分析碱金属原子结构的相似性元素名称核荷数原子结构示意图碱金属金元素最外层电子数电子数层[思考与交流]我们知道物质的性质主要取决于原子最外层电子数。
从碱金属原子的结构，我们可以推断出它的化学性质。
完全一样吗？[实验1]加热一个干坩埚，同时取一小块钾，干燥表面的煤油，然后迅速将其放入热坩埚中观察现象与钠和氧的反应相比[实验2]往培养皿中加入一些水，然后取绿豆大钾，吸干表面的煤油，放入培养皿中，观察现象。
与钠和水的反应相比[基础知识]2，钠和钾与氧的反应原子和水的反应(1)碱金属的化学性质1，与非金属的反应|碱金属如199锂+O2钠+O2钾+O2钾，铷与O2反应生成超氧化物室温下暴露在空气中，铷和铯会立即燃烧。
2.与水反应K+H2O铷+H2O除钠和钾外，其他碱金属元素也能与水反应生成相应的碱和H2 [总结]2m+2h2o = = 2moh+H2 = basic:[思考与交流]根据实验讨论钠和钾的性质的异同你认为元素的性质与它们的原子结构有关吗？1(2)碱金属物理性质的比较(见教材第7页)[课堂练习1]:钫(fr)具有放射性，是碱金属中最重的。
下面的预测是错误的:a。
它有碱金属中最大的原子半径b。
它的氢氧化物化学式是FrOH，是一种非常强的碱。
在空气中燃烧时，钫只产生化学式为Fr2O 的氧化物D。
它可以与水反应生成相应的碱和氢。
由于激烈的反应，它爆发了[阅读材料]第7页和第8页。
典型的非金属-卤素，看看它们的性质和原子结构之间是否有联系。
[归纳与整理](3)卤元素的物理性质(见教材第8页)[思考与交流]请根据卤元素的物理性质总结卤元素在颜色、状态、密度、熔点、溶解度等方面的变化规律[诱导和整理]颜色:状态:密度:熔点:在水中的溶解度:[问题]我们能根据卤素原子的结构特征解释自然界中卤素单质的相似性和变性吗？[归纳和总结](4)卤素的化学性质:1，卤素简单物质与氢的反应(见教科书第8页)卤素与H2的反应可用通式H2+x2 = = = 1表示。
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。
高一化学人教版必修2导学案设计：1.2.1元素周期律(无答案)
第二节元素周期律【学习目标】了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。
【学习重难点】：元素周期律【课前预习区】书写1—18号元素的原子结构示意图。
【导学自探，双基必备】1、分析1—18号元素原子的核外电子层数、最外层电子数的变化。
表1:核外电子排布的变化规律[思考]原子核外电子的周期性变化，会引起元素在哪些方面也呈现出相应的周期性变化？2、分析1—18号元素最高正价和最低负价的变化[知识回顾]根据所学知识完成下表的整体变化情况。
表2 :[反馈练习1] 某非金属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。
3、元素的原子半径随原子序数的递增呈现的规律？（1）、分析比较电子层数相同时，原子半径的关系。
为什么？（2）、分析比较最外层电子数相同时，原子半径的关系。
为什么？（3）、原子半径随原子序数的递增，有何变化规律？[规律总结]提示：稀有气体元素的原子半径并未列出，这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不具有可比性，故不列出。
1．原子序数==2．随着原子序数的递增，、、呈现周期性变化。
3．元素的性质而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律．．．．．。
4．元素周期律实质：元素性质的周期性变化是呈现周期性变化的必然结果。
[反馈练习2]下列元素的原子半径依次减小的是（）A. Na、Mg、AlB. O、N、FC. P、Si、AlD. C、Si、P[反馈练习3]1、元素性质呈现周期性变化的基本原因是( ) A．元素的原子量逐渐增大B．核外电子排布呈周期性变化C．核电荷数逐渐增大D．元素化合价呈周期性变化2、原子序数11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐变小的是( ) A．电子层数B．最外层电子数C．原子半径D．元素最高化合价【知识延伸】微粒半径大小比较（1）N3－、O2－、F－、Na+、Mg2+五种微粒半径大小顺序为。
小结：电子层数相同时，核电荷数越大，微粒半径。
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。
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。
高中化学 1.2 元素周期律(第2课时)导学案 新人教版必修2
元素周期律导学案第2课时一、元素性质周期性变化的规律1.随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律:第一周期: 其他周期: 同一主族:2.随着原子序数的递增，原子半径变化的规律：随着原子序数的递增，元素的化合价变化的规律（1）最高正价：（2）最低负价：主族非金属元素最高正价与最低负价的关系3.随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性变化的规律（1）同周期从左到右：金属性非金属性（2）同主族从上到下：金属性非金属性问题：在元素周期表中金属性最强的元素非金属性最强的元素是注：判断元素金属性强弱的依据：（1）单质跟水(或酸)反应置换出；（2）最高价氧化物的水化物——氢氧化物的强弱。
判断元素非金属性强弱的依据：（1）跟氢气生成的难易程度以及氢化物的；（2）元素最高价氧化物的水化物的强弱。
a.同周期（以第三周期元素为例）：（1）Na、Mg、Al的金属性强弱顺序为Na、Mg、Al与水或酸反应的快慢碱性强弱顺序：NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3（2）硅、磷、硫、氯的性质比较Si、P、S、Cl的非金属性强弱顺序为氢化物稳定性强弱顺序 SiH4 PH3 H2S HCl酸性强弱顺序：H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4b.同主族（以第IA和VIIA为例）金属性Li Na K Rb Cs 碱性LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 非金属性F Cl Br I 氢化物的稳定性HF HCl HBr HI 酸性 HClO4 HBrO4 HIO4二、元素周期律1、定义：______________随着___________________的规律叫做元素周期律。
2、实质：元素性质周期性变化是由于_____________周期性变化的必然结果。
课前小卷1.在原子序数1—18号元素中：（1）与水反应最剧烈的金属是_____ 。
（2）与水反应最剧烈的非金属单质是_______。
（3）在室温下有颜色的气体单质是______。
(版)高中化学1.2《元素周期律》教案新人教版必修2
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、比拟法。
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：三条原那么一图式电子层〔n〕123456符号K L M N O P电子的能量由〔低〕--------------------------------→到〔高〕离核距离由〔近〕--------------------------------→到〔远〕电子最大2n2个，由〔少〕-----------------------→到〔多〕容量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那么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2n2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】OAl NaCl原子结构示意图26+ 13+ 8283+11281+17287 O2－Al3＋Na＋Cl－离子结构示意图28+1328+1128+17288+8【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〔1〕最外层电子数为1的原子有：HLiNa；〔2〕最外层电子数为2的原子有：HeBeMg；〔3〕最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：BeAr；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 i〔5〕内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有：Li〔6〕电子层数与最外层电子数相等的原子有：HBeAl〔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：HeCS〔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；3.4.等质子数的粒子离子：9个质子的离子：－－F、OH、NH21 1个质子的离子：＋Na、HO、NH17个质子的离子：ClHS分子：14个质子：N2、CO、C2H216个质子：S、O2等式量粒子式量28：式量78：式量98：式量32：核外电子数分子阳离子2He、H2Li＋、Be2＋10Ne、HF、H2O、NH3、CH4＋2＋Na、Mg、＋、NH＋Al、HO318F2、HCl、H2S、PH3、Ar、H2O2、K＋、Ca2＋C2H6、N2H4、CH4O、SiH4阴离子－H－－3－2－OH、NH2、N、O、F－S2－、HS－、Cl－、P3－2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。
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。
元素周期律第二课时教案导学案.doc
第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律（第2课时）【学习目标】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2、了解元素周期表和元素周期律的应用3、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。
【学习重点】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。
【学习难点】如何判断元素的金属性和非金属性 【知识链接】周期序数 原子序数 电子层数最外层电子数 一 1~2 1 二 3~10 2 三11~183结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1~8的周期性变化（H 、He 除外）完成P15页的表格，2、在原子中：质子数= = =3、稳定结构与不稳定结构（重点阅读）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学生化学反应。
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。
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。
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。
举例说明：K S Al 的金属性、非金属性。
4、元素金属性非金属性的判断依据（重点学习并记忆） [引入]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。
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？这节课，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强弱。
金属性比较 本质 原子越容易失电子、金属性越强判 断 依 据 1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。
3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。
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。
2019-2020年高中化学 1.2.2 元素周期律(第二课时)导学案 新人教版选修3
2019-2020年高中化学 1.2.2 元素周期律（第二课时）导学案新人教版选修3学习目标知识与技能：1、掌握原子半径的变化规律。
2、会比较微粒半径的大小。
3、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力过程与方法：通过引导学生对学习过的知识的再分析，理解元素原子半径呈周期性变化的原因。
情感态度与价值观：激发探索兴趣，培养辩证唯物主义观点。
重点难点：比较微粒半径的大小导学设计【导学习得】1、回顾化学必修2中《物质结构和元素周期律》的有关知识，填写下列有关内容，叫做元素周期律。
在化学（必修2）中，我们知道元素周期律主要体现在、、、、等的周期性变化。
元素性质周期性变化的根本原因是2、思考讨论教材P16『学与问』：元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化规律是什么？【合作探究】1、观察教材P17图1-20图表，分析讨论教材P17『学与问』（1）同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐。
其主要原因是（2）同主族元素从上到下，原子半径逐渐。
其主要原因是【激趣点拨】影响原子半径大小的因素：一是核电荷数，核电荷数越多，其核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩），则原子半径越小。
二是核外电子数，因电子运动要占据一定的空间，则电子数越多，原子半径越大。
三是电子层数，（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。
原子半径的大小由上述一对矛盾因素决定。
核电荷数增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。
当这对矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有了一定的半径。
同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大；同时，自上到下，核电荷数增多可使原子半径减小。
但前者是主要因素，故最终原子半径增大。
【训练内化】1、下列元素原子半径依次增大的是( )A. C、N、O、F B． Mg、Al、Si、SC. B、Be、Mg、Na D． Mg、Na、K、Ca2、判断下列微粒半径大小并说明原因：(1) Ca与Ba (2) P与S (3) Na与F(4) S2－与S (5) Fe2＋与Fe3＋ (6) Na＋与Al3＋(7) S2－与Cl－(8) K＋与Cl－(9) S2－与Al3＋【反思提升】判断微粒半径大小的规律1、同周期主族元素的原子半径或最高价离子半径，从左到右，依次减小(稀有气体元素除外)。
人教版化学必修2 元素周期律导学案(无答案)-word文档
《元素周期律》导学案一学习目标：1.了解核外电子的排布的规律，会画出1-20号元素原子结构示意图、离子结构示意图。
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，微粒半径大小的比较。
3.了解原子的最外层电子排布与元素的性质(得失电子能力、化合价等)的关系。
自主学习：阅读P13-15一、原子核外电子的排布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（思考）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？表示电子层最多不超过个。
核外电子总是尽先排布在能量最层再排L层，排满以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。
知道了原子的核电荷数和电子层的排布规律以后，我们就可以画出原子结构示意图。
如钠原子的结构示意图可表示为，请大家说出各部分所表示的含义。
【小结】圆圈表示原子核，+11表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。
【练习】1、判断下列示意图是否正确？为什么？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。
(1)3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs(2)9F 17Cl 35Br53I（3）2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe【迁移与应用】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。
【点评】通过上述应用，使学生加深对核外电子排布的规律的认识，对容易出现的错误，让学生自我发现，以加深印象。
二、元素周期律随着核电荷数的增加：1.最外层电子数呈现怎样的周期性变化？2.元素的主要化合价呈现怎样的周期性变化？3.原子半径呈现怎样的周期性变化？合作探究：微粒半径大小的比较1.原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐。
高中化学1.2.2元素周期律(2)导学案新人教版必修2
【学习目标】1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数递加而体现周期性变化规2、经过实验操作，培育学生实验技术。
【学习要点】 1、元素的金属性和非金属性随原子序数的递加而体现周期性变化的规律2、元素周期律的本质【复习稳固】1、核外电子的排布的规律有哪些？1.电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不一样电子层上分层排布；2.每层最多容纳的电子数为 2n2(n 代表电子层数 ) ；3.电子一般老是尽先排在能量最低的电子层4.最外层电子数不超出 8 个 ( 第一层为最外层时 , 电子数不超出 2 个 )2. 写出以下离子的离子构造表示图：2+ -Br-Ca2+ Mg F【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依照。
性质强弱判断依照金属性非金属性二、第三周期元生性质变化规律[ 实验一 ] Mg 、 Al 和水的反响：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入 2~3 ml 水，并滴入两滴酚酞溶液。
察看现象。
过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再察看现象。
Na Mg Al与冷水反现象应化学方程式与开水反现象应化学方程式结论最高价氧化物对应的水化NaOH Mg(OH) Al(OH)32物碱性强弱中强碱1[ 实验二 ]Mg、 Al 与稀盐酸反响比较Mg Al现象反响方程式结论[ 总结 ]Na 、 Mg、 Al与水反响愈来愈，对应氧化物水化物的碱性愈来愈，金属性渐渐。
怎样判断硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力的相对强弱？阅读[ 资料 ]:Si P S Cl单质与氢气反响高温磷蒸气与氢气加热光照或点燃时发的条件能反响生爆炸而化合最高价氧化物对H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4应的水化物（含氧弱酸中强酸强酸强酸（比H2SO4酸酸）酸性强弱性强）结论阅读研究：请达成表格元素硅磷硫氯单质与氢气反响难易化学式气态氢化物稳固性最高价氧化物化学式对应水化物酸性结论硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力渐渐加强[ 小结 ] 第三周期元素 Na Mg Al Si P S Cl ，金属性渐渐，非金属性渐渐【总结】同一周期从左到右，元素原子失掉电子能力渐渐______，得电子能力渐渐 ______ 。
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【学习目标】1.理解原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、金属性和非金属性等元素性质的周期性变化规律。
2.了解元素周期表和元素周期律的应用。
【学习过程】
一、核外电子排布、原子半径、元素主要化合价的变化规律
【科学探究】阅读教材14页，填写教材14-15页表1,2
二、元素性质的变化
（1）钠、镁、铝金属性的变化教材15页【科学探究】
实验1：镁与水的反应学生完成教材16页相应表格
实验2：镁铝与酸的反应学生完成教材16页相应表格
讨论：教材16页相应表格
（2）硅、磷、硫、氯非金属性的变化学生填写结论：教材16页
同周期、同主族元素结构与性质的变化规律（稀有气体除外）
项目
同一周期
（从左到右）
同一主族
（自上而下）
核电荷数依次____ 依次增多电子层数 ____ 依次增多最外层电子数依次____ 相同原子半径逐渐____ 逐渐增大
主要化合价正价：____
负价：____
最高正价一般相同
金属单质与水或酸反应的难易越来越____ 越来越容易
最高价氧化物对应
水化物酸性逐渐____ 逐渐减弱碱性逐渐____ 逐渐增强
非金属气态氢化物生成难易越来越____ 越来越难稳定性逐渐____ 逐渐减弱
元素的金属性递变规律逐渐____ 逐渐增强
元素的非金属性递变规律逐渐____ 逐渐减弱三、元素周期律
1定义：元素的性质随着________的递增而呈_____性的变化的规律。
2元素周期律的实质：_____________________________________。
例题1 点金训练：16页例2
练习1. 对于第三周期从左到右的主族元素，下列说法中不正确
．．．的是（）A．原子半径逐渐减小 B．电子层数逐渐增多
C．最高正化合价逐渐增大 D．元素的非金属性逐渐增强
练习2（2010广东理综，10）短周期金属元素甲~戊在元素周期表
中的相对位置如右表所示：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
四、微粒半径的大小比较方法
⑴先看电子层数,一般电子层数越多，则半径越_____。
如：K___ O。