高中必修二人教版元素周期律教案
新人教版化学必修2高中《元素周期律》word教案一
新人教版化学必修2高中《元素周期律》word教案一第二节元素周期律第1课时教学目标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。
重点难点元素原子核外电子排布教学过程[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？这确实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。
[展现]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，原子核相关于原子专门小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。
假如核外只有一个电子，运动情形比较简单。
关于多电子原子来讲，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，每个电子层最多能够排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有能够遵循的规律呢？[摸索]下面请大伙儿分析课本12页表1-2，依照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 元素周期律教案(1,2,3课时)人教版必修二.doc
课题：元素周期律（1）
原子核外的电子排布
思考、讨论回答：
原子序数
相等
1、明确学习任务；
2、稳定学生情绪；
【合作讨论】
我们知道我们中国教室结构不像有些国家那样可以学生围成一圈坐在老师的周围，而我们是一排排的座位，有人把“电子的座位”——电子层比喻成洋葱结构，我感觉到它还像你们的座位，请同学们阅读课文P13第一段结合图1—7体会一下什么是电子层。
学生活动
设计意图
【引入】
元素周期表、元素周期律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。
【板书】
元素周期表、元素周期律的应用
准备新课
1、明确学习任务；
2、稳定学生情绪；
【合作讨论】
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、影响元素的性质（简称“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。
第二课时
教师活动
学生活动
设计意图
检查上节课留下的作业，评比原子结构图，视具体情况订正作业。
【板书】
元素周期律
【引入】
通过上节课的学习我已经初步了解到元素的化学性质和它原子的最外层电子有密切的关系，请两位同学在黑板上画出8号和16号、11号和17号元素。
【继续引导】
请一位同学指出两组元素原子结构的异同点。
向往减去或加上些数字达到红数字。
培养学生抽象思考的能力。
这一节课的内容先到此结束，请同学们，根据这一节课的知识，预习本节第二部分内容——元素周期律。
【作业】1、完成学案的习题（课堂完成并订正）
2、按元素周期表的排列顺序或自行设计排列顺序画出1—18号元素的原子结构图，最好画的大一些，以备以后复习使用。
人教版必修2化学《元素周期律》教案及教学反思
人教版必修2化学《元素周期律》教案及教学反思一、教案设计教学目标本节课的教学目标如下：1.掌握元素周期律的基本内容和发现历程；2.理解元素周期表的构成和元素周期性的本质；3.掌握周期表中元素的排列规律及其物理化学性质；4.感受元素周期性带来的科学美和生活美。
教学内容1.元素周期律的基本内容和发现历程；2.元素周期表的构成和元素周期性的本质；3.周期表中元素的排列规律及其物理化学性质；4.元素周期性的应用和科学美。
教学重点、难点本节课的教学重点及难点如下：1.理解元素周期表的构成和元素周期性的本质；2.掌握周期表中元素的排列规律及其物理化学性质。
教学步骤本节课的教学步骤如下：第一步：导入新课1.向学生介绍本节课的教学目标；2.回顾学生已经掌握的知识，引出元素周期律的概念；3.提问：在实验中，为什么迈耳逊把“周期律”称为“周期律”？（让学生自主思考）第二步：讲解周期律的基本内容和发现历程1.向学生介绍元素周期律的基本内容及其发现历程；2.解释元素周期律中的“周期”、“组”等概念和规律。
第三步：讲解元素周期表的构成和元素周期性的本质1.向学生介绍元素周期表的构成和元素周期性的本质；2.解释元素周期性是如何产生的，包括原子结构和电子排布。
第四步：掌握周期表中元素的排列规律及其物理化学性质1.向学生介绍周期表中元素的排列规律及其物理化学性质；2.指导学生掌握周期表中元素的性质和特点。
第五步：讲解元素周期性的应用和科学美1.向学生介绍元素周期性的应用以及科学美；2.引导学生思考元素周期性对工业、医学、农业等方面的影响。
第六步：巩固练习1.布置相关练习题，要求学生答题并理解；2.小组讨论并汇报相关结果。
教学途径1.课件：使用电子白板、电脑等设备，展示相关图形和文献资料，帮助学生理解和记忆；2.演示实验：展示相关实验，使学生更加直观地理解元素周期律。
评价方式1.练习笔记的评价；2.对学生在小组讨论中的表现进行评价。
高中化学必修二教案-1.2元素周期律16-人教版
第二节元素周期律第2课时教学目标：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递增而呈现周期性变化规律。
2、通过实验操作，培养学生实验技能。
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。
情感、态度与价值观：培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。
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。
教学过程设计：【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变化呢？这节课，我们就以第三周期为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
[提问]元素的金属性、非金属性强弱判断依据。
[过渡]从金属性和非金属性强弱的判断依据里，我们来设计实验探究第三周期元素的金属性和非金属性强弱。
[板书]二、元素周期律[实验一]Mg、Al和水的反应：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。
观察现象。
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，再观察现象。
[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较[总结]Na、Mg、Al与水反应越来不越剧烈，对应氧化物水化物的碱性越来越弱，金属性逐渐减弱。
[过渡]我们再研究第三周期的非金属Si、P、S、Cl的非金属性的强弱。
[资料][总结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[过渡] 如果我们对其他周期的元素也进行同样的研究，同样会得出类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
[板书]二、元素周期律1元素周期律（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这条规律叫做元素周期律[板书]（2）实质：原子核外电子排布的规律性变化。
[板书设计]二、元素周期律1、元素周期律（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这条规律叫做元素周期律（2）实质：原子核外电子排布的规律性变化作业：P19 1、8练习：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最外层有二个电子；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.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+63.下列有关元素周期律的叙述正确的（）A. 元素周期律是元素原子核外电子排布呈周期性变化B. 元素周期律是原子半径呈周期性变化C. 元素周期律是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化D. 元素周期律是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化4.下列有关元素周期律的叙述，正确的是（）A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化教学反思：这节课的教学能符合新课程的标准，通过学生的探究得出了元素周期律的定义，同时也得出了周期律的一部分具体的内容——同一周期从左到右金属性依次减弱非金属性依次增强，由于本节课通过实验来让学生的出元素周期律的相关的内容，是的学生对本节课的理解更深了，与此同时也最大程度的调动了学生学习化学的积极性，使得“把课堂交给学生”这句话得到了最大程度的发挥，稍有美中不足，就是学生对实验的熟练程度还有事待遇进一步提高。
元素周期律(第一课时)教案
元素周期律（第一课时）教案一、教学目标本课时的教学目标是让学生了解元素周期律的基本思想和周期表的组成，掌握元素周期律的基本规律，同时也能够了解元素周期律的历史背景和发展过程。
二、教学重点和难点1. 教学重点：元素周期律的基本思想和周期表的组成，元素周期律的基本规律。
2. 教学难点：周期表对元素性质的预测和周期律的历史背景。
三、教学过程【导入】1. 通过图片展示和简单的活动，学生们了解有哪些元素以及它们分别的性质，引发学生们对于元素性质变化的思考，为引入元素周期律做铺垫。
2. 色码表的制作，让学生自行收集不同颜色的小球，为下一环节的分类打下基础。
【展开】1. 通过对于普朗克、门捷列夫、柯西和门德里夫提出的元素周期律做简单的介绍，引导学生理解周期律的基本思想和周期表的组成。
2. 解释周期表中元素的排列方式，回顾周期表中元素分类的基本方式和命名规律，让学生们掌握元素周期律的基本规律。
3. 进一步讲解元素周期律中元素性质的预测，让学生了解周期表的应用和实用价值。
4. 分组或自由活动，让学生们通过分析周期表中元素性质的变化以及不同元素之间的联系，探究元素周期律的更深层次的规律。
同时以简单易懂的例子，帮助学生理解元素周期规律。
【总结】1. 回顾教学目标，帮助学生梳理课程内容，巩固所学的知识和技能。
2. 对元素周期律在实际应用中的重要性做简单介绍。
四、教学反思在本课程的教学中，我重点强调了元素周期律的基本规律以及周期表的组成，同时也帮助学生理解了元素性质的预测和周期律的历史背景。
通过让学生进行分类活动和探究活动，培养了学生的合作能力和思考能力，并且让学生深入理解了元素周期律所涉及的知识点。
在未来的教学中，我会更注重教学重难点与生活联系的整合以及教学形式的多样化，保障学生更好的学习效果。
高中必修二人教版元素周期律教案
高中必修二人教版元素周期律教案一、教材分析元素周期律是对元素性质出现周期性变化的实质的说明，教材将原子结构与元素性质的关系以及元素周期律作为重点内容，在学习碱金属元素和卤族元素为代表的同主族元素性质相似性和递变性的基础上，以第三周期元素为代表，介绍元素周期律。
通过本节的学习，能够使学生对往常学过的知识进行概括、综合，明白元素的性质变化具有周期性以及引起其周期性变化的实质，实现有感性认识上升到理性认识，最后将元素性质、原子结构、元素周期表等内容将结合起来，归纳总结有关的化学差不多理论。
二、学情分析把握元素周期律，学生可对物质的性质进行归类、类比、估量，幸免学生对元素化合物知识死记硬背。
对学生而言，元素周期律是一把开启化学思维大门的金钥匙，它能指导学生有规律的、轻松的把握元素化合物性质，并能进一步探究元素化合物的性质。
学生差不多学习钠、铝、硅、氯、硫、氮等元素化合物的知识，为元素周期律的学习提供了充分的感性资料；第一节也学习了原子结构和周期表的结构，并在通过实验探究得出同主族元素性质的相似性和递变规律以及证明元素的金属性和非金属性强弱的方法，差不多初步把握理论知识的推导方法，对原子结构与元素化学性质之间的关系有一定的认识，这为学习元素周期律打下一定的基础。
三、教学目标知识与技能1．了解原子核外电子排布的一样规律。
2．把握元素周期律的涵义。
3．了解原子结构与元素性质的关系，能依照原子结构、元素周期表进行一样元素化合物性质的推断，也能依照元素周期律对某些元素化合物性质进行说明。
4．初步了解元素周期表、元素周期律的应用。
过程与方法1．利用教材的科学探究1栏目，用图表来表示原子序数与原子的最外层电子数，元素的原子半径，元素的常见最高正化合价和最低负化合价的关系，指导学生归纳得出元素周期律。
2．通过对Na、Mg、Al与水、酸反应的实验现象的观看和分析，初步体会从实验现象分析上升到理论知识的理性思维过程。
3．初步了解探究实验的差不多思路，初步了解“对比”实验中“操纵变量”的思维。
必修二-第一章-第二节--元素周期律--化学教案
必修二-第一章-第二节--元素周期律--化学教案第二节元素周期律参赛教案三维目标知识与技能：1、掌握元素周期表和元素周期律。
2、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
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。
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[来源:学_科_网Z_X_X_K] 教学过程 [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。
[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。
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、元素的金属性与非金属性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的气太氢化物稳定。
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。
[知识拓展]元素金属性，金属活动性区别（优化设计） [板书]2：元素的化合价与元素在周期表中位置的关系。
感谢您的阅读，祝您生活愉快。
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。
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。
高中化学必修二教案-1.2元素周期律13-人教版
教学设计元素周期律第一课时教学目标: 1、了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系；了解元素原子核外电子排布规律；2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、化合价随原子序数递增呈现的周期性变化；3、理解原子结构和元素性质的关系；教学重点：原子核外电子的排布；元素性质与原子结构的关系教学难点：元素性质与原子结构的关系教学过程：【复习】1、原子的构成？2、原子结构上的三种关系？【引入】核外电子是如何排布、如何运动的？一、原子核外电子的排布【自主学习】1、核外电子运动的特点：(1)高速运动(2)运动固定的轨道。
(3)多电子的原子里，电子的能量。
有些电子能量，在离核的区域里运动；有些电子能量，在离核的区域里运动。
2、电子层:能量不同的电子的运动区域（1）核外电子是排布的。
由向，从到。
（2）各电子层最多容纳的电子数是；（3）最外层电子数不超过个(K层为最外层时不超个)；次外层电子数不超过个。
【练习】见导学案【核心突破】1、1---18号元素原子的特殊关系【针对性练习】加强理解、巩固。
2、等电子粒子（1）常见“10电子”粒子①单核10电子：②二核10电子：③三核10电子：④四核10电子：⑤五核10电子：（2）常见“18电子”粒子①分子：②阳离子：③阴离子：【针对性练习】加强理解、巩固。
二、元素周期律1.元素性质的周期性变化【探究1】随原子序数的增加，元素原子的最外层电子排布有何变化？【画1-18号元素的原子结构示意图】观察，归纳【探究2】随原子序数的增加，元素原子的半径有何变化？【看书】归纳，总结。
（2）元素原子半径的周期性变化【探究3】随原子序数的增加，元素原子主要化合价有何变化？【1-18号元素】填写化合价，总结，归纳。
结论：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现低负化合价呈现的周期性变化（一周期，O、F除外）【问题】总结随着原子序数的递增，元素的最外层电子排布、原子半径、主要化合价有何周期性变化？【小结】元素性质的周期性变化：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布、原子半径、主要化合价呈现周期性的变化原因：元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
122 元素周期律教案(人教版化学必修2).docx
1.2. 2元素周期律三维目标知识与技能1.了解元素周期性的变化(重点)2.认识元索性质的周期性变化是元索原了核外电了排布周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质(难点)过程与方法通过实验探究和数据分析，熟悉认识规律的过程与方法情感、态度与价值观体验探究物质世界和认识规律的快乐，体会元素周期律的艺术美；培养学牛•辩证唯物主义观点；理解从量变到质变的规律思维激活化学元素周期律是白然界的一条客观规律。
它揭示了物质批界的一个秘密，即这些似乎互不相关的元索间存在相互依存的关系，它们组成了一个完整的自然体系，从此新元索的寻找，新物质、新材料的探索有了一-条可遵循的规律。
前面我们通过实验研究了同一主族元素性质的变化规律，那么同一•周期元素性质是否也呈一定规律性的变化呢？自学导引一、核外电子排布、原子半径和元素常见化合价的变化规律1.元素原子核外电子排布的周期性随着原了序数的递增，每隔一定数冃的元素，会重复出现原了最外层电了从_L个递增到 &个的情况(第一周期从1增至2)o2.元素原了半径的周期性变化稀有气体除外，电子层数相同的原子，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，且呈现周期性变化。
3.元索主要化合价的周期性变化电了层数相同的原了，随着原了序数的递增，元素的最高正价从+1递变到+ 7,中部元素开始有负价，并从—4递变到一1(注意:氧、氟无正价)。
二、第三周期元素金属性、非金属性变化规律的实验探究1.钠、镁、铝的金属性比较(1)与水或酸的反应①2Na+2H,O(冷水)=2NaOH+H? f ,反应剧烈，不盂要加热。
②M2+2H?O(沸水丄Mg(OH)?+HJ，冷水反应缓慢，加热至沸腾反应迅速。
③Mg+2HCI=MgCl2+H2t ,反应廁烈。
④2Al+6HCl=2AlCh+3H2 f ,反应綾剧烈。
(2)最高价氧化物对应来化物0勺碱性强弱NaOH：使酚瞅变红色，属强碱Mg(OH)2：使酚瞅变浅红色，属中强碱A1(OH)3：不能使酚瞰变红色，属两性氢氧化物(3)实验结论Na、Mg、Al三种元素的金丿成性逐渐减弱。
高中化学人教版必修2教案-2_元素周期律_教学设计_教案_2
教学准备1. 教学目标1、理解解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子具有不同的能量。
2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此规律画出常见原子的结构示意图。
2. 教学重点/难点重点：核外电子的排布规律,画常见原子的结构示意图。
难点：核外电子的分层排布。
3. 教学用具课件4. 标签教学过程一、明确学习目标和重难点学习目标：1、理解解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子具有不同的能量。
2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此规律画出常见原子的结构示意图。
重点：核外电子的排布规律,画常见原子的结构示意图。
难点：核外电子的分层排布。
二、提问：1、元素的性质由什么决定？2、原子的组成怎样？电子的质量很小，体积也很小；电子所占据的运动空间相对于原子核的体积却很大（绝对空间也很小）；电子在核外做高速运动。
为了探索原子内部结构，科学家们进行了无数的实验。
他们用原子模型来表示原子，并通过实验来不断的修正模型。
三、原子结构模型的演变道尔顿原子模型：1803年汤姆原子模型：1904年卢瑟福原子模型：1911年玻尔原子模型：1913年电子云模型：1927-1935年四、现代物质结构理论原子：核外电子、原子核质子数（核电荷数）＝核外电子数五、原子核外电子的排布1、电子在原子核外相对大实际小的空间不停地做高速运动（速度接近光速）。
2、所有的电子都具有一定的能量，在多电子原子里，各电子所具有的能量不尽相同，有的电子的能量还相差较大。
3、能量低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动。
4、我们把不同的电子运动区域简化为不连续的壳层，称之为“电子层”。
（1）在多电子原子里，电子在原子核外是分层运动的，又叫核外电子的分层排布。
（2）在多电子原子里，原子核外有一个或多个电子层，能量低的电子在离核近的、能量低的电子层中运动，能量高的电子在离核较远的、能量较高的电子层中运动。
5、核外电子的排布规律（分析表1-2）（1）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（能量最低原理）。
高中化学人教版必修2教案-课时3-2_元素周期律_教学设计_教案
教学准备1. 教学目标1、掌握元素周期律的涵义和实质2、了解元素周期律的应用2. 教学重点/难点教学重点：周期表、周期律的应用教学难点：“位、构、性”的推导3. 教学用具多媒体4. 标签教学过程教学过程设计［引言］从前面的学习，我们可以认识到：我们知道，元素在周期表中的位置，由元素原子的结构决定，而元素原子的结构又决定了元素的性质，即元素的性质是元素在元素周期表中的位置的外在反映。
那么研究元素周期表和元素周期律有何意义呢？［板书］三、元素周期表和元素周期律的应用［教师］我们首先从元素的金属性和非金属性、元素的化合价两方面来研究元素的性质与元素在周期表中位置的关系。
(中学化学里我们主要研究主族元素) ［板书］1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系［教师］请大家观察附录中的元素周期表。
［学生活动］［提问］元素周期表中的表格底色有几种？为什么要这样表示？［学生］底色有两种，绿色和浅绿色。
可以使我们很明显地区别出金属元素和非金属元素.［教师］回答得很好。
而且，从表上我们可以看出，元素周期表中，金属元素和非金属元素的区域特别集中，沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹跟铝、锗、锑、钋之间画一条线，线的左面是金属元素，右面是非金属元素。
由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
在周期表中，主族元素从上到下从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。
我们可以把以上的内容用以下形式简要地表示出来。
［投影］元素金属性和非金属性的递变［板书］(1)同一周期从左到右元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(不包括稀有气体元素)。
(2)同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱(不包括稀有气体元素)。
［教师］请大家根据我们上面学过的知识，参考元素周期表，分析除稀有气体元素外，在周期表中什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？为什么？［学生］根据同周期同主族原子半径的变化规律可知，在周期表中，钫(Fr)元素的原子半径最大，氟(F)元素的原子半径最小，因此，钫元素的失电子能力应是最强的，钫元素的金属性也就最强；氟元素的得电子能力最强，氟元素的非金属性也就最强。
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元素周期律·教案
一、教材分析
元素周期律是对元素性质呈现周期性变化的实质的解释，教材将原子结构与元素性质的关系以及元素周期律作为重点内容，在学习碱金属元素和卤族元素为代表的同主族元素性质相似性和递变性的基础上，以第三周期元素为代表，介绍元素周期律。
通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，知道元素的性质变化具有周期性以及引起其周期性变化的实质，实现有感性认识上升到理性认识，最后将元素性质、原子结构、元素周期表等内容将结合起来，归纳总结有关的化学基本理论。
二、学情分析
掌握元素周期律，学生可对物质的性质进行归类、类比、推测，避免学生对元素化合物知识死记硬背。
对学生而言，元素周期律是一把开启化学思维大门的金钥匙，它能指导学生有规律的、轻松的掌握元素化合物性质，并能进一步探究元素化合物的性质。
学生已经学习钠、铝、硅、氯、硫、氮等元素化合物的知识，为元素周期律的学习提供了充分的感性资料；第一节也学习了原子结构和周期表的结构，并在通过实验探究得出同主族元素性质的相似性和递变规律以及证明元素的金属性和非金属性强弱的方法，已经初步掌握理论知识的推导方法，对原子结构与元素化学性质之间的关系有一定的认识，这为学习元素周期律打下一定的基础。
三、教学目标
知识与技能
1．了解原子核外电子排布的一般规律。
2．掌握元素周期律的涵义。
3．了解原子结构与元素性质的关系，能根据原子结构、元素周期表进行一般元素化合物性质的推断，也能根据元素周期律对某些元素化合物性质进行解释。
4．初步了解元素周期表、元素周期律的应用。
过程与方法
1．利用教材的科学探究1栏目，用图表来表示原子序数与原子的最外层电子数，元素的原子半径，元素的常见最高正化合价和最低负化合价的关系，指导学生归纳得出元素周期律。
2．通过对Na、Mg、Al与水、酸反应的实验现象的观察和分析，初步体会从实验现象分析上升到理论知识的理性思维过程。
3．初步了解探究实验的基本思路，初步了解“对比”实验中“控制变量”的思维。
4．利用教材的科学探究2栏目，培养学生分析问题、利用已学知识解决问题的能力，体会透过现象看本质的科学方法，培养整合知识的能力以及逻辑推断能力。
情感态度与价值观
1．在作图分析数据的同时，培养学生耐心、细致的科学素养。
2．实验探究过程中，培养学生务实的实验态度，激发勇于探究的科学精神。
重难点：
重点：元素周期律的涵义和实质；元素性质与原子结构的关系
难点：实验探究第三周期元素的金属性、非金属性的强弱
四、教学策略
1．利用作图、图表的方式突破重元素点教学
教材已经提供了大量具体的素材帮助学生归纳元素周期律的内涵，但大部分的学生对于课本的素材仍然缺乏感性的分析，很难把握素材所体现的规律。
为此，对于同周期元素核外电子层数的变化、原子半径的变化、化合价的变化，可利用图表展示的方法，直观的让学生感受什么叫“周期”的变化。
2．利用化学实验的方法突破难点教学
物质性质的递变，最直观的方法当然是实验，使学生根据直观的实验事实归纳同周期元素性质的递变性，把感性认识上升为理性感知。
四、教学思路
五、教学过程
（一）原子核外电子排布一般规律
【引入】根据图片引入课题
【归纳】
1．核外电子围绕原子核分层排布；
2．离核越近区域内电子能量越低，电子尽先从内层排起；
3．每层最多排2n2个电子，最外层最多排8个电子，次外层最多排18个电子。
【过渡】让学生写出1~20号原子的原子结构示意图
（从以上原子结构示意图中，大家能找到1~20号元素原子核外电子排布有什么特点？）
（二）元素周期律
教材第14页科学探究1的处理：
【学生活动】
（1）以元素的原子序数为横坐标，原子的最外层电子数为纵坐标画出折线图；
（2）以原子序数为横坐标，元素的常见最高价化合价和最低价为纵坐标，在（1）图的基础上用不同颜色的笔绘出直方图。
（3）观察绘制图表，找出第二、三周期元素随着原子序数的增加，原子最外层电子数、常见化合价变化的规律
【教师】指导学生展示图表、总结规律
【学生发言】对表中的各项内容进行分析得出规律
【总结】
1．随原子序数的增加，原子最外层电子排布呈现周期性变化
2．随原子序数的增加，元素的化合价呈现周期性变化
主族元素的最高正价＝所处族的序数
主族元素最高正价＋最低负价绝对值＝8
【教师】指导学生分析课本P14-15图表中原子半径的数据
（3）原子半径变化的规律
3．随原子序数的增加，原子半径呈现周期性的变化
【过渡】原子的结构决定着元素的化学性质，同周期元素原子半径呈现周期变化，其化学性质也会有周期性的变化吗？现在我们以第三周期的元素为例，用实验来验证Na、Mg、Al金属性强弱。
教材第15页科学探究2的处理：
【设计方案】提供以下药品：铝条、镁条、钠、1mol/L盐酸、蒸馏水、MgCl2溶液、AlCl3溶液，你能设计出哪些实验验证Na、Mg、Al金属性强弱？
（学生分组讨论并确定的方案、预测实验现象，并与全班同学一起分享小组所确立的方案）
【问题探讨】小组在自己原有的方案下，讨论课本P15《科学探究》中实验方案，思考以下问题：
①实验前，为什么要用砂纸打磨镁带或铝带？
②镁带、铝带分别与盐酸反应的实验中，这个对比实验，应如何控制试剂的用量？
（师生共同解答）
【学生分组实验】各小组按各自所设计方案进行实验探究，记录实现现象，得出实验结论。
（填写课本第16页表格1和2）
【分析实验结果】
1．各小组汇报实验情况，包括：实验现象、实验结论、是否存在与之前预测不相符的实验结果
2．共同分析实验过程中同学所遇到的问题
3．根据实验结论以及课本信息
得出结论：金属性：钠＞镁＞铝
【过渡】大家请回忆，我们可以通过哪些方法验证元素的非金属性强弱？
【学生回答】
①单质与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性 ②非金属单质之间的置换反应 ③其最高价氧化物水化物的酸性强弱
【学生】指导学生阅读课本第16页表格3，根据实验事实、结合课本素材归纳同周期元素性质递变规律 【展示课本资料】
【根据资料总结总结】
1．第三周期中，Si P S Cl 的非金属性逐渐增强。
2．第三周期元素：Na Mg Al Si P S Cl 随着原子序数的递增， 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3．对其他周期元素性质进行研究，得到同样类似的结论；随着原子序数的递增，元素的性质呈现周期性变化。
【归纳】元素周期律的涵义和实质： 随原子序数的递增，原子核外电子排布、元素化合价、原子半径、元素性质均呈现周期性变化。
（三）元素周期表和元素周期律的应用
【提出问题】
1．同主族元素性质存在递变性的根本原因是什么？ 2．同周期元素性质存在递变性的根本原因是什么？ 【总结】物质的结构决定了元素性质的递变规律：
【提问】课本第17页学与问，你能根据元素结构与元素周期表的位置关系，推测：
1．金属性最强的主族元素、非金属性最强的主族元素是什么吗？并说出它们分别位于元素周期表中的什么位置？
2．找出金属、非金属元素的分界线
【提问】元素周期表与原子结构的关系
周期序数＝
主族序数＝＝＝价电子数
主族元素最低负化合价＝8—
【练习】找出周期表中的最
在元素周期表中，金属性最强的元素是，非金属性最强的元素是，常温下液态的金属单质是，液态的非金属单质是，碱性最强的碱是，含氧酸酸性最强的酸是，原子半径最大的元素是，氢化物最稳定的元素是，没有正价的非金属元素是，在金属和非金属交界处，能够找到作为的元素，你所知道的半导体有。
【练习与探究】教材P29复习题第10题，有关氧族元素的研究。
学生将学会的方法运用到处理实际问题中。
【归纳】
1．对元素性质进行系统研究、预测新元素的原子结构和性质
2．根据实际需要寻找有半导体、性质相似元素等.
板书：
第三节元素周期律
一、核外电子排布的周期性
二、原子半径的周期性变化
三、元素主要化合价的周期性变化
小结：元素周期律的内容元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。
元素周期律的实质元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变
化的必然结果。