元素周期律学案.doc
1.2.1元素周期律学案
元素周期律学案（第I 课时）[课前准备]画出核电荷数为1～18的元素原子结构示意图。
（分三行，1、2号元素一行，3～10为一行，11～18为一行）[探究活动1]2、画出函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---原子的最外层电子数）[探究活动2] 仔细观察所给表格，完成表2的填空；并请相互讨论随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径变化有何规律，总结如下。
2、画出函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---原子半径）0 2 4 6 8 10 12 14 16 18最外层电子数[深入探究1]1、电子层数相同的元素（除稀有气体元素）的原子半径：2、当原子的电子层数不同而最外层电子数相同时，元素的原子半径： [探究活动3]2、画出函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---元素的主要化合价）[深入探究2]（1）、原子序数为11～17的元素的最高化合价和最低化合价的变化规律是 。
原子半径 40 80 元素的主要化合价（2）、序数为11～17的元素的最高化合价和最低化合价的数值与原子核外最外层电子数的关系是。
[反馈练习]例题1、元素的微粒半径大小比较有何规律？Li____Na____K，Li+____Na+____K+，F____Cl____Br___I， F－____Cl－____Br－___I－，Na____Mg____Al，P____S____Cl，Na____Na+，Cl____ Cl－，Fe____ Fe2+____ Fe3+，N3－____O2－____F－____Na+____Mg2+____Al3+，P3－____S2－____Cl－____K+____Ca2+，例2、同周期的X、Y、Z三种元素，已知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ，则下列判断正确的是A．原字半径Z > Y > X B．Z的非金属性最强C．氢化物还原性XH3 > H2Y > HZ，稳定性XH3 > H2Y > HZD．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性最强例3、有a、b、c、d四种元素，a、b为同一周期元素，c、d为同一主族元素。
元素周期律的学习教学设计课题.doc
实用标准文档《元素周期律》教学设计【教学目标】1．知识与技能运用实验探究、结合有关数据认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。
2．过程与方法模拟周期律的发现过程，体会科学发现的艰辛。
3．情感态度与价值观引导学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。
【重点难点】原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律【课时安排】 3 课时【教学方法】自学和讨论、实验探究、数据分析【教学过程】第一课时教师活动学生活动教学意图[引入 ]上一节我们学习了元素周期表的相关知识,那么现在请同学们想一下门捷列夫制定元素周期表的依据是什么？元素周期表中各元素之间有无规律可循呢？这节课我们就来学习元素周期律。
[板书 ]元素周期律[引导和提问 ]1 ．请同学们画出核电荷数1~18 元素的原子结构示意图。
2．试着寻找各元素原子核外电子排布的规律。
展示原子核外电子排布的图片（见资源包部分）思考、讨论、创设情境，引交流起学生学习的兴趣。
画核电荷数复习旧知识，1~18号元素的引发新知识。
原子结构示意从学生熟悉图。
的元素入手，寻找规律。
归纳、增强学生对回答：新知识的亲1~2号元素：切感，培养学电子层数相同，生发现问题、都是 1 ，最外电子分析问题、归层上的电子数从纳问题的能1 到 2 。
力。
3~10号元素：电子层数相同，都是 2，最外电子层上的电子数从 1 递增到 8。
11~18号元素：电子层数相同，都是 3，最外电子层上的电子数从 1 递增到 8。
[归纳 ]阅读教材并填写以核电荷数1~18的元素原子核外电子排布为例第12、13页的表发现，随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层格，认识“重复电子的排布呈现周期性变化，除H 、He 元素外，最出现” ，体会“周外电子层上的电子数重复出现从 1 递增到 8 的变化。
元素周期律学案
第二节元素周期律（二）﹤学案﹥一、引导学生了解本节课的教学目标1.知识与技能目标（1）、认识元素的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质（2）、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（3）、通过“实验探究”，“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力2.过程与方法目标（1）、通过本节课的学习，使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以理论来指导后续学习（2）、通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图形分析、处理数据的能力3.情感态度与价值观目标（1）通过学习元素周期律，使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部结构规律”、“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义的观点（2）通过思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力二、教学内容梳理（一）接上次课知识，核对原子结构核外电子排布示意图是否话正确（二）结合原子结构示意图及教材P14-15页给出的数据，分析随着原子序数的变化，原子核外电子层排布、主要化合价及原子半径变化的规律性。
（三）原子半径大小判断的规律（1）电子层数：一般而言，电子层数越多，半径越大（2）核电荷数：电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。
（3）核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的趋势 【总结】⑴同一周期 ，随着核电荷数的递增，_____________________。
⑵同一主族，随着核电荷数的递增,_______________________。
（四）元素金属性与非金属性强弱判断的方法1、判断元素金属性强弱的依据● 单质跟H 2O 或H +置换出H 的难易程度(反应的剧烈程度)反应越易，金属性就越强 ● 最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性就越强 ● 金属间的置换反应，单质的还原性越强，金属性就越强 ● 按金属活动性顺序表，金属性逐渐减弱● 金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱 2、判断元素非金属性强弱的依据● 单质跟H 2 化合的难易程度，条件及生成氢化物的稳定性。
第二节元素周期律第2课时学案.doc
第二节元素周期律第2课时学案知识与技能：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。
2.通过实验操作，提高实验技能°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，提局探究能力。
情感、态度与价值观：培养辩证唯物主义观点：理解量变到质变规律。
学习重点元素的金属性和非金属性随原了序数的递增而呈现周期性变化的规律。
学习难点探究能力的培养。
学习过程：一、元素周期律（三）元素周期律1、自主学习：元素的金属性、非金属性强弱判断依据。
性质强弱判断依据金属性1、2、非金属性1、2、3、2、合作探究：第三周期元素性质变化规律［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2~3ml水，并滴入两滴酚猷溶液。
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。
Na Mg Al与冷水反应现象化学方程式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NaOHMg(OH)2中强碱AI(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与水反应越来越,对应氧化物水化物的碱性越来越金属性逐渐 c3、自我总结：看资料总结：Si P S CI单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化口气态氢化物的稳定性最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HCIO4强酸（比H2SO4酸性强）结论［总结］第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐,非金属性逐渐 O4、自主学习：同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐,非金属性逐渐。
根据1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。
决定可归纳出。
5、自主学习：元素周期律（1）定义：0（2 ）实质：o6、课堂反馈练习：X、Y、Z三种元索的原了具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X大2, Z的质子数比 Y 多4, 1摩尔X的单质跟足量的酸起反应能置换出1克纨气，这时X转为具有饭原子相同的电子层结构的离子，根据上述条件推测：（1）X Y Z ；（2）X、Y最高价氧化物对应水化物跟的气态氢化物的水溶液反应的离了方程式分别为①，②。
元素周期律学案
元素周期律学案2(总4页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--第一章第二节元素周期律（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增而呈现周期性变化规2、通过实验操作，培养学生实验技能。
【学习重点】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2、元素周期律的本质【复习巩固】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、能量由低至高的不同电子层上分层排布；②每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)；③电子一般总是尽先排在能量最低的电子层④最外层电子数不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)2.写出下列离子的离子结构示意图：Mg2+ F- Br- Ca2+【基础知识】性质强弱判断依据金属性非金属性二、第三周期元素性质变化规律[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，Na Mg Al与冷水反应现象化学方程式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 Mg Al现象[总结]Na、Mg、Al与水反应越来越，对应氧化物水化物的碱性越来越，金属性逐渐。
[小结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐【总结】同一周期从左到右，元素原子失去电子能力逐渐______，得电子能力逐渐______。
三、同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。
四、元素周期律（1）定义：。
（2）实质：。
【自主探究】根据1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。
______________________________________________________________________【反馈练习】1、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是A、Li Na KB、Ba2+ Ca2+ Mg2+C、Ca2+ K+ Cl-D、N O F2、下列说法正确的是()A．SiH4比CH4稳定 C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强B．O2－半径比F－的小 D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱3、同一周期中，X、Y、Z三种元素，其气态氢化物稳定性按X、Y、Z的顺序不断增强，下列说法正确的是()A．非金属性X>Y>Z C．它们氧化物水化物的酸性按X、Y、Z顺序增强B．原子半径X>Y>Z D．气态氢化物的还原性按X、Y、Z顺序增强4、A、B、C、D 4种元素的核电荷数依次增大，它们的离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。
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元素周期律（第一课时）教案教学内容元素周期律教学目标知识1．使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律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结果，从而理解元素周期律的实质。
能力通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力德育结合元素周期律的学习，使学生初步掌握从大量的事实和资料中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
教学重点原子的核外电子排布和原子半径变化的规律。
教学难点原子半径变化的规律，元素周期律的实质。
教师活动学生活动设计意图[课前情景]放映钟表，时间的周期性变化，的flash.[引入] 四季的轮回，年复一年，日复一日，这些描述时间的词语，都体现了时间变化的一个典型的特点——周期性，这节课，我们将通过元素周期律的学习来研究元素性质的变化特点，总结其规律。
[幻灯片]第二节元素周期律[讲述]为了更方便的研究元素的性质的变化规律，我们引入原子序数的概念[幻灯片]一、原子序数按照核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
[提问]根据原子序数的概念，思考：它与原子组成粒子的数量有什么关系？数值上原子序数=核电荷数=质子数意义上并不相同二、原子结构和性质的递变规律[练习)]写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
[幻灯片] 1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
请同学们对照，自己写得对不对。
[讲述]今天要讲的是元素性质的递变规律，我问什么要大家写原子结构是意图呢？这二者有什么关系呢？[学生回答]结构决定了元素的性质。
所以要研究性质必须先研究结构。
[总结学生的回答]很好，说得全面。
就构决定性质！[提问]那么，现在为了研究元素的性质，我们一起来找找看元素的结构随着原子序数的增加有什么变化。
请同学们观察你们手中的原子结构够示意图，总结其变化规律。
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元素周期律（第一课时）教案教学内容元素周期律教学目标知识1．使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律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结果，从而理解元素周期律的实质。
能力通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力德育结合元素周期律的学习，使学生初步掌握从大量的事实和资料中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
教学重点原子的核外电子排布和原子半径变化的规律。
教学难点原子半径变化的规律，元素周期律的实质。
教师活动学生活动设计意图[课前情景]放映钟表，时间的周期性变化，的flash.[引入] 四季的轮回，年复一年，日复一日，这些描述时间的词语，都体现了时间变化的一个典型的特点——周期性，这节课，我们将通过元素周期律的学习来研究元素性质的变化特点，总结其规律。
[幻灯片]第二节元素周期律[讲述]为了更方便的研究元素的性质的变化规律，我们引入原子序数的概念[幻灯片]一、原子序数按照核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
[提问]根据原子序数的概念，思考：它与原子组成粒子的数量有什么关系？数值上原子序数=核电荷数=质子数意义上并不相同二、原子结构和性质的递变规律[练习)]写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
[幻灯片] 1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
请同学们对照，自己写得对不对。
[讲述]今天要讲的是元素性质的递变规律，我问什么要大家写原子结构是意图呢？这二者有什么关系呢？[学生回答]结构决定了元素的性质。
所以要研究性质必须先研究结构。
[总结学生的回答]很好，说得全面。
就构决定性质！[提问]那么，现在为了研究元素的性质，我们一起来找找看元素的结构随着原子序数的增加有什么变化。
请同学们观察你们手中的原子结构够示意图，总结其变化规律。
元素周期律学案
学案：第一节 元素周期表（第一课时）【重点】元素周期表的结构【阅读】教科书4—5页，完成下面的空。
一、元素周期表的发展史1、1869年，俄国化学家 制出第一张元素周期表。
（最早是以______________由小到大排列的，后来排序依据改为______________）2、原子序数：按照元素在周期表中的 给元素编号，得到原子序数。
原子序数＝ ＝ ＝ 【探究】将下面元素的结构示意图，补充完整，回答下面问题。
1周期2周期3周期【思考】根据书写的核外电子排布，分析：1、为什么将氢和氦放在第1周期？同样，第2周期的元素有何共同点（第3周期呢）？2、为什么将氢锂钠放在一个纵行？可知周期表中同一个纵行的元素有何共同点？二、元素周期表1.编排规则（阅读至5页上半部分，一边阅读一边观察周期表） 把 相同的元素，按 递增的顺序从左到右排成横行， 把 相同的元素，按 递增的顺序从上而下排成纵行。
（纵行叫族）将上面结构示意图的每个纵行上方，标上它们的族号(查找周期表)2.元素周期表的结构【总结】填写：（仔细看周期表）（2）周期表中从ⅢB 到ⅡB 之间的元素（共 个纵行），它们的偏旁均为“金”，说明它们均为 元素，通称为过渡元素。
（3）族的别称：ⅠA 称为 元素（除____） ⅦA 称为 元素 0族称为 元素 （4）根据原子结构确定元素在周期表中的位置①、周期的序数=______________ ②、主族序数=____________________ 只要根据核外电子排布规律，画出原子结构示意图就知道它在周期表中的位置。
【练习】不看周期表，你知道么：16号元素，在元素周期表中位于 周期第 族； 9号元素在元素周期表中 周期第 族。
位于第三周期IV A 族的元素为 号元素。
短周期：第 周期长周期：第 周期不完全周期：第 周期 主族 个（用 表示）副族 个（用 表示） 第Ⅷ族 个（包括 个纵行）_____族 个（稀有气体）周期： 个，（共 个横行） 族： 个，（共 个纵行） 周期表 ⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧⎩⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧【提高】1、离子X n+、Y m- 核外电子排布均为 2、8，则X 元素应在___周期，属于_____元素，Y 元素应在______周期，属于_____元素。
元素周期律学案
元素周期律助学学案学习目标：1、掌握元素周期律的实质2、元素周期律的应用（1）元素化合价与元素在周期表中位置的关系（2）粒子半径比较（3）元素的金属性、非金属性比较元素周期律的定义和实质1.定义：元素性质随着元素____________的递增而呈周期性变化。
2.实质：元素性质的周期性递变是_____________周期性变化的必然结果。
重点知识突破1、元素化合价与元素在周期表中位置的关系规律：例：元素R的最高价含氧酸的化学式为HRO2n，则在气态氢化物中，R的化合价为_______2、微粒半径大小比较比较下列微粒的半径的大小：(1) Mg、Ca 、AI (2) Na+Na(3) Cl-Cl (4)K+Ca2+S2-CI-微粒半径比较规律：例：已知短周期元素的离子，a A2＋、b B＋、c C3－、d D－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（）A.原子半径A＞B＞D＞CB.原子序数d＞c＞b＞aC.离子半径C＞D＞B＞AD.元素的金属性A>B 3、元素的金属性、非金属性比较探究：元素性质与在周期表中位置的关系以下是元素及其化合物的性质，请你对号入座。
1.与周期表中“向左向下”位置逐渐增大（增强、容易）相对应的性质有：（填在下面的方框内）2.与周期表中“向右向上”位置逐渐增大（增强、容易）相对应的性质有：（填在右面的方框内）沙场练兵1、下列结论正确的是( )①微粒半径：S2->Cl->Br->F-②氢化物稳定：HF>HCl>H2S>H2Te③离子的还原性：S2->Cl->Br->I-④氧化性：Cl2>S>Se>Te⑤酸性：H2SO4>HClO4>H2SeO4⑥非金属性：F>Cl>S>SeA．只有①B．①③④C．②④⑥D．只有⑥2、甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙的阴离子发生置换反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强；④与金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔、沸点比乙的低；⑥与某变价金属反应生成的产物中，甲对应产物中金属的化合价高于乙对应产物中金属的化合价；⑦甲、乙两物质反应生成的产物中，甲元素显正价能说明甲比乙的非金属性强的是()A．④⑥B．⑤⑦C．①②③⑥D．①②③④⑥⑦3、下列事实能说明甲元素的金属性一定比乙元素强的是（）A、将金属M分别放入甲盐和乙盐的溶液中，只有甲的单质析出B、发生氧化还原反应时，甲元素原子失去的电子比乙原子多C、乙的阳离子的氧化性比甲的阳离子的氧化性强D、甲的单质能与水剧烈反应放出氢气而乙的单质不能（2）画出金属性最强的元素的原子结构示意图_____（3）比较⑤⑥⑧⑨形成的简单离子的半径由大到小的顺序____________。
《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和实质。
2、掌握元素周期表的结构，包括周期、族的划分。
3、能根据元素周期律和周期表，推断元素的性质及其变化规律。
二、知识要点（一）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变化的规律。
2、内容（1）原子半径：同周期从左到右逐渐减小，同主族从上到下逐渐增大。
（2）主要化合价：主族元素最高正化合价＝主族序数（O、F 除外）。
最低负化合价＝主族序数 8 （金属元素无负价）。
（3）金属性和非金属性：同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（二）元素周期表1、编排原则（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列。
（2）将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期。
（3）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，称为族。
2、结构（1）周期：短周期：第一、二、三周期，分别包含 2、8、8 种元素。
长周期：第四、五、六、七周期，分别包含 18、18、32、32 种元素。
（2）族：主族：由短周期元素和长周期元素共同构成，共 7 个主族，用罗马数字ⅠA ⅦA 表示。
副族：完全由长周期元素构成，共 7 个副族，用罗马数字ⅠB ⅦB 表示。
第Ⅷ族：包括 8、9、10 三个纵行。
0 族：即稀有气体元素。
（三）元素周期表与元素周期律的关系元素周期表是元素周期律的具体表现形式，元素周期律是元素周期表的理论指导。
三、学习方法1、比较法通过比较同周期、同主族元素的性质差异，加深对元素周期律的理解。
例如，比较钠和镁的金属性，比较氟和氯的非金属性。
2、归纳法对元素周期表中不同元素的性质进行归纳总结，找出规律。
比如归纳同一主族元素的化合价变化规律。
3、推理法根据元素周期律和已知元素的性质，推理未知元素的可能性质。
四、例题讲解例 1：已知 X、Y、Z 是三种短周期元素，它们的原子序数依次增大。
X 元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 2 倍，Y 元素原子的最外层电子数是内层电子数的 3 倍，Z 元素原子的 K 层和 M 层电子数之和等于 L 层电子数。
《元素周期律》导学案4.doc
《元素周期律》导学案第1课时课前预习学案一、预习目标了解原子结构和原子表示方法。
二、预习内容：⑴原子是由居于____________ 的带____________ 的 ___________ 和__________ 带 _________ 的 _________ 构成的。
⑵原子核是由帯_____________ 的__________ 和______________ 的________ 构成的。
—⑶原子符号“z“”中，z表示_____________ , A表示___________ ,核内中子数用________ 表示。
(4)写出1・20号原子结构示意图课内探究学案一、学习目标：知识目标：1、知道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、主要化合价周期性变化。
能力目标：提高学生们归纳整理的能力。
情感、态度、价值观目标：学会总结，学会概括，体会结构决定性质的理念。
学习重点难点：重点：元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。
难点：知道元素原子核外电子排布规律。
二、学习过程：探究一：核外电子排布规律(1)各电子层最多容纳_______ 个电子；(2)最外层电子数不超过—个电子(K层为最外层吋不超过__________ 个)；(3)次外层电子数不超过_______ 个电子；(4)核外电子总是尽先排布在能量 ______________ 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步 _____ 的电子层。
分组讨论：1、写出1至20号元素的原子结构示意图.2、总结1至18号原子结构的特殊性。
(1 )原子中无中子的原子：(2)最外层有1个电子的元素：(3)最外层有2个电子的元素：(4)最外层等于次外层电子数的元素：(5 )最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：(6)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：(7)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：※❻)制原子电子层结构相同的阳离子是：与弑原子电子层结构相同的阴离子是：分子：阳离子：阴离子：探究二、元素的原子结构和主要化合价及原子半径的变化规律(I )半径讨论:(1)第二周期元素从左到右半径变化规律是什么？第三周期呢？为什么？(2)比较O2・与O半径大小？Ca 2+与Ca原子半径大小？(3)比较02■与Na+半径大小？总结:简单微粒半径的比较方法：(II)化合价价电子——1、主族元素的最高正化合价二________________2、非金属最高正价+|负化合价|二_______(注：副族和第VIII族化合价较复杂)三、反思总结：四、当堂检测1、原子序数从11依次增加到17,下列递变关系中，错误的是（）A.电子层数逐渐增多B.原子半径逐渐增大C.最高正化合价数值逐渐增大D.从Si到C1,最低负化合价从・4到2、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是（）A、Li NaKB、Ba2+ Ca2+ Mg2+C、Ca2+ K+ Cl-D、NOF3、下列元素原子半径最大的是（）A、LiB、FC、NaD、Cl4、按原子半径增大的顺序排列的一组是（）A、Be、N、FB、Mg> Si> CC、N“、Mg、CaD、Cl、S、P5、元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是（）A.XY2B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y6、A、B两种原子，A原子M层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰好是A 原子L层的两倍，则A元素是（）A.OB.SiC.CD.Mg7、元素性质呈周期性变化的决定因素是（）A.元素原子半径大小呈周期性变化B.元素原子量依次递增C.元素原子最外层电子排布呈周期性变化D.元素的最高正化合价呈周期性变化8、aXn■和bYm+两种简单离子，其电子层结构相同，下列关系式或化学式正确（）A、a - n = b + mB、a + m = b - nC、氧化物为YOmD、蛍化物为HnX或XHn9、已知元素X能形成H2X和XO2化合物，则X的最外层电子数为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化学式为______________ L10、_______________________________ 原子序数为34的元素位于___ 周期，族，属于类单质；原子序数为56的元素位于___________ 周期， _______ 族，属于________ 类单质。
《元素周期律》 导学案
《元素周期律》导学案一、学习目标1、了解元素周期律的发现历程和重要意义。
2、掌握元素周期律的内容，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。
3、能够运用元素周期律解释和预测元素的性质。
二、学习重难点1、重点（1）元素周期律的内容及实质。
（2）原子半径、元素化合价、金属性和非金属性的周期性变化规律。
2、难点（1）元素性质的周期性变化规律的理解和应用。
（2）通过实验探究和数据分析，归纳总结元素周期律。
三、知识回顾1、原子结构（1）原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子组成。
（2）质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子数。
2、元素（1）具有相同质子数（即核电荷数）的一类原子的总称。
（2）元素的种类由质子数决定。
四、新课导入在化学的世界里，元素众多，它们的性质各异。
但科学家们经过不断的探索和研究，发现这些元素之间存在着一定的规律，这就是元素周期律。
通过学习元素周期律，我们可以更好地理解元素的性质，预测未知元素的性质，为化学研究和应用提供有力的指导。
五、知识讲解1、元素周期律的发现19 世纪 60 年代，化学家们开始对元素的性质进行系统的研究。
门捷列夫在前人工作的基础上，通过对大量元素性质的分析和归纳，编制了第一张元素周期表，揭示了元素之间存在着周期性的变化规律。
2、原子半径的周期性变化（1）原子半径的定义：原子半径是指原子的核外电子在原子核外分布的范围大小。
（2）同周期元素原子半径的变化规律：从左到右，原子半径逐渐减小。
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。
（3）同主族元素原子半径的变化规律：从上到下，原子半径逐渐增大。
原因：同主族元素，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
3、元素化合价的周期性变化（1）化合价的定义：元素的化合价是元素的原子在形成化合物时表现出来的一种性质。
（2）主族元素化合价的变化规律：最高正化合价＝主族序数（O、F 除外）最低负化合价＝主族序数 8（3）化合价周期性变化的原因：元素原子的最外层电子数随着原子序数的递增而呈现周期性变化。
《元素周期律》学案
《第二节元素周期律》学案学习目标：1、知识与技能目标：（1）了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性的周期性变化。
（2）认识元素性质的周期性变化是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、过程和方法目标：（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，培养探究能力。
3、情感态度与价值观目标：培养辨证唯物主义观点：量变到质变规律学习过程：1、预习必会（1）碱金属元素在原子结构上有哪些相似性和递变性？（2）同族元素金属性和非金属性如何变化？（3）元素周期表的结构怎样？第三周期有哪些元素呢？（4）元素金属性强弱的判断依据是什么？（5）元素非金属性强弱的判断依据是什么？（6）设计什么实验来验证元素的金属性强弱？2、进入新课二、元素周期律思考：同周期元素原子结构和性质存在怎样的关系？又作怎样的变化呢？【科学探究1】1．在下表中写出元素周期表前三周期元素（1～18号）的符号及原子的核外电子排布（用原子结构2．观察上面的表格，思考并讨论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、元素【科学探究2】1.实验(1)(2)2．讨论：⑴结合钠与水反应的现象，比较钠和镁与水反应的难易程度。
⑵比较镁和铝与盐酸反应的难易程度。
⑶比较钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱。
⑷通过以上实验和讨论，你能推断出钠、镁、铝的金属性强弱吗？Na Mg Al金属性逐渐：4．通过以上对第三周期元素性质的比较,我们可以得出的结论：Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐：，非金属性逐渐：。
对其它周期元素进行研究，也可以得出类似的结论。
元素周期律：元素周期律的实质：3、课堂小结：4、布置作业：【课堂检测】1、下列递变情况不正确的是：A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原性依次减弱B.P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定性增强C.C、N、O原子半径依次增大D.Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强2、同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列说法判断错误的是A.原子序数X ＜Y ＜ZB.气态氢化物稳定性HX > H2Y > H3ZC.元素的非金属性X > Y > ZD.单质的氧化性X > Y > Z3、用“>”、”<”回答下列问题：⑴酸性：H2CO3H2SiO3H2SiO3H3PO4⑵碱性：Ca(OH)2Mg(OH)2Mg(OH)2Al(OH)3⑶气态氢化物的稳定性：H2O H2S H2S HCl【每日一练】1、下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（）A、C、N、O、FB、K、Mg、C、S C、F、Cl、Br、ID、Li、Na、K、Rb2、元素的性质随着原子序数的递增，呈现周期性变化的根本原因是：A、原子半径从大到小的周期性变化B、化合价呈周期性变化C、单质熔沸点呈周期性变化D、原子核外电的排布呈周期性变化3、从Na到CI，原子半径最大的金属元素是，原子半径最小的非金属元素是。
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微模块五物质结构元素周期律
一、考纲要求：
1.了解原了核外电了排布。
2.掌握元素周期律的实质。
3.以第.二周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律及其与原子结构的关系
4.以第I A族和第VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律及其与原了结构的关系。
5.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
二、知识网络：
思考：问题1：如何用原子结构理论来解释同一周期元素（稀有气体除外）、同一主族元素性质的变化规律?
问题2：如何理解元素“位置一结构一性质〃.二者之间的关系?
三、考点突破：
微考点31元素周期律及其应用
一、知识梳理: 元素周期律
1.定义：元素的性质随着的递增而呈变化的规律。
2.实质：元素原子的周期性变化。
3.主族元素的变化规律
内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）
原了电了层数
结构最外层电子数
原子半径
4、元素得失电子能力判断的方法
（1）元素原子失电子能力（金属性）强弱的判断方法:
（2）元素原子得电子能力（非金属性）强弱的判断方法:
5、微粒半径大小的比较规律
（1）一般地，电子层数相同时，核电荷数越，半径越；电子层数不同时，电子层数越，半径越
⑵电了层结构相同的离了，核电荷数越大，半径越
（3）同一元素：阳离子半径比相应的原子半径（填〃大或小〃），阴离子半径比相应的原子半径，即电子数越多，半径越大
（4）列举电子层结构相同的离子
与Ne相同的有：
与Ar相同的有
自我诊断：P82 1-6
元素周期表中位置结构和性质的关系:预测元素的性质
原子序数 电子层 最外层电了
物理性质 元素性质 单质性质 化合物的性质 离了性质
三、目标题型
1. （2015-北京卷）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（）
A. 酸性：H2SO4>H 3PO 4
B.非金属性：CI>Br
C.碱性：NaOH>Mg （OH ）2
D.热稳定性：Na 2CO 3>NaHCO 3 2.
（2015-新课标I 卷）W 、X 、Y 、Z 均为短周期元素，原子序数依次增加，且原子核外L 电子层的电子数分别为0、 5、8、8,它们的最外层电子数之和为18。
下列说法正确的是 （） A, 单质的沸点：W>XB.阴离了的还原性：W>Z
C.氧化物对应水化物的酸性：Y<Z
D. X 与Y 不能存在于同一离子化合物中
3. （2015-江苏卷）短周期主族元素X 、Y 、Z 、W 原子序数依次增大，X 原子最外层有6个电子，Y 是至今发现的非
金 属性最强的元素，Z 在周期表中处于周期序数等于族序数的位置，W 的单质广泛用作半导体材料。
下列叙述 正确的是（）
A. 原子最外层电子数由多到少的顺序：Y 、X 、W 、Z
B. 原子半径巾大到小的顺序：W 、Z 、Y 、X
C. 元素北金属性由强到弱的顺序：Z 、W 、X
D. 简单气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序：X 、Y 、W
4. （2015-福建卷）短周期元素X 、Y 、Z 、W 在元素周期表中的相对位置如右图所示，其中W 原子的质子数是其最
外层电了数的三倍，下列说法不正确的是
（）
------ -------
x Y
A. 原子半径：W>Z>Y>X
* B, 最高价氧化物对应水化物的酸性：X>W>Z
Z W
位置
J 通过位置运用通交规作’匮厦 推出性质
,
判断元素推出位置
W 元素原子的核电荷数为X 元素
5.
C. 最简单气态氢化物的热稳定性：Y>X>W>Z
D. 元素X 、Z 、W 的最高化合价分别与其主族序数相等
（2015-山东卷）短周期元素X 、Y 、Z 、W 在元素周期表中的相对位置如下图所示。
己知Y 、W 的原子序数之和是Z
的3倍，下列说法正确的是（）
A. 原子半径：X<Y<Z
B. "态氢化物的稳定性：X>Z
C. Z 、W 均可与Mg 形成离了化合物
D. 最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W
6. （2015-浙江卷）下表为元素周期表的一部分，其中X 、Y 、Z 、W 为短周期元
素, 的2倍。
下列说法止确的是（）
A. X 、W 、Z 元素的原子半径及它们的"态氢化物的热稳定性均依次递增
B. Y 、Z 、W 元素在自然界中均不能以游离态存在，它们的最高价氧化物对应水化
物的酸性依次递增
C. YX2晶体熔化、液态WX3汽化均需克服分子间作用力
D. 根据元素周期律，可以推测T 元素的单质具有半导体特性，T2X3具有氧化性和
还原性。