第二节 元素周期律(第3课时)教案
高中元素周期律第三课时学案教案
元素周期律学习目的：1.了解原子核外电子的排布与元素性质的关系。
2.认识元素周期律的内容，掌握元素金属性、非金属性强弱的判定方法学习重点：元素周期律的内涵；元素性质与原子结构的关系学习难点：元素性质与原子结构的关系知识回顾：1、同主族元素，随着核电核数的增加，元素原子的电子层数逐渐，原子半径逐渐，原子核对最外层电子的引力逐渐，失电子能力逐渐，金属性；得电子能力（第ⅣA—ⅦA族）逐渐，非金属性。
2、Na的金属性比K的金属性，如何用实验事实判定Na、K的金属性强弱金属性强弱判定依据：3、Cl的非金属性比Br非金属性，如何判定Cl、Br的非金属性强弱非金属性强弱判定依据：4、画出第三周期元素的原子结构示意图思考：结合第三周期元素的原子结构特点，推测同周期元素的金属性与非金属性的递变趋势元素周期表中，同周期元素从左到右，电子层数，原子核电荷数，原子核对核外电子层的引力逐渐，原子半径，原子核对最外层电子的引力逐渐，失电子能力，金属性；得电子能力（第ⅣA——ⅦA族），非金属性。
探究实验：1、取一小块镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜，放入试管中。
向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液。
观察现象。
过一会儿加热试管至水沸腾。
观察现象。
钠与水反应比镁与水的反应（难或易）结论：钠的金属性比镁2、取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管，在各加入2mL1mol/L盐酸。
观察发生的现象。
镁与盐酸的反应比铝与盐酸的反应（难或易）结论：镁的金属性比铝综合结论：Na Mg Al金属性逐渐判定依据：练习：下列元素单质中，最难和水反应产生氢气的是（）A. NaB. MgC. AlD. K结论：Si P S Cl非金属性逐渐判定依据：练习：下列元素单质中，最易和氢气反应生成氢化物的是（）A. SB. PC. ClD. I[综合结论] Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐，非金属性逐渐。
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。
元素周期律教案(详细)
元素周期律教案(详细)一、教学目标1. 让学生了解元素周期律的基本概念，理解元素周期律的排列规律。
2. 使学生掌握元素周期表的结构，能运用元素周期律分析和解释一些化学现象。
3. 培养学生的观察能力、思维能力和实践能力，提高学生的科学素养。
二、教学内容1. 元素周期律的概念：元素周期律是指元素原子半径、化合价、原子序数等性质随着原子序数的增加而呈现周期性变化规律。
2. 元素周期表的结构：元素周期表是按照元素原子序数从小到大排列的，分为七个周期，十六个族。
3. 元素周期律的排列规律：a. 周期性变化：同一周期内，随着原子序数的增加，元素原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；b. 族的变化：同一族内，随着原子序数的增加，元素原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
三、教学重点与难点1. 教学重点：元素周期律的概念、元素周期表的结构、元素周期律的排列规律。
2. 教学难点：元素周期律的排列规律的理解和应用。
四、教学方法1. 采用问题驱动法，引导学生发现元素周期律的规律。
2. 利用图表、动画等多媒体教学手段，帮助学生形象地理解元素周期律。
3. 组织学生进行小组讨论，培养学生的合作能力。
五、教学步骤1. 引入新课：通过展示一些化学现象，引导学生思考元素之间是否存在某种规律。
2. 讲解元素周期律的概念：介绍元素周期律的定义和发现过程。
3. 讲解元素周期表的结构：介绍周期表的七个周期和十六个族。
4. 引导学生发现元素周期律的规律：通过观察周期表，引导学生发现原子半径、化合价等性质的周期性变化。
5. 讲解元素周期律的排列规律：详细讲解同一周期和同一族内元素性质的变化规律。
6. 练习与应用：给出一些实例，让学生运用元素周期律进行分析解释。
六、教学拓展1. 介绍元素周期律的应用领域：如化学反应原理、材料科学、生物化学等。
2. 讲解一些重要的元素周期律规律：如金属性与非金属性的分界线、过渡元素的特点等。
第二节 元素周期律(第3课时)教案
必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律<第3课时）一、教材分析：本节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，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。
周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。
原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。
元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。
VndepehtLL二、教学目标：1、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。
2、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。
3、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。
三、教学重点难点：重点：周期表、周期律的应用难点：“位、构、性”的推导四、学情分析：本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。
所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。
进而学生会了解并掌握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。
VndepehtLL五、教学方法：启发——归纳——应用六、课前准备：多媒体、实物投影仪七、课时安排：1课时八、教学过程<一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。
元素周期律的教学设计(优秀7篇)
元素周期律的教学设计（优秀7篇）《元素周期律》教案篇一[教学目的要求]1、使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
2、了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
3、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。
4、对学生进行科学研究方法的教育。
[教学重点]原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
[教学难点]元素金属性、非金属性变化的规律。
[教学方法]探索发现法和迁移类比法。
[教学用具]投影仪、实验仪器、有关药品。
教学过程（第一课时）[教师引入]（出示门捷列夫挂像），介绍门捷列夫是俄国伟大的科学家。
门捷列夫一生最伟大的功绩是什么？[学生回答]发现了元素周期律。
[教师板书]第三节元素周期律[教师引导]如何理解"律"、"周期"的含义？[学生讨论]略。
（可以从"星期"、"年"、"四季"等方面认识。
）[教师小结]律就是规律，是关于元素的规律；所谓周期，首先意味着周而复始的重现。
其次，严格说来并不是简单的重复，而是符合哲学上的观点：螺旋式上升。
望大家在这两节内容的学习中仔细体会。
我们现在明白了：元素周期律就是揭露元素发生周期性变化的规律。
下面，我们就具体研究一下元素在哪些方面发生了周期性变化。
[教师小结]请同学阅读课本130页表5—5中原子序数118号元素原子的核外电子排布一栏。
其中原子序数指的是人们按核电荷数给元素编的号。
阅读后请同学从这样几个角度分析，同时完成表5—6。
[教师板书]核外电子排布横行纵列行与行之间[学生活动]略。
[教师板书]核外电子排布横行纵列行与行之间周期性变化[教师引导]核外电子排布的情况我们已经清楚了，请同学利用所学知识推测元素原子半径的变化情况，还是按照刚才我们提出的三个方面讨论。
[学生活动]略。
高中化学优质教案 元素周期律(二) 教学设计[选修]
![高中化学优质教案 元素周期律(二) 教学设计[选修]](https://img.taocdn.com/s3/m/edf1ba9c0975f46527d3e1d0.png)
教案
［讲］同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性
元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。
通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于的元素，大部分是非金属元素。
非金属元素的电负性越大，非金属元素越
［科学探究］
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。
查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和。
2019-2020年高一化学《元素周期律(第三课时)》教案
2019-2020年高一化学《元素周期律(第三课时)》教案教学目标： 一、知识目标：1．元素非金属性的周期性变化。
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。
二、能力目标：通过自学、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。
教学重点：元素非金属性变化的规律。
教学难点：元素非金属性变化的规律。
教学方法：归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等 教学过程：[复习] 1．钠、镁、铝金属性的递变规律；2．金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？ [板书] 2．硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律[介绍] 硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物——SiH 4。
磷的蒸气和氢气能起反应生H 2S 。
[介绍] SiH 4很不稳定，在空气中能自燃。
PH 3也不太稳定，在生成时就易分解，H 2S 也不很稳定，[介绍] 硅的氧化物——SiO 2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H 4SiO 4），原硅酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸——H 2SiO 3，磷的最高价氧化物是P 2O 5，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO 3，SO 3的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl 2O 7，Cl 2O 7的对应的水化物是高氯酸（HClO 4），它是比硫酸更强的一种酸。
第18号元素氩是一种稀有气体元素。
小结：反应的条件最高价氧化物离高价氧化物的水化物H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强无机酸酸性逐渐增强结论综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：Na Mg Al Si P S Cl Ar金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强稀有气体元素[讲述] 如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论。
同时，也证实了我们上一节的推测：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。
完整版)元素周期律教案(详细)
完整版)元素周期律教案(详细)们来看看原子半径的周期性变化。
原子半径随着原子序数的增加而减小，但在同一周期内，随着电子层数的增加，原子半径也会增加。
这是因为电子层数增加，电子云的大小也会增加，从而使原子半径增加。
讲述]接下来我们来看看元素的化合价的周期性变化。
在同一周期内，元素的化合价随着原子序数的增加而增加，而在同一族内，元素的化合价相同。
这是因为在同一周期内，原子核外电子数不变，但电子云的大小会随着电子层数的增加而增加，从而使元素的化合价增加。
讲述]最后我们来看看元素的金属性和非金属性的周期性变化。
在元素周期表中，从左到右金属性逐渐减弱，从右到左非金属性逐渐减弱。
这是因为金属性元素的原子结构中，原子核外电子数少，容易失去电子成为阳离子；而非金属性元素的原子结构中，原子核外电子数多，容易吸收电子成为阴离子。
六、教学反思通过本节课的教学，学生们对元素周期律有了更深刻的理解。
启发式教学和引导讨论式的教学方法，激发了学生们的研究兴趣和自主思考能力。
在教学过程中，应注意引导学生进行观察比较和归纳总结，帮助学生理解元素周期律的实质，提高学生的空间想象能力和类比推理能力。
和探究，了解了元素周期律的基本规律。
在这个环节中，我们将进一步分析周期表中性质的规律。
首先，我们可以看到元素周期表中，同一周期的元素具有相似的化学性质，而不同周期的元素则有着明显的差异。
这是因为同一周期的元素拥有相同的电子层数，而不同周期的元素则拥有不同的电子层数。
其次，我们可以发现，元素周期表中，元素的化合价也呈现周期性变化。
具体来说，同一周期的元素化合价相同，而不同周期的元素则化合价不同。
另外，元素周期表中，金属性和非金属性的变化也呈现周期性。
同一周期元素的金属性和非金属性都随着原子序数的递增而呈周期性变化。
最后，我们需要注意的是，元素周期表中，元素的原子半径也具有周期性变化。
同一周期元素的原子半径随着原子序数的递增而逐渐减小，而不同周期的元素则原子半径不同。
第一章 第二节元素周期律 第三课时
第一章第二节《元素周期律》教案第三课时一、教学目标（一）知识与技能1．掌握元素周期律的涵义和实质；2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系；3．以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系，知道元素化合价与元素在周期表中的位置的关系；4．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。
知道元素周期律和元素周期表对其他与化学相关的科学技术具有指导作用；（二）过程与方法1．培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力；2．培养学生的逻辑推理能力；3．通过引导学生观察分析实验现象，培养学生的观察和分析问题的能力。
（三）情感态度与价值观1．在元素周期律的归纳过程中，重视发现意识，让学生在发现中寻找结论，在合作中享受成功；2．结合元素周期律的学习，使学生认识事物变化由量变引起质变的规律，对他们进行辩证唯物主义教育。
二、教学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。
三、教学难点元素性质和原子结构的关系。
四、教学过程【板书】元素周期表和元素周期律的应用【电子白板投出】1．元素在周期表位置、原子结构和元素性质的关系。
2．元素性质递变规律。
3．元素的化合价与元素在周期表中的位置关系【讨论】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？【点评学生回答并明确】金属性最强的元素为Cr，非金属性最强的元素为F，它们分别位于元素周期表最左、最下，最右、最上的位置。
【过渡】元素的化合价与元素在周期表的位置有一定的关系。
【指导学生总结归纳】【板书】主族元素最高正价数＝主族序数＝最外层电子数｜最高正价｜＋｜最低负价｜＝8价电子：主族元素的价电子即最外层电子，过渡元素的内层电子也可为价电子。
【电子白板投出】4．元素周期表的应用——在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。
（1）预言未知元素并证实（2）分界处找半导体材料（3）较低毒磷农药代替砷农药（4）过渡区寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料五、板书设计元素周期表和元素周期律的应用主族元素最高正价数＝主族序数＝最外层电子数价电子：主族元素的价电子即最外层电子，过渡元素的内层电子也可为价电子。
《主题一 第二节 元素周期律》教学设计
《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素周期律的内容。
2. 过程与方法：通过观察、分析、归纳等学习方法，了解元素性质与核外电子排布的干系。
3. 情感态度与价值观：培养学生的观察能力及总结归纳能力，激发学生对化学学科的兴趣。
二、教学重难点1. 教学重点：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素周期律的内容。
2. 教学难点：通过观察、分析、归纳等学习方法，总结元素性质与核外电子排布的干系。
三、教学准备1. 准备教学用具：PPT课件、元素周期表、图片、实验器械等。
2. 准备教学内容：准备好相关的元素周期律的教学视频、案例及实验。
3. 预习要求：学生在课前预习元素周期表及元素周期律的相关知识，以便更好地参与教室讨论。
四、教学过程：（一）导入新课1. 回顾初中化学中学习过的元素，请学生列举出一些熟悉的元素及其化合物。
2. 提问：同砚们知道这些元素及其化合物之间存在哪些规律吗？3. 引入课题：元素周期律。
（二）新课教学1. 讲授元素周期表的结构和分类，让学生了解周期表中的横行代表周期，纵列代表族。
2. 介绍周期表中金属元素和非金属元素，并讲解同周期和同族元素之间的递变规律。
3. 结合周期表，讲解同周期元素原子核外电子层数和最外层电子数的变化规律，以及同主族元素原子最外层电子数和原子半径的变化规律。
4. 介绍元素金属性、非金属性以及原子得失电子的能力的观点和变化规律。
5. 通过实验演示，让学生观察金属钠与水反应的现象，并引导学生分析钠的性质和变化规律。
6. 引导学生自主探究其他元素的性质和变化规律，并尝试总结出元素周期律的普遍规律和特殊性。
7. 分组讨论：在周期表中某些区域的性质变化规律。
8. 请学生发言，分享自己的探究效果和总结，并由教师进行点评和补充。
（三）教室小结1. 回顾元素周期表的结构和分类。
2. 总结元素周期律的主要内容和变化规律。
元素周期律的教案11篇
元素周期律的教案11篇元素周期律的教案【篇1】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。
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。
原子半径变化的规律，元素周期律的实质。
放映钟表，时间的周期性变化，的flash.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。
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。
写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
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。
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？结构决定了元素的性质。
所以要研究性质必须先研究结构。
很好，说得全面。
就构决定性质！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。
随着原子序数的增加，电子层数每隔一定数目就增加一层，最外层电子数则呈周期性变化。
【指导阅读】元素的性质随核电荷数的递增有什么变化呢？请同学们阅读课文中表5-3关于原子半径的数据，参考书上130页底端的小字注解，归纳原子半径的变化规律。
原子半径为什么呈周期性变化呢？从原子结构角度来讲，半径受哪些因素影响呢？请同学们分析影响原子半径的因素，大家说的三种因素都起作用，但有主次关系。
通常，电子层数越多，原子半径越大；当电子层数相同时，随核电荷数的递增，在后两种影响结果相反的因素当中，核吸引电子的影响是主要的，因此，当电子层数相同时，原子半径减小。
元素周期表教学设计(第三课时)
示范教案一(5.3元素周期表第3课时)［板书］第三节元素周期表（第三课时）［师］前面我们学习了元素周期表的有关知识，知道了门捷列夫在元素周期律的发现及元素周期表的编制过程中，做出了杰出的贡献。
那么，引起元素性质周期性变化的本质原因是什么？门捷列夫当时怎样认为的？［生］引起元素性质周期性变化的本质原因是原子序数的递增，而门捷列夫认为元素的性质是随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的。
［师］不但门捷列夫是这样认为的，在他之前的纽兰兹、迈耶尔、德贝莱纳等在探索元素周期律时也是以此为标准的。
与他们不同的是：门捷列夫并没有机械地完全相信当时所测定的相对原子质量数值，从而，使元素周期表的编制出现了质的飞跃。
这也说明，相对原子质量的测定在化学发展的历史进程中，具有十分重要的地位。
正如我国著名化学家傅鹰先生所说：“没有可靠的原子量，就不可能有可靠的分子式，就不可能了解化学反应的意义，就不可能有门捷列夫的周期表。
没有周期表，则现代化学的发展特别是无机化学的发展是不可想象的。
”那么，元素周期表中各元素的相对原子质量是怎样得出来的呢？［生］元素原子的质量与一种碳原子质量的1/12的比值。
［师］这里的“一种碳原子”指的是哪种碳原子呢？［生］是原子核内有6个质子和6个中子的一种碳原子，即碳－12原子。
［师］元素周期表中各元素的相对原子质量真的是这样计算出来的吗？要想知道究竟，我们还须了解以下概念。
［板书］三、同位素［师］我们以前学过元素，即具有相同核电荷数（或质子数）的同一类原子的总称。
也就是说，同种元素原子的原子核中质子数相同。
那么，原子核中的中子数是否相同呢？科学研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。
如氢元素的原子有以下三种：［投影展示］H、31H分别表示什么？［问］11［生］1H表示一个质量数为1、质子数为1的原子；31H表示一个质量数为3、质子数1为1的原子。
［师］根据第一节所写内容，填写表中空白。
初中化学《元素周期律》教案
初中化学《元素周期律》优秀教案教学目标：一、知识与技能：1. 了解元素周期律的发现过程。
2. 掌握元素周期表的结构和应用。
3. 学会利用元素周期表查找元素信息。
二、过程与方法：1. 通过观察、实验、讨论等方法，探究元素周期律的规律。
2. 学会使用元素周期表解决实际问题。
三、情感态度价值观：1. 培养学生的科学探究精神，提高对化学学科的兴趣。
2. 培养学生合作、交流的能力。
教学重点：1. 元素周期律的发现过程。
2. 元素周期表的结构和应用。
教学难点：1. 元素周期律的规律。
2. 元素周期表的运用。
教学准备：1. 元素周期表的挂图或PPT。
2. 相关实验器材。
教学过程：一、导入新课1. 通过展示化学发展史，引导学生了解元素周期律的发现过程。
2. 提问：什么是元素周期律？它有什么重要意义？二、探究元素周期律1. 学生分组实验，观察不同元素的化学性质。
2. 引导学生发现元素周期律的规律。
三、学习元素周期表1. 讲解元素周期表的结构，包括横行（周期）和纵列（族）。
2. 引导学生学会在元素周期表中查找元素信息。
四、应用元素周期表1. 举例说明元素周期表在化学学习和实际应用中的重要性。
2. 学生分组讨论，尝试用元素周期表解决实际问题。
五、课堂小结1. 回顾本节课所学内容，总结元素周期律的规律。
2. 强调元素周期表在化学学习中的重要性。
教学反思：本节课通过引导学生观察实验、发现规律，培养了学生的科学探究精神。
通过运用元素周期表解决实际问题，提高了学生的实践能力。
在教学过程中，要注意关注学生的学习情况，及时解答学生的疑问，提高课堂教学效果。
六、深入学习元素周期律1. 分析元素周期律的数学表达式，让学生理解原子序数与元素性质之间的关系。
2. 通过实例，讲解元素周期律在化学反应中的应用，如氧化还原反应、酸碱反应等。
七、探索元素周期表的奥秘1. 引导学生研究元素周期表中的特殊现象，如镧系元素和锕系元素的特点。
2. 讨论元素周期表中的空列和空轨道，了解其成因和意义。
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。
《元素周期律》优秀教案
第二节元素周期律高一化学备课组知识与技能：1、使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、元素非金属性的周期性变化。
2、了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
3、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。
4、通过教学，培养学生的逻辑推理能力。
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价值观：培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
教学重点：原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。
教学过程：第1课时设问：碱金属元素间、卤族元素间的化学性质为什么相似？结论：结构决定性质，（性质决定用途）。
讲述：目前已发现了100多种元素，它们的结构与性质各有什么联系？这其中有没有什么规律？（引出板书）目前已经发现和合成的115种元素在排列时，也是按一定规律排列的，也有一定的周期，那么，这里面周期是什么？有哪些规律可言？建立原子序数概念后让学生阅读：表5-5、图5-5，解决以下问题：1：原子序数概念：。
①随着原子序数的递增，元素的种类呈现怎样的规律性的变化？②随着原子序数递增，原子最外层电子排布呈现怎样规律性变化？③随着原子序数递增，元素原子半径呈现怎样的规律性变化？④随着原子序数递增，元素主要化合价呈现怎样的规律性变化？板书：原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数填表：原子序数 1 2 元素名称氢氦元素符号H He 原子结构示意图原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10 元素名称元素符号原子结构示意图原子序数11 12 13 14 15 16 17 18 元素名称元素符号原子结构示意图表5～6 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～2 1 1～2 23～10 2 1～8 811～18 3 1～8 8（5）表5—7 随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律性原子序数原子半径的变化3～9 ①11～17 ②结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现③的变化。
《原子结构与元素周期表 第3课时》示范课教学设计【高中化学】
第二节原子结构与元素周期表第3课时◆教学目标1.知道运用构造原理书写元素的基态原子的电子排布式，能运用电子排布式解释元素周期系的基本结构。
2.知道价层电子及价层电子排布，能从原子价层电子数目和价层电子排布角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
◆教学重难点构造原理如何决定了元素周期表的形式周期表的分区，不同分区元素价电子构型的特征。
◆教学过程一、新课导入【知识回顾】学生根据学案回顾核外电子排布的规律，泡利不相容原理和洪特规则的内容【引入】通过必修课的学习，我们知道电子层数相同的元素在同一周期，同主族元素最外层电子数相同，原子核外的电子排布与元素周期表周期、族的划分有什么内在联系。
【交流研讨】请观察元素周期表的轮廓图，分析讨论原子的核外电子排布与元素周期表中周期、族的划分有什么内在联系？二、讲授新课1.价电子【讲解】化学家曾尝试建立核外电子排布、原子轨道能级与元素周期表之间的关系，以便从能量的角度解释元素性质呈现周期性变化的原因。
美国化学家鲍林基于大量光谱实验数据及近似的理论计算，提出了多电子原子的原子轨道近似能级图，在这个图中，他将能量相近的原子轨道归为一组，由此得到的7个能级组与元素周期表中的7个周期相对应。
不同能级组之间的能量差较大，同一能级组内能级之间的能量差较小。
进一步研究表明通常只有最外能级组的电子才有可能参与化学反应，最外层能级组中那些有可能参与化学反应的电子成为价电子。
元素周期表中给出了元素的价层电子排布式，如基态铁的价电子排布式为3d64s2。
【问题】请查阅书末元素周期表中的价层电子排布，归纳主族元素和过渡元素的价电子层分别有什么特点？【讲解】主族元素的价层电子就是最外层电子过渡元素的价层电子包括最外层的s电子，次外层的d电子对于镧系、锕系还包括倒数第三层的f电子【阅读材料】徐光宪外层电子能级顺序与能级组关于原子中电子的能级高低，我国化学家徐光宪对这一问题也进行过深入的研究，提出判断外层电子能级高低的(n＋0.7l)规则。
第二节 第3课时 元素周期律(二) (电负性) 2021
对点练习
1．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( B )
A． 第一电离能Y可能小于X B． 气态氢化物的稳定性：HmY大于HnX C． 最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性 D． X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
2．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的
电负性越大，对键合电子的吸引力越大
➢ 标准：以氟的电负性为4.0和锂的电 负性为1.0作为相对标准，得出各元 素的电负性（稀有气体未计）
鲍林L.Pauling 1901-1994
观察这组电负性数据，找出其大致变化规律：
“F老大，O老二”
（2）元素电负性的变化规律：（一般规律） 同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大； 同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。
是( D )
A． C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E B． 元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 C． 元素B、C之间不可能形成化合物 D． 与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
3．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中
正确的是( B )
A． 电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大 B． 电负性是以氟为4.0作为标准的相对值 C． 元素电负性越大，元素非金属性越强 D． 同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大
对角线规则可以通过元素的电负性进行解释：
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2 Be、Al的电负性分别为1.5、1.5 B、Si的电负性分别为2.0、 1.8
3.0
(1)通过分析电负性的变化规律确定N、Mg的电负性(x)范围：
(完整版)元素周期律教案(详细)
元素周期律教案一、教材分析本教材是利用已经学过的简单的元素以其化合物，如碱金属和卤素两类元素的知识，以及原子结构的理论知识，在此基础上引导学生揭示元素周期律和原子结构关系，从而揭示出元素周期律的实质。
二、教学目标知识与技能方面：1•了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金属性的周期性变化。
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。
过程与方法方面：通过学习元素周期律，培养学生的空间想象能力、归纳总结能力、类比推理能力。
情感态度与价值观方面：通过引导观察比较，对比归纳的方法增强学生的学习兴趣和学习自信。
三、教学重点和难点了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金属性的周期性变化是本节课的教学重点。
认识元素性质周期性变化是元素核外电子排布周期性变化的结果，理解元素周期律的实质则是本节课的教学难点。
四、教学方法本节课将采用启发式教学和引导讨论式的教学方法。
五、教学过程［总结］C 同学回答的很正确，我们从元素周期表 中可以知道钠、镁、铝都是同一周期元素，也就是 说同一周期从左到右金属的氧化物对应的水化物碱 性逐渐弱，贝陀们的金属性逐渐减弱。
［提问］我们刚才探究了同一周期金属性的强弱，下 过渡 面我们来探究一下非金属性的强弱看看它们的非金属性是否也有一样的周期性呢？［探究活动二］阅读PPT 探究活动二并分析表格根据 硅、磷、硫、氯元素的气态氢化物的形成条件和最 高价氧化物形成的水化物的酸性强弱，探究硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱。
［总结］同学们回答的很正确，我们同样从元素周期 表中可以发现这几种元素是同一周期的，也就是说［讲述］从上面的反应现象你们得到了什么样的规律 呢？请C 同学根据信息提醒中的内容和实验现象说 说钠、镁、铝三种单质的金属性强弱。
［C 同学］金属性 钠 > 镁 > 铝［思考，倾听］［倾听、思考］环节 四、非通过上表分析，能得出第三周期元素的金属性与 非金属性变化情况如何？［回答］从左到 用元素的最高 价氧化物对应 的水化物的酸 性逐渐增强， 硅、磷、硫、氯 非金属性逐渐 增强。
元素周期律三课时教案
第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律(第1课时)【教学目标】一、知识与技能1、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2、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表二、过程与方法通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表(直方图、折线图)分析、处理数据的能力三、情感态度价值观学习元素周期律，能使学生初步树立“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【教学重点】同一周期金属性、非金属性变化的规律【教学难点】元素周期律的实质【教学过程】一、[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。
二、原子核外电子排布规律核外电子排布规律1 各电子层最多能容纳2n2个电子即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7代表符号K L M N O P Q最多电子数 2 8 18 32 50 72 982 最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。
3 次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个。
4 核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层。
注意事项 1.以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。
2.上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。
原子结构的表示方法原子结构示意图和离子结构示意图要理解图中各符号的含义。
例：氯原子，圆圈内表示原子的质子数，要注意正号；弧线表示电子层，弧线内数字表示该层中的电子数。
离子结构示意图中各符号含意一样，但注意原子结构示意图中质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。
如Cl-：电子式电子式是在元素符号周围用小黑点或“×”的数目表示该元素原子的最外层电子数的式子。
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前言
我们分析每年考上清华北大的北京考生的成绩，发现能够考上清北的学生化学的平均分都在95分以上，先开始我们认为，学习能力强的孩子化学一定学得好。
可是在分析没有考上清北的学生的成绩的时候发现，很多与清北失之交臂的学生，化学的平均分要略低，数学物理的分数却不相上下。
我们仔细讨论其中的缘由，通过对学生的调查研究发现一个令人惊讶的结论：化学学的好的学生更容易在理综上考得高分！
这是因为化学学的好的学生，能够用更快的速度在理综考试中解决100分的分值，之后孩子可以用更多的时间去处理没有见过的物理难题。
物理的难题在充分的时间中得到更多考虑的空间，使得考生在理综总分上能够有所突破。
所以想上好大学，化学必须学好，化学的使命就是在高考当中帮助考生提速提分。
因此这份资料提供给大家使用，主要包含有一些课件和习题教案。
后序中有提到一些关于学习的建议。
必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律
第二节元素周期律（第3课时）
一、教材分析：
本节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，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。
周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。
原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。
元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。
二、教学目标：
1、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。
2、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。
3、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。
三、教学重点难点：
重点：周期表、周期律的应用
难点：“位、构、性”的推导
四、学情分析：
本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。
所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。
进而学生会了解并掌握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。
五、教学方法：启发——归纳——应用
六、课前准备：多媒体、实物投影仪
七、课时安排：1课时
八、教学过程
（一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。
（二）情景导入，展示目标
[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。
（三）合作探究，精讲点拨
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】（2004江苏）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。
师：请同学们写出氢氧化锂、氢氧化钠、氢氧化钾的化学式，并标出Li、Na、K三种元素的化合价。
[板书]（1）主族元素最高正化合价二族序数=最外层电子数=价电子数。
[知识拓展]
1、价电子数：元素外层电子—一般指最外层电子，有时还包括次外层电子，对主族元
素而言，价电子数就是最外层电子数。
2、上述规律对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。
[板书]（2）非金属元素，最高正化合价中与最低负化合价绝对值之和等于8。
【例2】：氧化还原反应中除了原子守恒（质量守恒）外，氧化剂得电子总数和还原剂失电子总数相等，在一定条件下，RO3n-和I-发生反应的离子方程式为：
RO3n-+6I-+6H+=R-+3I2+3H2O（R为主族元素）则：
（1）RO3n-中R的化合价为，n值为。
（2）R元素最外层电子数为个。
【教师精讲】很好，解题时，要注意一题多解，当然，还要注意选择最简单的方法。
（2）题，容易错为5个，忽略了题中所给的信息“R-”。
因此，分析时要合理，不能有
遗漏。
答案：（1）+5，1（2）7
师：现在我们来共同归纳一下元素周期律、元素周期表的用途。
[多媒体播放：元素周期律、周期表的用途]
预测新元素。
寻找半导体材料。
合成新农药。
寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金。
进行“位、构、性”的推导。
（四）反思总结，当堂检测。
通过本节课的学习，我们进一步了解了元素金属性、非金属元素化合价与元素在周期表中的位置的关系，通过学习，我们了解元素周期律、元素周期表对我们的生活、生产及科学研究有多么巨大的指导作用。
希望同学们刻苦学习，努力掌握科学文化知识，在不久的将来，有所发明、有所创造，报效祖国，服务全人类！
当堂检测，见学案对应部分。
（五）发导学案，布置预习
化学键的含义及其分类，以及从化学键的角度认识化学变化的本质，是高中化学重要的化学理论之一，对今后的学习有很大的影响。
这就是我们下节课要学习的内容，请同学们认真预习，并完成预习导学案。
［布置作业］
1.教材P18，T4，T5
2.课外活动与探究：
（1）上网或查阅其资料，写一篇科学小论文：门捷列夫事迹简介。
（2）查阅资料，最新发现的是一种什么元素？
九、板书设计：
第二节元素周期律（第3课时）
三.元素周期表和元素周期律的应用
1.金属性.非金属性与元素在周期表中位置的关系
2.位构性的推导
位构
性
3、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系：
（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数
（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8,即:｜最高正价｜+｜最低负价｜=8
4、应用——在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。
十、教学反思：
一节课的好坏不是看教师知识教授得怎样，而是要看学生是否学习到了一定的知识、能力、方法，并能通过学习形成学生的情感态度与价值观。
一个有效的教学，不一定非得探究，但要做到教得有效,学得快乐.本节内容进行的是元素周期律的学习,注重学生交流、讨论，所以课堂气氛很活跃，通过同学们自己的努力得到了属于自己的知识，但是老师引导的不够简练，所以有些拖泥带水的感觉。
后序：
巧妙运用“三先三后”，把握主动
1. 先通览后答卷
2. 先做熟后做生
3. 先做易后做难
由于选择题的特殊性，即使随意选择一个答案也有25%的正确率，所以不要
将选择题的答案空下，根据感觉把自己认为最有可能的一个选项作为正确答案。
二、规范作答，给阅卷者最佳印象
规范解题时心中要装着三个人：一个是高素质的自我，二是精明的命题者，
三是挑剔的阅卷者。
三、运用答题技巧
1. 选择题
解答选择题时在认真审题的基础上仔细考虑各个选项，把选项与题干、选项
与选项之间的区别联系看清楚。
合理采用排除法、比较法、代入法、猜测法等方
法，避免落入命题人所设的“陷阱”，迅速地找到所要选项。
2。
非选择题答题策略和答题技巧
对于非选择题在答题时有些共性的要求。
(1)化学方程式的书写要完整无误。
专业用语不能错。
(3)当答案不唯一或有多种选择时，以最常见的方式作答不易失分。
(4)对于语言叙述性题目作答时要注意，从“已知”到“未知”之间的逻辑
关系必须叙述准确，且环环相扣，才能保证不丢得分点，才能得满分。