课题 第一章 第二节 元素周期律导学案
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课时导学案新人教版必修20615225.doc
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】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)【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。
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，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与稀盐酸反应比较反应方程式[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。
如何判断硅、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]:阅读探究：请完成表格对[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。
______________________________________________________________________【跟踪练习】1、元素周期律的内容和实质是什么？2、下列元素原子半径最大的是A、LiB、FC、NaD、Cl3、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 F4、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分子式为________.【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）精美句子1、善思则能“从无字句处读书”。
《化学必修二第一章第二节元素周期律》导学案
《化学必修二第一章第二节元素周期律》导学案
导学目标：
1.了解元素周期表的发展历程和基本特点。
2.掌握元素周期表中元素的排列规律及其物理和化学性质的变化规律。
3.探究元素周期表的应用领域。
导入：
请回答以下问题：
1.元素周期表是什么？它起源于哪个时期？
2.元素周期表中的元素是按照什么方式排列的？
3.元素周期表中，元素的原子序数有何特征？
导学内容：
一、元素周期表的发展历程
1.请简述元素周期表的历史发展。
2.请写出以下科学家对元素周期表的贡献：
-门捷列夫
-门捷列夫表
-麦克斯韦尔
- 莫塞莱、普特尼克、劳伦斯、R.Glen. Seaborg
-伊琳娜.朗缪尔
二、元素周期表的基本特点
1.元素周期表的组成部分有哪些？请简单描述其特点。
2.元素周期表中元素的周期性规律是指什么？请结合例子说明。
三、元素周期表中元素的性质变化规律
1.元素周期表中，哪些性质会随着原子序数的增加而发生变化？请具体列举。
2.元素周期表中，哪些性质会呈现周期性变化？请结合例子说明。
四、元素周期表的应用
1.元素周期表有哪些实际应用领域？
2.请举例说明元素周期表在人类生活中的重要性。
导学总结：
1.元素周期表是按照元素的原子序数和性质的规律进行排列的，程序是周期性的。
2.元素周期表的排列方式是由早期科学家的努力和现代科学家的发现不断发展完善的。
3.元素周期表的发现和使用在现代化学中具有重要意义，方便了元素的分类、理解和应用。
高一化学必修2第一章第二节《元素周期律》第2课时导学案
第二节元素周期律（第2课时）导航➢学习目标1.以1-18号元素为例，理解随着原子序数的递增，元素性质（元素原子的电子层排布、化合价、原子半径）的周期性变化规律；2.以第三周期为例，理解随着原子序数递增，元素金属性和非金属性的周期性变化。
3.以第三周期元素的递变规律为线索，理解元素金属性、非金属性强弱的判断规律。
➢学习重难点1.能结合相关数据和实验事实理解元素周期律。
2.理解原子结构与元素性质的关系。
课前准备区（自主预习——问题导学）●KEQIANZHUNBEIQU»»『旧知准备』1.根据碱金属及卤素的学习，周期表中每个族的元素的性质从上到下表现规律性变化：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吸引力逐渐_____，所以得电子水平逐渐_____，失电子水平逐渐_____。
2.由“1”题推出，碱金属表现出还原性即_____（填“金属性”或“非金属性”）自上而下逐渐_____，表现为与_____或_____反应的剧烈水准逐渐_____，其最高价氧化物的水化物的碱性逐渐_____，如：碱性：LiOH___NaOH___KOH（填“>或<”）；3. 由“1”题推出，卤素单质表现出的氧化性即_____（填“金属性”或“非金属性”）自上而下逐渐_____，表现为与_____反应的条件逐渐_____，生成氢化物的稳定性逐渐_____。
»»『自主预习』1.完成课本P14页表格中前三周期的符号及原子的核外电子排布（用原子结构示意图表示）2.随着原子序数的递增，元素原子的、和都表现的变化。
如同周期的元素从左至右，原子的半径都是从变（填“大”或“小”）；最高正化合价从+1依次（填“升高”或“降低”）至，最低负化合价从-4依次（填“升高”或“降低”）至。
3.第三周期中的金属元素有、、，其单质表现出_____（填“金属性”或“非金属性”），能够与或酸在一定条件下反应；第三周期中的非金属元素除Ar外有、、、，其单质表现出__ ___（填“金属性”或“非金属性”），能够与在一定条件下反应生成氢化物。
2.1.1.2-3元素周期律导学案
年级：高一学科：化学执笔：潘旭审核：课时及内容：1课时课型：新授课使用时间第1单元元素周期律（一）【学习目标】1．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。
2．了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素的化合价周期性变化规律。
3．通过图表来呈现原子的最外层电子数、原子半径的周期性变化。
【教学重点及难点】元素原子核外电子排布、原子半径、元素的化合价周期性变化规律。
【知识积累】1.最外层电子排布的周期性变化：结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化2、当原子的电子层数相同时，随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。
(由大到小)3、当原子的电子层数相同时，为什么随着原子序数的递增，元素原子半径会逐渐减小？元素原子的半径大小受哪些因素的影响呢？[小结]当原子的电子层数相同时，元素原子的半径大小，主要取决于原子核对外层电子的引力大小。
随着原子序数的递增，原子核所带的正电荷数逐渐增大，核外电子所带的负电荷数也逐渐增大，两者之间的引力也在逐渐增大，所以，原子半径逐渐减小。
半径比较的规律：（1）原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小（2）最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大4.元素化合价的周期性变化随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化(+1→+7、-4→-1)。
元素的最高正价=最外层电子数（O、F及稀有气体元素除外）元素的负化合价（非金属具有）=8-最外层电子数[小结]非金属元素一般具有可变的化合价，如C、N、P、S、Cl等。
请注意，以上规律主要是针对主族元素而言的，副族和Ⅷ族情况较复杂。
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（稀有气体除外）和化合价均呈现周期性变化。
【反馈联系】一、选择题（每题只有一个选项符合题意）1．某元素的单质0.2mol与足量的水反应，可生成标准状况下的氢气2.24L。
反应生成的该元素离子有10个电子，该元素是：A．K B．Cl C．Na D．S2．某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，这种元素的气态氢化物的分子式为A．HX B．H2X C．XH3D．.XH43．某元素气态氢化物化学式为RH4，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能是A．H2RO3 B．.H2RO4C．HRO3D．H3RO44．X、Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和Y两元素的原子核外电子层数相同,Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径,X、Y、Z三种元素原子序数的关系是A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X5．某元素最高正价与负价绝对值之差为4，该元素的离子与跟其核外电子排布相同的离子形成的化合物是A．K2S B．MgO C．MgS D．NaF6．X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有相同的电子层结构，下列叙述正确的是A．X的原子序数比Y的小B．X原子的最外层电子数比Y的多C．X的原子半径比Y的小D．X元素的最高正价一般比Y的低7．某非金属元素气态氢化物分子中的氢原子个数与该元素最高价氧化物分子中氧原子的个数之比为2∶1，其氢化物与最高价氧化物相对分子质量之比为8∶15，则该非金属元素的相对原子质量为A．28 B．14 C．19 D．32二、填空题8．电子层数相同的元素随着原子序数的递增，原子半径依次_______，核电荷数依次______，核对最外层电子的引力依次______，原子失去电子的能力逐渐______，得电子的能力逐渐_____，所以金属性依次_______，非金属性依次__________。
山大附中高一化学必修II第一章第二节元素周期律第一课时导学案
第二节 元素周期律（第一课时） 制作：田宇 审核：高一化学组【问题探究】课题一：原子核外电子的排布：1、原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。
通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的电子在离核____的区域运动。
2、表示方法3、排布规律①按能量由低到高，即由内到外，分层排布。
②第1层最多只能排____个电子 ；第2层最多排____个电子 。
③除K 层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多排____个(K 层最多排__个)。
思考：你能根据核外电子排布的规律，结合元素周期表，画出19、20号元素的原子结构示意图吗？通过上述探究，我们可以得出结论：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布呈现 变化。
课题二： 化合价的变化通过对1—18号元素的化合价（最高正价或最低负价）的变化的研究，可以得出结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈现 变化。
课题三：原子半径的变化结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 变化。
【知识拓展】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。
同周期，从左到右，原子半径逐渐。
2、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。
【课堂检测】1．下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是( )A．8 B．14 C．16 D．172．某元素原子的最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为( )A．3 B．7 C．8 D．103． A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L 层电子数的2倍，则A、B分别是 ( )A．硅和钠 B．硼和氮 C．碳和氯 D．碳和铝4．某元素核外有三个电子层，其最外层电子数是次外层电子数的一半，则此元素是（）A．S B．C C．Si D．Cl5．1~18号元素中，最外层电子数是次外层电子数二倍的元素是，原子结构示意图，能与氧形成的氧化物的化学式、。
山大附中高一化学必修II第一章第二节元素周期律第二课时导学案
第二节 元素周期律（第二课时） 制作：田宇 审核：高一化学组【问题探究】【参考资料】元素的金属性、非金属性强弱判断依据。
1． 通过实验探究，你能说出钠、镁、铝金属性的强弱吗？能试着解释一下吗？2． 参看课本P16页提供的信息，你能说出硅、磷、硫、氯元素非金属性的强弱吗？能试着解释一下吗？3．通过对第三周期元素性质的研究，我们可以得出结论：同周期元素的金属性随原子序数的递增，逐渐 ；非金属性逐渐 。
也呈现出了的变化。
4．通过两节课的学习，我们知道 、 、 、都呈现出了周期性变化。
通过这些事实，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化。
这一规律叫做 。
【课堂检测】１．元素的性质呈周期性变化的根本原因是 ( )A.元素相对原子质量的递增，量变引起质变B.元素的原子半径呈周期性变化C.元素原子的核外电子排布呈周期性变化D.元素的金属性和非金属性呈周期性变化２．下列递变规律正确的是 ( ) A．O、S、Na、K原子半径依次增大B．Na、Mg、A1、Si的还原性依次增强C．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强D．KOH、Ca(OH)2、Mg(OH)2、A1(OH)3的碱性依次增强３．(2007·广东)下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是 ( )A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强４．下列叙述正确的是 ( )A．同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体C．第ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等５．超重元素“稳定岛”的预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素x。
请根据原子结构理论和元素周期律，预测：(1)它在周期表的哪一周期?哪一族?是金属还是非金属?(2)写出它的最高价氧化物、氢氧化物(或含氧酸)的化学式，并估计后者的酸碱性。
高中化学 第一章 第二节 元素周期律(第3课时)元素周期表和元素周期律的应用导学案新人教版必修2教学案
第3课时元素周期表和元素周期律的应用【学习目标】1.知道元素周期表的简单分区。
2.进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
3.学会运用元素周期表、元素周期律的有关知识，指导科学研究和工农业生产。
【重、难点】元素周期表的分区及元素性质的比较【预习案】【导学流程】（一）基础过关元素周期表的分区及元素性质的比较元素周期表的金属区和非金属区(1)分界线的划分：沿着周期表中跟之间画一条斜线，斜线的左面是元素，右面是元素。
(2)分界线附近的元素，既能表现出一定的，又能表现出一定的，故元素的和之间没有严格的界线。
(3)周期表的左下方是最强的元素，是元素(放射性元素除外)；右上方是最强的元素，是元素；最后一个纵行是元素。
（二）预习检测1.X元素最高价氧化物对应的水化物为HXO3，它的气态氢化物为( )A.HXB.H2XC.XH3D.XH42.下列各组元素中，按最高正价递增的顺序排列的是( )A.C、N、O、FB.K、Mg、Si、SC.F、Cl、Br、ID.Li、Na、K、Rb（三）我的疑问【探究案】一．对议1.元素金属性强弱的比较比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越易电子，金属性越强。
(1)根据元素周期表判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐；②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐。
(2)根据元素单质及其化合物的相关性质判断①金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性。
如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn Fe；②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性。
如碱性：NaOH Mg(OH)2，则金属性：Na Mg；③金属单质间的置换反应。
如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn Cu；④元素的原子对应阳离子的氧化性越强，则元素的金属性。
如氧化性：Mg2＋ Na ＋，则金属性：Mg Na。
(3)根据金属活动性顺序判断一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的。
1.2.2元素周期律 导学案
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）【核心素养发展目标】1．通过预习、设计实验方案、实验探究、阅读比较归纳同周期元素金属性、非金属性变化规律，会比较元素金属性、非金属性的强弱。
进一步发展抽象、归纳以及演绎、推理能力。
2．通过归纳认识元素周期律，理解元素周期律的实质，认识量变质变规律。
【学习重点】同周期元素金属性、非金属性变化规律。
【温馨提示】依据“位-构-性”关系研究元素周期律的方法可能是你的学习难点。
【自主学习】旧知回顾：1．可从哪些方面比较钠与钾的金属性强弱？【答案】单质与水（或酸）反应的剧烈程度；氢氧化物碱性的强弱等。
2．比较卤素元素非金属强弱的方法有哪些？【答案】单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)；最高价氧化物对应的水化物的酸性越强；非金属单质间的置换反应（F除外）等。
新知预习：1．运用结构与性质的关系，预测第三周期主族元素金属性、非金属性变化。
【答案】第三周期主族元素从左至右，随原子序数增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，则金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2．设计实验方案证明钠、镁、铝金属性的强弱。
【答案】取体积相同的钠、镁、铝三种金属，分别于水或同浓度的盐酸或稀硫酸反应等，反应最剧烈的是金属钠，最慢（不反应）的是铝，中等的是镁。
3．设计实验证明硫与氯非金属性的强弱。
【答案】将氯气通入氢硫酸溶液中，产生淡黄色沉淀（或溶液变浑浊）等：Cl2＋H2S===2HCl －＋S↓，则非金属性：Cl>S。
【同步学习】二、元素周期律活动一：探究原子半径、元素主要化合价随原子序数变化规律1．交流：“新知预习2”。
2．仔细观察所给表格，完成表格填空，作出函数图象。
画出：函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---原子半径）3.归纳小结：（1）电子层数相同的元素，除稀有气体元素的原子半径（同周期主族元素）：随原子序数的增加，原子半径逐渐减小；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（同主族元素）：随原子序数的增加，原子半径逐渐增大。
(整理)高中化学必修二第一章第二节《元素周期律》精品导学案
新课标人教版高中化学必修二第一章第二节《元素周期律》精品导学案认知·探索【问题导思】1．什么是原子序数?按照核电荷数由小到大的顺序给元素编的号，称为原子序数。
显然，原子序数在数值上和这种原子的核电荷数是相同的。
如：氢元素的核电荷数是1，则它的原子序数就是1；钠的核电荷数为11，它的原子序数就为11。
2．什么是元素周期率？元素周期率的实质是什么？元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化规律叫做元素周期律。
元素的性质包括微观性质（原子的核外电子排布.原子半径、元素的化合价、元素原子得失的难易等）和宏观性质（指金属性和非金属性）两个方面。
周期，即周而复始的意思。
如一周有七天，从周一至周日，下一周，仍从周一开始，周日结束。
一年有12个月，从一月开始，12月结束。
下一年又如此。
循环往复。
但是元素周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。
元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示。
表现为：随原子序数的递增、元素原子的最外层电子排布呈周期性变化。
[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8]。
随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）]。
元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。
[主要化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。
说明：稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。
O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。
实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布特别最外层电子排布周期性变化的必然结果。
3．掌握几种量的关系(1)最外层电子数=最高正化合价(2)|最低负化合价|+最高正化合价=84.元素金属性和非金属性的本质及其强弱的判断依据元素的性质包括微观性质（原子半径、元素的化合价、元素原子得失的难易等）和宏观性质（指金属性和非金属性）两个方面。
(完整版)第二节元素周期律导学案
第二节 元素周期律【学习目标】1、了解原子核外电子的排布；能划出1～20号原子结构示意图。
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。
【相关知识点回顾】1、原子核外电子是 排布的。
现在发现元素原子核外电子最少的有 层，最多的有 层。
最外层电子数最多不超过 个（只有1层的不超过 个）。
元素的性质与原子核外电子的排布，特别是 上的电子数目有密切关系。
2、右图是某元素的原子结构示意图，该原子的核电荷数为 ， 核外有 个电子层，最外层有 个电子，化学反应中这种 原子容易 （填“得”或“失”）电子。
【学习过程】一、原子核外电子的排布1、原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。
通常能量低的电子在离核 的区域运动，能量高的电子在离核 的区域运动。
3、排布规律：按能量由 到 ，即由内到外，分层排布。
⑴ 第1层最多只能排____个电子 ⑵ 第2层最多排____个电子⑶ 除K 层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K 层最多有____个) [练习]1、下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。
2、下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?二、元素周期律填写教材P14～15表格，然后思考与交流如下问题： 1、化合价的递变规律分析元素主要化合价的变化，你能得到什么结论？结论：随着原子序数的递增， 。
在1~20号元素中，同一元素化合价有以下量的关系： ① 最高正价= ；最低负价与最高正价的关系为：│最高正价│+│负价│= 。
②金属元素无 价（除零价外，）；既有正价又有负价的元素一定是 元素； ③O 、F 无正价。
2、原子半径的递变规律分析原子半径的数据变化，你能得到什么结论？结论：随着原子序数的递增， 。
【规律】：同一周期元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐 。
同一主族元素的原子随电子层数的增加，半径逐渐 。
小结：微粒半径大小比较规律，一般情况下(稀有气体除外) ⑴先看电子层数,电子层数越多，则半径 ， “层多径大” 如：Li Na K Rb Cs ；I Br Cl F ；Na Na +⑵电子层数相同时，再看原子序数， 原子序数越大,则半径 ，“序小径大” 如：Na Mg Al ； F O N C ；(Na +) r(F -)⑶电子层数和核电荷数都相同(同种元素)时,再看核外电子数(或最外层电子数),核外电子数(或最外层电子数)越多，则半径 ，如 Cl Cl- 【重要的规律方法】（１） 比较微粒半径大小：三看：一看电子层数；二看核电荷数；三看核外电子数或最外层电子数 （２）对于同种元素：①阳离子半径<原子半径②阴离子半径 > 原子半径（３）对于电子层结构相同（电子层数相同，每一层的电子书也相同）的离子：核电荷数越大，则离子半径越小。
《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，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。
2、掌握元素周期表的结构，能根据元素周期表的位置推断元素的性质。
3、了解元素周期律的应用，如预测元素的性质、寻找新材料等。
二、知识梳理（一）原子结构1、原子的构成原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子组成。
质子数决定了元素的种类，质子数和中子数共同决定了原子的质量数。
2、核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
电子按能量高低分层排布，离核越近的电子能量越低。
（二）元素周期律1、原子半径的周期性变化同周期元素，从左到右原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下原子半径逐渐增大。
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；同主族元素，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
2、元素化合价的周期性变化主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于其族序数减去 8。
原因：元素的化合价与原子的最外层电子数有关，随着原子序数的递增，原子的最外层电子数呈现周期性变化，导致化合价也呈现周期性变化。
3、金属性和非金属性的周期性变化同周期元素，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
判断元素金属性强弱的依据：单质与水或酸反应置换出氢的难易程度；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
判断元素非金属性强弱的依据：单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
（三）元素周期表1、周期周期数等于电子层数，共有 7 个周期，其中 1、2、3 周期称为短周期，4、5、6、7 周期称为长周期。
2、族主族：由短周期元素和长周期元素共同构成，族序数等于最外层电子数。
副族：完全由长周期元素构成。
3、分区根据元素的最后一个电子填充的轨道类型，将元素周期表分为s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。
元素周期律 导学案
《第一章第二节第2课时元素周期律》导学案班级：____________ 小组：_________ 姓名：___________ 日期：___________【学习目标】1、掌握原子半径和化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；2、掌握同周期、同主族元素金属性和非金属性随原子序数的递增而出现的周期性规律。
【学习重难点】同周期、同主族元素金属性和非金属性随原子序数的递增出现的周期性规律【课前预习】预习本节课的内容。
（课本P14-16）一、导：讲明学习目标、重难点，完成预习内容。
二、思：自主学习。
（知识点一）元素原子结构的周期性变化规律完成P14中科学探究的表格，根据1～20号元素原子结构示意图总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子排布、化合价、原子半径有何规律性变化1、原子核外电子排布的周期性变化规律1：随着原子序数（核电荷数）的递增，元素原子的最外层电子排布呈现___________ 的周期性变化。
2、元素原子半径的周期性变化规律2：随着原子序数（核电荷数）的递增，元素原子半径呈现___________的周期性变化。
【注意】稀有气体元素由于其原子半径的测定与相邻的非金属元素的依据不同，因此通常不将稀有气体元素原子的半径与其他元素原子半径进行比较。
【知识拓展】微粒半径的比较规律——“四同规律”1、同周期——“序大径小”同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。
r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)2、同主族——“序大径大”同主族，从上到下，原子（或离子）半径逐渐增大。
r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)，r(Li+)＜r(Na+)＜r(K+)＜r(Rb+)＜r(Cs+)3、同元素（1）同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”同一种元素的微粒看核外电子数。
核外电子数越多，微粒半径越大。
如r(Cl-)＞r(Cl)，r(Na+)＜r(Na)；（2）同种元素不同价态的阳离子半径比较——“数大径小” r(Fe3+)＜r(Fe2+)＜r(Fe) 4、同结构——“序大径小”电子层结构相同时，比核电荷数。
《元素周期律》 导学案
《元素周期律》导学案一、学习目标1、理解元素周期律的实质，掌握元素性质随原子序数递增的规律。
2、熟悉元素周期表的结构，能准确说出周期和族的划分。
3、学会运用元素周期律和周期表，预测元素的性质。
二、学习重点1、元素周期律的内容和实质。
2、元素性质在周期表中的递变规律。
三、学习难点1、元素周期律的理解和应用。
2、原子结构与元素性质的关系。
四、知识梳理（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、具体表现（1）原子半径同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。
同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大。
（2）化合价同一周期，从左到右，最高正化合价由+1 递增到+7（O、F 除外），最低负化合价由－4 递增到－1。
同一主族，最高正化合价相同，最低负化合价相同。
（3）金属性和非金属性同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族，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 1、2、3 周期，分别包含 2、8、8 种元素。
长周期：第 4、5、6、7 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，分别用ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 表示。
副族：完全由长周期元素构成，共 7 个副族，分别用ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB 表示。
第Ⅷ族：包括 8、9、10 三个纵行。
0 族：稀有气体元素。
（三）原子结构与元素周期表、元素性质的关系1、原子结构与元素周期表的关系（1）原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数（2）周期序数＝电子层数（3）主族序数＝最外层电子数2、原子结构与元素性质的关系（1）最外层电子数越少，电子层数越多，越易失电子，金属性越强。
第一章 第二节元素周期律 元素周期表导学案2元素周期表(1)
第一章第二节元素周期律元素周期表导学案2-----元素周期表（1）教学目标1、了解元素周期表的结构和元素周期表的发现2、能运用周期表初步判断和比较元素及其化合物的主要化学性质并掌握元素性质的递变规律3、培养学生分析问题、总结规律、发现规律的能力课前学习一、复习回顾：1、元素周期律的内容：课堂学习（阅读课本11，完成下列问题）4、元素金属性和非金属性及其与形成物质的关系：⑴金属性和外金属性：金属性：金属原子失去电子形成阳离子的性质。
非金属性：非金属原子获得电子形成阴离子的性质。
⑵金属性强弱的判断依据：①金属单质与水反应生成气态氢化物的难易程度（越容易则元素金属性越强）②最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱（碱性越强金属性越强）例如：Zn能酸反应产生H2，而Cu不能，则金属性Zn ＞ CuKOH的碱性强于NaOH，则金属性：K ＞ Na⑵非金属性强弱的判断依据：①单质与氢气反应生成气态氢化物的难易或气态氢化物的稳定性（越容易越定则单质非金属性越强）②最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱（酸性越强，则单质非金属性越强）例如：F2与O2更易与H2化合，则非金属性：F ＞ O酸性：HClO4＞H2SO4, ，则非金属性：Cl ＞ S二、元素周期表：（阅读课本P10-P11，完成下列问题）1、编排依据：2、编排原则：。
3、周期表的结构：个横行，个纵行。
⑴周期：叫周期，①特点：周期序数＝例：Mg的原子结构示意图是，则Mg位于第周期。
②类别：第一周期：种元素短周期（包括第1—3周期）第二周期：种元素第三周期：种元素第四周期：种元素周期长周期（包括第4—6周期）第五周期：种元素第六周期：种元素不完全周期（第七周期）镧系元素是指：锕系元素是指：⑵族：①周期表中有纵行，分为个族。
②类别;主族：由和元素共同组成的族，包括第列。
副族：由元素组成的族。
包括第列。
零族：第18列元素即稀有气体元素。
第Ⅶ族：包括第、、列元素。
主族：共个，分别用表示族副族：共个，分别用表示零族：只有个，是元素，化合价通常被看作是第Ⅶ族：包括第、、列元素，统称为③特征：主族序数＝思考：⑴“一族就是一列，一列就是一族”的说法是否正确：为什么？⑵地球仪上的经纬度可以确定地球上的任一地方的位置，周期和族也可以确定元素在周期表中的位置，其判断依据是：例如：K的原子结构示意图是，则K在周期表的位置是第周期，第族。
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课题第一章第二节元素周期律（1）2014学年高一化学备课组【预习目标】1、了解原子核外电子的排布；2、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；3、微粒半径及大小的比较。
【预习重点】元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较【情感态度价值观】培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
【教学方法】观察、思考、交流、讨论、概括教学过程预习提纲一、原子核外电子的排布：1.原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。
通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的电子在离核____的区域运动。
3.排布规律⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。
①第1层最多只能排____个电子②②第2层最多排____个电子③③除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有____个)⑵根据核外电子排布的规律，能划出1－20号原子结构示意图。
二、化合价的周期性变化结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。
总结：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。
四、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。
同周期，从左到右，原子半径逐渐。
2、离子半径大小的比较（1）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，随核电荷数增加，原子核对核外电子吸引能力，半径。
（2）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。
（3）同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各微粒，核外电子数越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。
【自主探究】)①④⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______【探求新知】一、原子核外电子的排布1、电子的特征：电子的运动具有区别于宏观物体的几大特征:(1)质量很____(9.109×10-31kg)； (2)带_____电荷；(3)运动空间范围_____(直径约10-10m) ;(4)运动速度_______。
因此，电子的运动特征就与宏观物体的运动有着极大的不同一一它没有确定的轨道。
2、核外电子的排布规律（1）.电子是在原子核外距核由___及____、能量由___至____的不同电子层上分层排布；（2）.每层最多容纳的电子数为______(n代表电子层数)；（3）.电子一般总是尽先排在能量最____的电子层里，即最先排第_____层，当第___层排满后，再排第____层，等等。
（4）.最外层电子数则不超过_____个(第一层为最外层时,电子数不超过_____个)。
3、电子的能量高低与离核远近的关系：电子层 1 2 3 4 n电子层符号 K L M N ……离核距离近远电子的能量（）（）最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n24、对原子最外层电子数随原子序数变化情况，能得出什么结论？【结论】随着原子序数的递增，_____________________________________________。
二、化合价的周期性变化对于元素主要化合价的变化，你的结论是什么？【结论】随着原子序数的递增，____________________________________________。
且有以下量的关系:│最高正价│+│负价│=___________三、原子半径的递变规律对于原子半径的变化，你的结论是什么？【结论】随着原子序数的递增，____________________________________________。
且有规律：电子层数相同的元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐________。
影响原子半径的因素：（1）电子层数相同时，影响原子半径的因素是什么？（2）最外层电子数相同时，其影响因素是什么？【结论】影响原子半径的因素：电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越____；最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越_____。
【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。
______________________________________________________________________【阅读、思考、交流】阅读教材，思考、交流下列三个问题：1.元素的化学性质与原子的最外层电子排布有什么关系? 金属钠、金属镁在化学反应中常表现出还原性，而氧气、氯气在化学反应中常表现出氧化性，你能用原子结构的知识对这一事实进行解释吗?2.金属元素原子最外层电子数非金属元素原子最外层电子数一般是多少?3.元素的化合价的数值，与原子的电子层结构特别是最外层电子数有什么关系?【课堂达标】1．核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是 ( )A．电子数 B．最外层电子数 C．电子层数 D．次外层电子数2．下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是( )A．8 B．14 C．16 D．173．某原子核外共有n个电子层(n>3)，则(n一1)层最多容纳的电子数为 ( )A．8 B．18 C．32 D．2(n一1)24．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是 ( ) A．硅和钠 B．硼和氮 C．碳和氯 D．碳和铝5．某元素原子最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为A．3 B．7 C．8 D．106．有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，则元素B的核电荷数为 ( )A．a—n一3 B．a +n+3 C．a+n一3 D．a—n+37．由短周期两种元素形成化合物A2B3，A3+比B2-少一个电子层，且A3+具有与Ne原子相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 ( )A．A2B3是三氧化二铝 B．A3+与B2-最外层上的电子数相同C．A是第2周期第ⅢA族的元素 D．B是第3周期第ⅥA族的元素8．两种元素原子的核外电子层数之比与最夕}层电子数之比相等，则在核电荷数为l 到18的元素中，满足上述关系的元素共有 ( )A．3对 B．4对 C．5对 D．6对9.（08年北京高考卷）X、Y均为元素周期表中前20号元素，其简单离子的电子层结构相同，下列说法正确的是 ( )A.由m X a+与n Y b-，得m+a=n-bB.X2-的还原性一定大于Y-C.X、Y一定不是同周期元素D.若X的原子半径大于Y，则气态氢化物的稳定性H m X一定大于H n Y10.（08年全国高考1卷）下列各组给定原子序数的元素，不能．．形成原子数之比为1：1稳定化合物的是 ( )A.3和17B.1和8C.1和6D.7和1211. (08年广东理科基础卷)下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是( )①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族A．①② B．①③ C．②④ D．③④第一章第二节元素周期律（2）编写：2014学年高一化学备课组【预习目标】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。
【预习重点】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【教学方法】观察、思考、交流、讨论、概括【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，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[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较[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。
______________________________________________________________________【过关测试】A组1．请画出Na、Mg、Al的原子结构示意图___________________________________________________________________________ Na、Mg、Al的化合价分别是，推测：它们的失电子能力逐渐，金属活泼性逐渐2．Na与冷水反应的方程式为Mg与热水反应的方程式为能够证明Mg与热水反应放出的气泡是氢气的方法是能够证明Mg与热水反应生成了碱的方法是，现象是。
证明NaOH、Mg（OH）2、Al（OH）3碱性强弱的现象是从以上实验得知，三种金属化学活泼性顺序为，你判断的依据是2．请画出Si、P、S、Cl四种非金属的原子结构示意图，___________________________________________________________________________它们的主要化合价是，根据推测金属活动性的经验，可以推测这四种非金属原子的得电子能力逐渐。
写出Si、P、S、Cl四种氢化物的化学式，它们的稳定性依次可以从非金属与反应，生成的难易程度，或者的热稳定性，或者非金属之间的反应，推测非金属之间的活泼程度。
Si、P、S、Cl的活泼性顺序为，或者说非金属性逐渐。
4．综合第三周期的8种元素性质变化规律的例子，我们可以得出以下的规律：同一个周期的元素，相同，但是逐渐递增，电子能力逐渐，电子能力逐渐，从宏观方面看来，就是性逐渐减弱，性逐渐增强。
这种元素的性质随着原子序数的递增而呈规律性的变化，称之为。