苏教版化学必修2《元素周期律》2课时教学设计

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高一化学必修2第一章第二节元素周期律教案设计

高一化学必修2第一章第二节元素周期律教案设计第二节元素周期律1.理解元素周期律的含义,会用它来判断同周期元素的性质差异.2.掌控并能够运用元素金属性、非金属性的推论依据。

3.培养学生观察实验现象的能力及总结能力。

[课型]：基本理论基本概念课[重点]：元素周期律的含义[教法]：探讨法、分析法和比较法[引入]：从所学过的卤素和碱金属的知识来引入对元素周期律的学习。

[教学过程]：原子序数核电荷数（板书）[鼓励]学生根据表中5-5和图5-5去分析：随着原子序数的递减，原子的核外电子层轨域、原子半径、及其元素的化合价呈现出什么规律性的变化？[讨论]学生们分组讨论。

[总结]随着原子序数的递减，原子的核外电子层轨域、原子半径、及其元素的化合价呈现出周期性的变化。

[指导]学生填写表5-6、5-7、5-8，体会什么是周期性的变化规律。

[复述过渡阶段]既然元素的化学性质主要同意于原子核外最外层电子和原子半径，那么能够无法说道元素的化学性质也存有这种变化规律呢？[讲解]在证实这个问题之前，我们必须先搞清楚判断元素性质的主要依据是什么。

[指导学生写作]课本p100上面两段内容。

[学生总结]元素金属性、非金属性的判断依据。

[模拟]实验5-1、5-2、5-3。

[学生总结]实验5-1、5-2、5-3的现象。

[非政府学生探讨]融合表中5-9、5-10总结11-18号元素金属性、非金属性的变化规律。

[总结]从11-18号元素随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。

[衍生]对其他的元素展开相近的研究，也能够得出结论相近的结论。

[学生总结]元素周期律元素的性质随着元素原子序数的递减而呈现出周．．．．期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

（板书）[小结]元素周期律就是自然界的普遍规律，也就是我们今后自学化学的基本依据。

[课下思考]形成元素周期律的根本原因是什么？[作业]：p103，一、二、三。

高中化学必修2 第二节元素周期律(第2课时) 学案

D.从硅到氯负价从-4-1
2.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：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是 A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3 B.非金属活泼性：Y＜X＜Z
C.原子半径：X＞Y＞Z 1
D.原子最外电子层上电子数的关系：Y= (X+Z) 2
4.难点：探究能力的培养
二、学习过程
（一）Na 、Mg、Al 和水的反应
Mg
Al
与冷 H2O 反应与沸 H2O 反应
结论
Na 现象
化学方程式
Na 与冷水剧烈反应，Mg 只能与沸水反应，Al 与水不反应。
（二）Mg、Al 和盐酸的反应
Mg
Al
现象
反应方程式
结论
Mg、Al 都很容易与稀盐酸反应，放出 H2，但 Mg 比 Al 更剧烈
(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
。
8.用原子结构的观点说明元素性质随原子序数的递增而呈周期性变化的原因。
答：
9．X、Y、Z 三种元素的原子具有相同的电子层数，而 Y 的核电荷数比 X 大 2，Z 的
D．X2Y
5．A、B 均为原子序数 1～20 的元素，已知 A 的原子序数为 n， A2 离子比 B2 离子少
8 个电子，则 B 的原子序数为
A．n＋4
B． n＋6
C．n＋8
D．n＋10
6．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。X 原子

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。

苏教版高中化学必修二 1.1.2元素周期律学案设计

课时2 元素周期律班级_______学号_______姓名______________ [学习目标]1、使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价与元素金属性、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；3、培养学生的观察能力、分析能力和抽象思维的能力。

[课前准备]1~18号原子结构示意图[学海导航]二、元素周期律（一）元素原子结构的变化规律最外层电子数1、电子层数相同的元素（除稀有气体元素）的原子半径随核电荷数的增大而_________；2、当原子的电子层数不同而最外层电子数相同时，元素的原子半径随电子层数的增加而__________。

3、金属性与非金属性具体表现（1）金属性强弱判断：通常情况下，元素的金属性越强，它的单质越容易______________ ______________，即单质的___________性越强；该元素的最高价氧化物的水化物的______性越强。

（2）非金属性强弱判断：通常情况下，元素的非金属性越强，它的单质越容_____________ ______________，气态氢化物越___________；该元素的最高价氧化物的水化物的______性越强。

你能设计实验去比较元素金属性与非金属性的强弱吗？（1）11~17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律是__________________ ________________________________________________；11~17号元素的金属性和非金属性强弱的变化规律是______________________________________。

（2）11~17号元素的最高化合价和最低化合价的变化规律是_________________________ ____________________________________________________________________________。

《元素周期律》教案1(苏教版必修2).doc

元素周期律教案属性和非金属性）呈现出怎样的规律？4、1-18号元素随着核电荷数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律？［投影］探究问题1: 1-18号元素随着核电荷数的递增，元素原了最外层电子排布呈现出怎样的规律？［引导］要解决这个问题我们需要哪些资料？给你这些资料你将如何处理？［讲解］请一位同学在到前面利用磁性黑板将1~18号元素原子的核外电子排布进行排列，并说出排列依据。

［提问］有不同意见的同学说出自己的排列方式，说出排列依据。

［讲解］刚才同学们看了几种排列方式，你认为最合理的一种是？［投影］核电荷数为1-18元素的原子结构示意图排列［讲解］经过分析我们发现，随着元素核电荷数的递增，除1、2号元素外，最外电子层数上的电子数重复出现从1递增8的变化,我们把这种变化称作周期性。

［讲解］请一名同学们试着说一下探究问题1的结论。

［投影］探究问题1的结论：随核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性变化，即：随着核电荷数的递增，最外层电子数重复出现从1个逐渐递增到至8个（达到稳定结构）。

［投影］探究问题2： 1-18号元素（除稀有气体元素外）随着核电荷数的递增，元素原子半径呈现出怎样的规律？［引导］要解决这个问题我们需要哪些资料？利用1分钟默读观看、思考回答：号元素原子的最外层电子排布或者原子结构示意图回答：按照的核电荷数的递增，排列起来其余学生在下面思考，观看观看回答观察思考学生回答、其他同学补充让学生明确本节课研究目标培养学生提出问题，解决问题的探究能力培养学生的分析能力养学生的概括能力［投影展示］3-9和11-17号元素随着元素原子核电荷数的递增，元素原子半径的数据。

［讲述］请同学们在下面写出探究问题2的结论。

［归纳投影］探究问题2的结论:随着原子序数的递增，元素原了的半径呈现周期性变化，即：随着核电荷数的递增，半径重复出现从大逐渐变小。

［过渡］随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素的原子半径（除稀有气体外）呈现出周期性的变化。

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----305d55fa-6eb2-11ec-a20e-7cb59b590d7d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教学计划三维目标知识和技能：1。

掌握元素周期表和元素周期定律。

2.掌握元素的价态与元素在周期表中的位置之间的关系。

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”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、态度和价值观：培养学生的科学创新素质和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：多媒体和物理投影仪[来源：学习主题网络z_x_x_k]教学过程[新课程介绍]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？这就这就是我们在这节课上要学的。

[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。

老师：元素在周期表中的位置（以下简称“位”）反映了元素的原子结构（以下简称“结构”）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其中一个（位、结构、性质）可以推导出另外两个量。

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、锗；砷（as）、锑（sb）；用碲（TE）和钋（PO）画一条折线，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个元素。

在下面的描述中，可以解释x比y更非金属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.d更稳定。

Y的单质可以取代NaX溶液中的X来。

【老师的密集讲座】这个问题考察了对元素非金属强度的判断。

你应该记住并理解判断标准，而不是随意变换标准。

苏教版高中化学必修2《元素周期律》名师教案

第一单元原子核外电子排布与元素周期律课时2 元素周期律三维目标1.知识与技能（1）认识元素的金属性、非金属性随着核电荷数递增而呈现周期性变化的规律，进一步掌握元素周期律。

（2）能够运用元素周期律比较或者推测元素的性质的强弱。

（3）能够根据实验的事实对元素的性质进行比较。

（4）培养学生实验探究，对比，分析，总结规律的科学素养。

2.过程与方法（1）通过性质对比实验，探究钠、镁、铝的金属性强弱，从而得到金属性的变化规律。

（2）通过材料的阅读分析得到非金属性的变化规律。

3.情感态度与价值观（1）激发学生对科学探索的兴趣，鼓励学生勇于探索。

（2）使学生树立由量变到质变的辩证唯物主义观点。

教学重点元素主要性质随着核电荷数递增而呈现周期性变化的规律，元素周期律及实质。

教学难点元素周期律的实质。

课前准备实验用品（9个小组分组实验）：试剂：金属钠、镁、铝、酚酞溶液、2mol/L盐酸溶液、水仪器及用品：滤纸、小刀、玻璃片、砂纸、烧杯、试管（每组4支）、试管夹教学过程【导入新课】上节课，我们已经学习了随着核电荷数的递增，元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价呈现周期性变化的规律。

结构决定性质，元素的主要性质是否也会随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律呢？这就是我们这节课要探究的内容。

【推进新课】［板书］一、元素金属性、非金属性的判断依据［分析］元素的化学性质主要指元素的金属性、非金属性。

金属元素主要体现元素的金属性，非金属元素主要体现元素的非金属性。

［分析］单质的还原性越强，对应元素的金属性越强，反之，金属性就弱；单质的氧化性越强，对应元素的非金属性越强，反之，非金属性就弱。

［问题1］那么根据哪些实验事实可以帮助我们判断元素的金属性强弱呢或者说是单质的还原性强弱呢？比如钠、镁、铝。

［学生讨论，总结］［点评］学生的回答并不一定全面，教师可以引导学生通过氧化还原反应的强弱律，反应的难易程度程度（指反应的快慢及剧烈程度）等方面进行思考。

高中化学优质课元素周期律第2课时(教案1)

【板书】2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化
【讲解】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，数字不同有可比性，故不列出
【提问】怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢？
【回答】原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。
⑷对于同种元素,电子数越多，半径越大：______
①阴离子半径>原子半径>阳离子半径________
②阳离子所带正电荷数越多，则离子半径________
③阴离子所带负电荷数越多，则离子半径_________
【随堂练习】写出下列微粒的半径由大到小的顺序：F-、O2―、Na＋、Mg2＋
【过渡】从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈现周期性的变化。那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性和非金属性两个方面来进行探讨。
【过渡】元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的，元素原子半径的大小，直接影响其在化学反应中得失电子的难易程度，那么随原子序数的递增。元素的原子半径会不会像元素的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，根据我们刚刚画出1-18号元素的原子结构示意图来进行讨论。
【投影】
元素符号
H
He
原子半径nm
0.037
【讲解】3-9、11-17号元素随原子序数的递增，原子半径逐渐变小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，
2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化
3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化
4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化

苏教必修二1.1.2元素周期律(第二课时)

专题一第一单元教学案原子核外电子排布与元素周期律元素周期律（第二课时）课程学习目标：（1）了解同一周期和同一主族元素性质的递变规律。

（2）掌握元素金属性和非金属性的变化规律、比较方法。

（3）掌握理解元素原子结构对元素性质的影响，并能尝试运用这一规律预测元素的性质。

（4）运用元素周期表，理解位置、结构、性质三者的关系，培养分析和推理能力。

（5）通过对元素周期表的学习，了解相关的实际应用，树立爱科学、用科学、为科学努力学习的高贵品质。

知识体系梳理：原子的最外层原子半径元素性质随电子数从1个主要化合价原子序数的增加到饱和原子得失电子能力递增而呈现（2个或8个）金属性和非金属性周期性变化的稳定结构课前预习：一、我们以第三周期为例，通过实验探究元素的金属性和非金属性的递变规律。

科学探究：钠、镁、铝与水（或酸）的反应金属镁与沸水的反应：（填表）镁、铝与盐酸的反应此处留白，学生填写预习中不明白的课前检测：1、同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。

2、11—17号元素最高化合价和最低化合价的变化规律是：。

3、元素周期律（1）定义：。

（2）实质：。

课程达标检测：1、X、Y、Z三种非金属元素具有相同的电子层数，它们的气态氢化物的稳定性强弱顺序是：HZ＞ H2Y ＞H3X，下列说法中正确的是（）A、原子序数： X＞Y＞ZB、非金属性：X＜Y＜ZC、原子半径： X＜Y＜ZD、离子半径：X3-＜Y2-＜ Z-2、已知HNO3的酸性强于H3PO4,则N元素的非金属性于P元素的非金属性。

3、已知：Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2,则Ca 元素的金属性强于镁元素的金属性。

4、元素的以下性质，随着原子序数的递增不呈现周期性变化的是（）A、化合价B、原子半径C、元素的得电子能力和失电子能力D、相对原子质量课后练习：1．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2．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是 ( )A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能.3．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。

苏教版化学必修2《元素周期表及其应用》2课时教学设计

1-3元素周期表及其应用一、教学目标1.知识与技能：了解周期表的基本结构，了解主族元素在周期表中的位置与其原子结构及性质之间的关系。

知道同周期、同主族元素性质的变化趋势及规律。

2.过程与方法：利用元素周期表的应用学习演绎思维方法。

3.情感态度与价值观利用元素周期表及元素周期律发现简史，学习科学研究中的去伪存真，培养学生的创新意识。

4.教学重点：元素周期表的基本结构及同周期、同主族元素性质的变化趋势及规律。

二、教学过程[板书] [第四课时元素周期表及其应用1］[问题情景]把元素按元素周期律排成一个表格，这就是元素周期表。

[问题与探究]周期表中每一行为一个周期，每一列为一个族。

根据已学过的1-18号元素分析，元素所在的周期、族，各与原子结构的哪一部分有关？[思考讨论]（1）、指出周期表中有多少个周期，多少个族。

计算每一周期，每一族各有多少种元素？（2）、参照1-18号元素，指出同一周期元素的金属性，非金属性的变化规律。

［练习］依据碳、氮元素在周期表中的位置，在下列空格中填上必要的内容。

［板书］（1）、核电荷数：碳氮（2）、原子半径：碳氮（3）、非金属性：碳氮（4）、氧化性：碳氮气（5）、热稳定性：甲烷氨气（6）、酸性：碳酸硝酸[结论]同周期元素由左向右，随着核电荷递增，最外层电子逐渐增多，原子半径逐渐减小，原子得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

[思考与探究]根据氟、氯、溴、碘在周期表中的位置及原子结构，对下列事实给出合理解释（1）、它们的单质与氢气反应越来越难。

（2）、它们的单质与水反应越来越难。

（3）、氯、溴、碘的置换顺序为：氯>溴>碘。

（4）、它们气态氢化物的热稳定性顺序为：氟>氯>溴>碘。

（5）、它们最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序为：氯>溴>碘。

[结论]同主族元素，随着核电荷数递增，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子失去电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱；元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

苏教版化学必修2《元素周期律》2课时教学设计

1-2 元素周期律一、教学目标1.知识与技能：(1).认识元素周期律，了解核外电排布与元素金属性、非金属性、化合价、原子半径的周期性变化。

2.过程与方法：(1).利用原子半径的周期性变化、钠镁铝的活泼性顺序、氢化物的热稳定性变化趋势、同周期元素化合价上升等，学习归纳思维方法。

3.情感态度与价值观利用实验及数据归纳，得出元素周期律，培养学生学科兴趣。

4.教学重难点：元素周期律。

5.课时安排：2课时二、教学过程[板书] [第二课时元素周期律1][问题与探究]分析1-18号元素的电子层数，最外层电子数与核电荷数三者之间的关系。

[问题与讨论]画出一个直角坐标，把1-18号元素的核电荷及其最外层电子数，标在该直角坐标中，然后把这些点逐一用线条连在一起。

（1）、说明你所画出的图包含的信息及化学意义。

（2）、该图能否说明各元素核外电子排布具有规律性？[板书]1.原子序数：元素按核电荷数由小到大顺序编号。

[思考题]指出自然界有那些现象具有循环重复的特征。

说明元素核外电子排布的周期性变化特征。

2.元素核外电子排布具有周期性变化：随着核电荷数递增，元素原子最外层电子数由1逐渐增加到8（H→He为1→2）。

这种重复在现有全部元素中无一例外。

[问题与讨论]在一个直角坐标中，把表1-2中各元素的核电荷及其原子半径标出，并用线条连接。

把所得到的图与前边所画的图（核电荷--最外层电子数）比较，找出二者之间的关系。

[结论]核外电子排布与元素原子半径均呈现周期性变化，且二者之间呈对应关系。

[板书]元素原子半径，随其核外电子排布的周期性变化而变化。

[问题与讨论]在一个直角坐标中，标出各元素的主要化合价及核电荷数，并用线条将各点之间连起来。

所得图与前边二个图做对比，找出三者之间的关系。

[结论]核外电子排布与元素主要化合价均呈周期性变化，且二者之间呈对应关系。

[板书]3.元素主要化合价随核外电子排布的周期性变化而变化。

[作业]（1）、为什么研究元素原子半径及其化合价时，都把稀有气体元素排除在外？如果把稀有气体的原子半径及化合价与其他元素一同研究，则上述规律应如何修改？（2）、总结一下3-9号元素，11-17号元素化合价的变化规律。

元素周期律第二课时--教学设计

必修2 物质结构元素周期律第二节元素周期律（第二课时）一、教材分析1、教材的地位及作用元素周期律是中学化学教材中重要的基础理论。

通过对本节的学习，可以促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；同时也能使学生以元素周期律为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。

因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点。

2、教材中的内容本节课是人教版化学（必修2）第一章第二节的教学内容，是在初中知识及本章第一节《元素周期表》的基础上进一步来学习元素周期律。

另外必修1所学第三周期钠、铝、硅、氯、硫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。

本节教学内容包含原子核外电子的排布、元素周期律和元素周期律的应用等知识点，需要三个课时才能完成。

本节课是第二课时，以周期表横向结构为线索。

先介绍原子核外电子排布，以1-18号元素为例，突出电子层数的不同和最外层电子数的递增关系，理论探究分析元素的电子层排布、原子半径和化合价的周期性变化，然后以第三周期元素为代表，通过实验和事实分析归纳出元素周期律。

3、课标中的内容根据新课标要求及新课改精神，必修内容要求学生具备化学学科的基本知识，具备必需的学科素养，而《物质结构、元素周期律》这一章在新教材的安排正好体现了上述要求；其中《元素周期律》这一节要求学生能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子核外电子的排布及原子结构与元素性质的关系，能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

二、学情分析1、知识技能方面：学生上学期已经学习了大量元素化合物的知识，第一节以及第一课时已经认识了元素周期表，以及元素周期律的部分知识，从微观角度能一定程度的解释了宏观的现象，但是缺乏融会贯通的能力。

2、学习方法方面：学生在（必修1）的学习过程中已经体验过元素化合物知识的学习方法——实验、归纳总结法，具有一定的学习探究能力和归纳总结能力。

第二节元素周期律(第2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2课时）一、教材分析：在本节中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。

学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本节的学习奠定了一定的基础。

通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。

同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。

本节用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。

二、教学目标：1、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，培养学生实验技能。

2、过程与方法：（1）自主学习，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。

3、情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点——量变到质变规律三、教学重点难点：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。

难点：探究能力的培养四、学情分析：元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生去动手实验获取证据，让学生去分析图表、资料获取信息。

具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。

元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料、观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。

五、教学方法：对比、分类、归纳、总结等方法六、课前准备：1．学生的学习准备：预习课本上相关的实验，初步把握实验的原理和方法步骤；完成课前预习学案。

2．教师的教学准备：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延伸拓展学案。

3．教具准备：两人一组，实验室内教学。

课前打开实验室门窗通风，课前准备好——试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、、1m o1/L盐酸，1m o1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1m o1/LMgC12溶液。

元素周期律第二课时教案设计

教案设计备课人李国超学科化学年级高一时间2015.3.30 课题元素周期律第（ 2 ）课时课型三维目标知识与技能：1.元素周期律的涵义和实质。

2.了解随着原子序数的增加原子半径、主要化合价、金属性与非金属性的周期性变化。

3.理解金属性和非金属性4.了解比较金属性与非金属性的方法。

过程与方法：1.通过归纳、分析p14表格，得出电子核外排布的简单规律2.通过实验视频，比较钠、镁、铝的金属性3.通过实验视频和分析资料卡片，比较Si、P、S、Cl的非金属性情感态度与价值观：1.归纳总结、演绎，培养学生的逻辑思维能力。

2.让学生认识科学发展历史，培养学生发现问题、克服困难、完善问题的科学精神。

教学重难点元素周期表的涵义、金属性和非金属性比较方法。

学具准备PPT、实验视频。

教学过程（双边活动）教师活动学生活动设计意图同学们好，今天我们来学习第一章第二节第二课时元素周期律。

所谓元素周期律，顾名思义就是元素周期表中体现的规律，元素周期律是元素周期表的编排依据。

我带大家一起回顾一下元素周期律的发展历史。

①问题的产生．门捷列夫在编写教材中的碱土金属时，不知Mg应该和Ca，Sr，Ba 为伍，还是应该和Zn，Cu，Hg 为伍，认为化学元素缺少严整体系②存在的困难．对已发现的63 种元素的相对原子质量和种种基本性质编制卡片、试排．由于相对原子质量测定得不准确，从而遇到了很多困难③崭新的论点．1869 年发表了题为《元素的性质和原子量的关系》的论文，阐述了有关基本论点，并且设计出了第一张元素周期表，但没有引起人们的重视④理论的完善．改变周期表的形式，将同一周期的元素排在一行，同类元素排在一列，每经过7 种或17 种元素，碱金属或卤素重复出现，周期表趋于完善．从这段元素周期律发展的历史中，同学们能够得到什么启示？咱们书后这种元素周期表的编排依据主要是原子的核外电子层排布，在这节课之间大家已经学习这部分内容，现在请大家完成学案。

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