第一章 第二节 元素周期律导学案
1.2元素周期律(2)导学案(讲课用正式版)
第一章第二节元素周期律（2）高一化学备课组【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】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[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。
阅读探究：请完成表格[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________.【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。
人教版高中化学必修2第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律导学案
，氖属于
( 填元素种类 ) 。LiOH 属于 ，碳酸属于
，硝酸属于 ( 填物质类型 ) ；氧气和氢
.
精品文档
气化合的条件为
，氟气和氢气化合的条件为
。结论：从锂到氟元素的
金属性
，非金属性
。
[ 归纳总结 ]
随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。同周期从左到右，元素
的金属性
，非金属性
以第三周期元素为例，思考讨论同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子核外电．子．排．．．．．
.
布．的变化规律是
，元．素．化．合．价． 的变化规律是
精品文档
2. 元素原．子．半．径． 的周期性变化规律
上图是元素原子半径与原子序数之间的关系图像。 请你根据图
示回 答， 同 一周 期元 素随 着原 子序 数的 递增， 元素 的原 子半 径变 化规 律是
()
A. 同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B. 第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C. 短周期元素原子形成离子后，最外层都达到
8 电子稳定结构
D. 同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
5. 原子序数为 11～ 17 号的元素，随核电荷数的递增， 以下各项内容的变化是 [ 填“增大 ( 强) ”、
到 (F 无正价， O 无
最高素金属性、非金属性递变规律
1. 第三周期元素的金属．性．、．非．金．属．性．． 的变化规律 (1) 钠、镁、铝金属性强弱比较
实验操作
实验现象
实验结论
钠与冷水反应剧烈，反应的化 学方程式为
加热前，镁条表面附着了少
（一） 基础过关 1. 元素原子结构及化合价的变化规律
《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。
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、。
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。
高中化学 第1章 第2节《元素周期律》导学案1 新人教版必修2
山东省淄博市淄川般阳中学高中化学第1章第2节《元素周期律》导学案1 新人教版必修2【知识与技能】1、了解原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。
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。
3、学会利用各种图表分析、处理数据，掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法。
【过程与方法】教学中通过实验和探究，让学生对探究的方法有一些了解，在实验和探究过程中，积累一些科学假设和对比实验方法。
【情感态度价值观】通过实验探究，让学生体会科学研究的乐趣，体验合作和动手的整个过程的积极的情绪。
【重点】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，理解元素周期律的实质。
【难点】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，理解元素周期律的实质。
【教学过程】一、学情调查情景导入【思考】1、什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪些粒子数有关系？有什么关系？2、在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次，原子半径逐渐，失电子能力（对金属而言）逐渐，得电子能力（对非金属而言）。
也就说金属性逐渐，非金属性逐渐。
3、列表完成1-20号元素原子核外电子的排布：二、问题展示合作探究一、[探究活动1]认真预习教材，列表完成1-20号元素原子核外电子的排布；1、填表，并对表中内容进行分析、比较，寻找其中的规律:原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时最外层电子数1～23～1011～18结论：随着核电荷数的增加，原子的最外层电子排布呈变化。
2、画出柱状图（横坐标---原子序数，纵坐标---原子的最外层电子数）（见右边）二、[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？[探究活动3]对1-18号元素讨论并分析元素的主要化合价的变化情况0 2 4 6 8 10 12 14 16 18原子序数最外层电子数2468[探究活动2]3～9号元素Li Be B C N O F Ne原子半径/n m 0.134 0.090 0.082 0.077 0.075 0.073 0.071 —变化趋势11～17号元素Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径/nm 0.154 0.130 0.118 0.111 0.106 0.102 0.099 —变化趋势结论：随着核电荷数的增加，原子半径呈变化。
(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。
化学必修二导学案第一章第二节元素周期律
第二节元素周期律(第一课时 )课时目标：〔 1〕、认识原子核外电子的排布；（2〕、掌握元素化合价随原子序数的递加而体现出的周期性变化规律；〔3〕、微粒半径及大小的比较。
【根基知识】一、原子核外电子的排布：1.原子核外的电子因为能量不一样，它们运动的地区也不一样。
往常能量低的电子在离核 ____的地区运动，能量高的电子在离核 ____的地区运动。
2.表示方法电子层 1 2 3 4 5 6 7(n)对应符号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 层最多只好排 ____个电子，第 2 层最多排 ____个电子，第n 层最多排 ____个电子〔3〕除 K 层外，不论原子有几个电子层，其最外层的电子数不超出____个(K 层最多有 __个) ，次外层的电子数不超出 ____个，倒数第三层中的电子数不超出____个结论：跟着原子序数的递加，元素呈现周期性变化。
二、化合价的周期性变化[ 科学研究 1]标出 1—18 号元素的化合价，找出规律。
原子序数最高正价或最低负价的变化1~2+13~10+1+4+5-4-111~18+1+4+5+7-4-1结论：跟着原子序数的递加，元素也体现周期性变化。
三、原子半径的递变规律元素符号H He原子半径〔nm〕7[来源 :学 &科 &网]元素符号Li Be B C N O F Ne原子半径〔nm〕29827541元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径〔nm〕60437029[ 根源 :ZXXK]总结：同一周期，跟着原子序数的递加，元素原子半径渐渐，体现周期性变化。
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，原子半径渐渐。
同周期，从左到右，原子半径渐渐。
2、离子半径大小的比较（1〕拥有同样电子层构造的离子半径大小的比较电子层数同样，跟着核电荷数的增添，原子查对核外电子的吸引能力，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，电子层数渐渐，离子半径渐渐。
第二节元素周期律导学案
第一章第二节元素周期律（1）编写：2013学年高一化学【学习目标】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。
【学习重点】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【基础知识】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②第2层最多排____个电子③第3层最多排____个电子④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)注意：以上各项是相互联系的，不能孤立地理解、应用其中的某一部分。
⑵根据核外电子排布的规律，请划出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。
三、原子半径的递变规律总结：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】)：①③⑴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_______。
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。
元素周期律第二课时教案导学案.doc
第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律（第2课时）【学习目标】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、了解元素周期表和元素周期律的应用3、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。
【学习重点】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。
【学习难点】如何判断元素的金属性和非金属性 【知识链接】周期序数 原子序数 电子层数最外层电子数 一 1~2 1 二 3~10 2 三11~183结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1~8的周期性变化（H 、He 除外）完成P15页的表格，2、在原子中：质子数= = =3、稳定结构与不稳定结构（重点阅读）通常，我们把最外层8个电子(只有K 层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。
一般不与其他物质发学生化学反应。
当元素原子的最外层电子数小于8(K 层小于2)时，是不稳定结构。
在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。
原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。
金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。
举例说明：K S Al 的金属性、非金属性。
4、元素金属性非金属性的判断依据（重点学习并记忆） [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现周期性变化。
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的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
金属性比较 本质 原子越容易失电子、金属性越强判 断 依 据 1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。
3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。
第一章 第二节元素周期律 元素周期表导学案3-----元素周期表(2)
第一章第二节元素周期律元素周期表导学案3-----元素周期表（2）教学目标1、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2、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、元素周期表的结构：元素周期表有个横行，分为个周期，个纵行，分为个族，元素在周期表中位置的判断方法是：周期数 = ；主族序数= 。
2、元素性质与原子结构的关系：⑴同周期元素的性质递变规律（以第三周前为例，从左往右）：⑵同主族元素的性质递变规律（以第ⅠA族、第ⅦA族为例，从上到下）思考：在元素周期表中，哪一种元素的金属性最强？哪一种元素的非金属性最强？参阅课本P12“主族元素金属性非金属性的递变”，找出周期表中金属元素与非金属元素的分界线课堂学习（阅读课本P12-P13，完成下列问题）三、元素性质与原子结构的关系：2、原子结构与化合价的关系：⑴价电子是指。
⑵最高正价是指。
⑶主族元素的主要化合价与原子结构之间的关系：最高化合价﹦元素价电子数 = 最外层电子数 =非金属元素的负化合价 =四、元素周期表的应用：1、比较粒子半径：同核看层：层数越多，半径越大粒子半径的比较规律同层看核：核内质子数越多，半径越小同核看数：元素相同时，核外电子数越多，半径越大。
课堂练习：1、比较下列粒子的半径大小：N P C O N S Fe Fe2+ Fe3+Cl Cl - Na + Mg 2+ Al 3+ Na Ca2、下列各组微粒半径之比大于1的是（ ） A.)()(r r Mg Na B.)(()r P r N C. 3()()Al r r Na ++ D.)(()Mg r r K 2、对原子结构、元素在周期表中的位置和元素性质的相互推断：⑴原子结构决定元素在周期表中的位置（同时位置反映其结构）依据是：周期数 = ；主族序数 = 。
原子序数 = 。
⑵原子结构决定元素的性质（同时性质反映其结构）表现为：原子半径和电子层结构决定着院子得失电子的难易程度，从而决定元素元素的金属性、非金属性及其化合价。
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。
课题 第一章 第二节 元素周期律导学案
课题第一章第二节元素周期律（1）2021学年高一化学备课组【预习目标】一、了解原子核外电子的排布；二、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性转变规律；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转变规律，原子及微粒半径大小比较【情感态度价值观】培育学生勤于思考、勇于探讨的科学品质。
【教学方式】观察、思考、交流、讨论、归纳教学进程预习提纲一、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。
2.表示方式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按照核外电子排布的规律，能划出1－20号原子结构示用意。
二、化合价的周期性转变结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性转变。
总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性转变。
四、微粒半径大小的比较一、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。
二、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，原子查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。
【自主探讨】)：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_______。
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Gswhhxbx2—123第一章第二节元素周期律（3）编制：王老师审查：张志【学习目标】（1）、掌握元素周期表和元素周期律的应用。
（2）、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。
（3）、掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。
【学习重点】“位、构、性”的推导，周期表、周期律的应用【复习巩固】1、什么是元素周期律？（元素性质随着元素原子序数的递增呈现周期性变化）2、画出S2-离子的结构示意图，并且从示意图判断S元素属于周期，族，表现为S原子易电子，化合价最低为价，最高正价为价。
3、原子核外有10个电子的原子是，分子有共六种，阳离子有，阴离子有。
4、短周期中，原子的最外层电子数是次外层电子数2倍的是，3倍的是，4倍的是，1/2倍的是，1/4倍的是；原子最外层电子数等于次外层电子数的有；原子各电子层都满足2n2的有。
【基础知识】一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系位构性【课堂练习】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的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C、X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来二、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系思考：1、标出下列有下划线元素的化合价：NaCl MgCl2 AlCl3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO42、总结最高正化合价与什么有直接关系？___________________________________________________________________ 得出结论：主族元素最高正化合价＝＝＝ ______________.思考:写出下列化合物中有下划线元素的化合价：Na 2CO 3与CH 4 H 2SO 4与H 2S HCl 与HClO 4 分析最高正化合价与最低负化合价之间的关系，并解释其原因。
得出结论： 。
【练习】元素X 最高价氧化物对应水化物的化学式HXO 4，则其气态氢化物化学式 ；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO 3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是____________________________________. 三、元素周期律、元素周期表的应用 1、预测未知物的位置与性质【课堂练习】Ra （镭）是原子序数最大的第ⅡA 族元素，下列说法不正确的是（ ） A 、 原子半径是第ⅡA 族中最大的 B 、 遇冷水能剧烈反应 C 、 位于第七周期 D 、 Ra(OH)2是两性氢氧化物2、寻找所需物质在 能找到制造半导体材料，如 ； 在 能找到制造农药的材料，如 ； 在 能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。
【探求新知】一、元素“位、构、性”之间的关系二、元素周期表的重要意义元素周期律和元素周期表的诞生是19世纪化学科学的重大成就之一，具有重要的哲学意义、自然科学意义和实际应用价值，请你根据教材所给资料和你在网上查阅结果，分别举例说明。
【结论】1、学习和研究化学的重要工具；2、指导科学研究，如发现新元素；3、指导生产实践，如寻找新材料、催化剂、制冷剂、探矿等；4、论证了“量变质变规律”；【小结】主族元素原子得、失电子能力强弱与元素在周期表中的位置关系反映决定 反映决定【自主探究】根据元素周期表1—20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。
(1)、属于金属元素的有________种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有___________(填两种化合物的化学式)；(2)、属于稀有气体的是___________(填元素符号，下同)；(3)、形成化合物种类最多的两种元素是__________________；(4)、第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外)___________；(5)、推测Si、N最简单氢化物的稳定性_____大于_____(填化学式)。
【基础达标】1．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是()A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相2．X、Y两元素是同周期的非金属元素，如果X的原子半径比Y的大，下面说法正确的是()A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强B．X的非金属性比Y的强C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强D．X的气态氢化物比Y的稳定3．下列叙述不正确的是()A．在金属元素与非金属元素的分界线附近可以寻找制备半导体材料的元素B．硫酸的酸性比磷酸的酸性强，所以硫的非金属性比磷强C．氟化氢是最稳定的气态氢化物D．氢氧化铝的碱性强于氢氧化镁的碱性4．下列关于元素周期表和元素周期律的说法不正确的是()A．从氟到碘，其氢化物的稳定性逐渐减弱B．因为铝原子比钠原子失去电子数目多，所以铝比钠的还原性强C．第三周期从钠到氯，最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强D．氧与硫为同主族元素，氧比硫的原子半径小，氧比硫的非金属性强5．某元素R的最高价氧化物的水化物是H n RO2n－2，则在气态氢化物中R元素的化合价是()A．3n－10 B．12－3n C．3n－4D．3n－126．已知X n－、Y n＋、Z三种微粒具有相同的核外电子层结构，下列分析中正确的是() A．离子半径大小关系是X n－<Y n＋B．Z一定是稀有气体元素的原子C．原子序数关系是Z>Y>XD．原子半径关系是Y<X7．X、Y、Z、W四种短周期元素，若①X的阳离子与Y阴离子具有相同的电子层结构。
②W的阳离子的氧化性强于同主族带等电荷数的X的阳离子的氧化性。
③Z的阴离子半径大于同主族带等电荷的Y的离子半径。
则这四种元素的原子序数由大到小的顺序为()A．W>Y>X>Z B．Z>Y>W>XC．X>Y>Z>W D．Z>X>Y>W题号 1 2 3 4 5 6 7答案8．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列______(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。
核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：a．原子核对核外电子的吸引力b．形成稳定结构的倾向－1)：锂X Y失去第一个电子519 502 580失去第二个电子7 296 4 570 1 820失去第三个电子11 799 6 920 2 750失去第四个电子9 550 11 600远远大于失去第一个电子所需的能量？________________________________________________________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素。
用元素符号表示X和j形成化合物的化学式________________________________________。
③Y是周期表中的______族元素。
④以上13种元素中，______(填写字母)元素原子失去核外第一个电子所需要的能量最多。
【拓展提升】9元素元素性质或原子结构编号T M层上有2对成对电子X 最外层电子数是次外层电子数的2倍Y 常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性Z 元素最高正价是＋7价(1)元素X(2)元素Y与氢元素形成一种离子YH＋4，写出该微粒的电子式____________(用元素符号表示)。
(3)元素Z与元素T相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是________。
a．常温下Z的单质和T的单质状态不同b．Z的氢化物比T的氢化物稳定c．一定条件下Z和T的单质都能与氢氧化钠溶液反应(4)探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。
T、X、Y、Z四种元素的最高价氧化物的水化物中化学性质明显不同于其他三种酸的是________，理由是_____10．依据门捷列夫的元素周期律，人们总结如图所示的元素化学性质变化规律。
(1)该表中元素化学性质的变化表明()A．同周期元素的性质是相似的B．元素周期表中最右上角的氦元素是非金属性最强的元素C．第ⅠA族元素的金属性肯定比同周期的第ⅡA族元素的金属性强D．量变到一定程度时必然引起质变(2)按照表中元素的位置，认真观察从第ⅢA族的硼到第ⅦA族的砹之间连接的一条分界线，我们能从分界线附近找到()A．耐高温材料B．新型农药材料C．半导体材料D．新型催化剂材料(3)据报道，美国科学家制得一种新原子283116X，它属于一种新元素，116号元素(元素符号暂用X代替)，关于它的推测正确的是 ()A．这种原子的中子数为167B．它位于元素周期表中第六周期C．这种元素一定是金属元素D．这种元素的原子易与氢化合【参考答案】1．B[处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A错误；主族元素(F、O除外)的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B正确；H＋的最外层电子数是0，C项错误；同一主族元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质不完全相同，D错误。
]2．C[X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，原子序数X比Y的小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X比Y的弱，X的阴离子比Y的阴离子还原性强，X的气态氢化物不如Y的稳定。
]3．D[同周期元素，原子序数越大，元素的非金属性越强，同主族元素原子序数越大，元素的金属性越强。
B项中原子序数P<S，硫的非金属性比磷强；C项中氟元素的非金属性最强，则其气态氢化物最稳定；D项中原子序数Mg<Al，金属性Mg>Al，则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3，D项错误；周期表中元素分界线附近的元素既有金属性又有非金属性，其单质可做半导体材料。
]4．B[元素的金属性强弱与失去电子的多少无关，与其失去电子的能力有关，钠比铝易失去电子，金属性Na>Al，则单质的还原性钠比铝强；氧、硫同主族，原子半径越小，非金属性越强。
]5．D[化合物中元素的化合价的代数和为零，则化合物H n RO2n－2中R的化合价为：＋(3n －4)，再根据|最高正价|＋|最低负价|＝8，则其|最低负价|＝8－3n＋4＝12－3n，则气态氢化物中R的化合价为3n－12。
]6．B[题给三种微粒电子层结构相同，X n－、Y n＋为离子，最外层电子数达到稳定结构，则Z为稀有气体元素。