§1.2元素周期律导学案(1)

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新课标高中化学必修二全册导学案(习题附参考答案)

新课标高中化学必修二全册导学案(习题附参考答案)目录1.1.1元素周期表(1)1.1.2元素周期表(2)1.1.3元素周期表(3)1.2.1元素周期律（1）1.2.2元素周期律（2）1.2.3元素周期律（3）2.1.1化学能与热能2.2.1化学能与电能（1）化学能与电能的相互转化2.2.2化学能与电能（2）发展中的化学电源2.3.1化学反应速率与限度（1）2.3.2化学反应速率与限度（2）3.1.1最简单的有机化合物甲烷 (1)3.1.2最简单的有机化合物甲烷（2）3.2.1来自石油和煤的两种基本化工原料(1)3.2.2来自石油和煤的两种基本化工原料(2)3.3.1生活中两种常见的有机物（1）乙醇3.3.2生活中两种常见的有机物（2）乙酸3.4.1基本营养物质（1）3.4.2基本营养物质（2）4.1.1开发利用金属矿物和海水资源金属矿物的开发利用（1） 4.1.2开发利用金属矿物和海水资源海水资源的开发利用（2）第一章第一节元素周期表(1)【学习目标】了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。

了解周期、主族序数和原子结构的关系。

【学习重点】周期、主族序数和原子结构的关系；元素周期表的结构【预备知识】一、原子序数1.定义：按照元素在周期表中的给元素编号，得到原子序数。

2.原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：原子序数＝＝＝【基础知识】（一）元素周期表的结构1、周期：元素周期表共有个横行，每一横行称为一个，故元素周期表共有个周期①周期序数与电子层数的关系：②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为，周期称为长周期，第周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。

[课堂练习1]请大家根据元素周期表，完成下表内容。

[思考与交流]如果不完全周期排满后，应为几种元素？[归纳与整理]2、族：元素周期表共有个纵行，除了三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个，故元素周期表共有个族。

族的序号一般用罗马数字表示。

《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。

人教版高中化学必修二 1.2元素周期律第1课时(教案1)

课题：第二节元素周期律(一) 授课班级课时知识与技能1、引导学生了解原子核外电子排布规律，使他们能画出1-18号元素的原子结构示意图；2、了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系过程与方法培养学生对事物认识的方法：从宏观到微观，从特殊到一半情感态度价值观引导学生形成正确的物质观重点原子核外电子的排布规律难点原子核外电子的排布规律知识结构与板书设计第二节元素周期律(一)一、原子核外电子的排布1、电子层的划分电子层（n）1、2、3、4、5、6、7电子层符号K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高2、核外电子的排布规律教学步骤、内容【引言】我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。

【板书]】第二节元素周期律【教师】元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。

【展示】电子层模型示意图【讲解】原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。

如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。

对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关知识。

【板书】一、原子核外电子的排布【讲解】科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。

我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。

通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。

这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。

【板书】1、电子层的划分电子层（n）1、2、3、4、5、6、7电子层符号K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高【设疑】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。

1.2.2《元素周期律》导学案(含解析)2020-2021学年人教版高一化学必修二

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）【学习目标】1．通过预习回顾、思考交流，了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分区及元素周期表和元素周期律的应用；2.通过阅读教材、实验设计、实验探究，归纳同周期元素金属性、非金属性变化规律，学会判断元素金属性、非金属性的强弱的基本方法，进一步发展抽象、归纳以及演绎、推理能力。

3．通过归纳总结、讨论交流，认识元素周期律，理解元素周期律的实质，初步认识元素周期表“位、构、性”三者的关系。

【学习重点】同周期元素化合价、原子半径、金属性和非金属性变化规律。

【学习难点】元素周期律的实质【自主学习】旧知回顾：1.元素周期表中同主族元素在化学性质上既表现出相似性，又表现出差异性。

如碱金属元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 ROH ，且均呈碱性，都能与氧气等非金属单质及水反应等。

但随核电荷数的增加，与水反应的剧烈程度逐渐增强等。

卤族元素均能与氢气化合的通式为X2+H2O==2HX ,与水反应的通式为 X2+H2O==HX+HXO （ F 除外），但氢化物稳定性：HF>HCl>HBr>HI ；还原性：HF<HCl<HBr<HI ；酸性：HF<HCl<HBr<HI 。

最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱(除氟外)，即HClO4>HBrO4>HIO4 等均不同。

2.请列出你知道的判断元素金属性和非金属性的强弱的方法？【温馨提示】（1）判断元素金属性强弱：①利用原子结构判断，电子层数越多，最外层电子数越少，金属性越强；②利用金属活动性顺序判断；③单质与水或酸反应置换出氢的难易程度；④最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。

（2）判断元素非金属性强弱：①利用原子结构判断，电子层数越少，最外层电子数越多，非金属性越强；②利用非金属单质间的置换反应判断；③利用单质与氢气反应的难易程度、反应条件及氢化物的稳定性判断；④利用最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断。

《元素周期律一》导学案

高一化学（必修二）专题一第一单元教学案元素周期律(一)一、教学目标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。

二、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。

三、教学过程【情景导入】钟表计时0~24点为一天，这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期。

生活中计时以小时为序排列体现周期性，今天要学习的元素周期律，以什么为序体现周期性呢？【自主学习】阅读课本p3-4,完成下列知识一、原子序数及其意义由于目前我们已经发现的元素有一百多种，为了研究方便，人们习惯上对元素进行编号。

由于在化学反应中原子核是不会变化的，所以人们按核电荷数由小到大的顺序进行编号，这种编号称为原子序数。

原子序数= 核电荷数=质子数= 原子核外电子数二、元素周期律【知识点1】最外层电子排布的周期性变化：【知识点2】元素的原子半径的周期性变化：结论：随着核电荷数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。

（稀有气体元素除外）。

1.原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径；2.最外层电子数相同时，电子层数越多，半径思考：1.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？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。

2. 在1~18号元素原子中半径最小的原子和半径最大的原子分别是什么？3. 比较原子半径的大小（填“>”或“<”）Na Cl，N O ，Li Na【知识点3】元素化合价的周期性变化-1-1定的联系？常见元素化合价的一般规律①1~20号元素中，除了O、F外，元素最高正价=最外层电子数；最高正价+ /最低负价/ = 8②金属元素无负价；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；③氟无正价，氧无最高正价。

高中化学_1.2《元素周期律》教案_新人教版必修2(1)

第二节元素周期律第1课时原子核外电子排布三维目标知识与技能1、以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子排布规律。

2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期变化规律。

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、态度与价值观培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。

教学重点：元素化合价随原子序数的递增的变化规律。

教学难点：原子核外电子排布。

教具准备：实物投影仪、多媒体教学过程：[新课导入]在含多个电子的原子中在含有多个电子的原子里。

有些电子能量较低，在离核较近的区域里运动；有些电子能量较高，在离核较远的区域里运动。

把能量不同的电子的运动区域称为电子层,分别为1、2、3、4、5、6、7。

也可把它们依次叫K、L、M、N、O、P、Q层。

一、原子核外电子的排布1.分层排布：在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布那么，每个电子层最多可以排布多少个电子？根据核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。

2.核外电子排布的三条原则①电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，当能量低的电子层排满后依次进入能量较高的电子层。

②各电子层最多容纳的电子数为2n2 个③最外层电子数不超过8 个（K层不超过 2 个），次外层电子数不超过18 个，倒数第三层电子数不超过32 。

3.元素原子结构的特殊性的粒子（1——18号）（1）最外层电子数为 1 的原子有： H Li Na ；（2）最外层电子数为 2 的原子有： He Be Mg ；（3）最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有： Be Ar ；最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是： C ；最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是： O ；最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是： Ne ；（4）次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有： Li Si ；（5）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有： Li P ；（6）电子层数与最外层电子数相等的原子有： H Be Al ；（7）电子层数是最外层电子数2倍的原子有： Li ；（8）最外层电子数是电子层数2倍的原子有： He C S ；（9）最外层电子数是电子层数3倍的原子是： O ；（10）原子核内无中子的原子 1H ；4.核外电子总数与质子数相等的粒子离子：9个质子的离子：F－、OH－、NH2－11个质子的离子：Na＋、H3O＋、NH4＋17个质子的离子：HS－、Cl－分子：14个质子：N2、CO、C2H216个质子：S、O25.与稀有气体电子层结构相同的粒子【课后作业】1、下列所画原子结构示意图正确的是-------------------------------------------（ D ）A 、B 、C 、D 、2、某元素的核外有三个电子层，其最外层电子数是次外层电子数的一半，则此元素是（ C ）A.SB.CC.SiD.Cl3、已知a X m+和b Y n-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是----------------------（ A ）A. a=b+m+nB. a=b-m+nC. a=b+m-nD. a=b-m-n4、和氖原子有相同的电子层结构的微粒是 -------------------------------------（ C ）A.HeB. K＋C.F－ Cl－5、)(OO168178判断前后两者和关系原子的核外电子数和----------------------（ C ）A.大于B.小于C.等于D.不能肯定6、核外电子排布相同的离子A m+和B n-，两种元素的质子数，前者与后者的关系是 ----（ A ）A．大于 B．小于 C．等于 D．不能肯定7、核外电子层结构相同的一组粒子是-------------------------------------------（ C ）A．Mg2＋、Al3＋、Cl－、Ne B．Na＋、 F－、 S2－、ArC．K＋、 Ca2＋、 S2－、Ar D．Mg2＋、Na＋、Cl－、S2－8、在第n电子层中，当它作为原子的最外电子层时，能容纳的最多电子数与n-1层相同，当它作为原子的次外层时．其电子数比n+1层最多容纳的电子数多10个，则此电子层是（ C ）A．K层 B．L层 C．M层 D．N层9、一种粒子的质子数和电子数与另一种粒子的质子数和电子数相等，则下列关于两种粒子之间的关系说法错误的是-------------------------------------------------------（ D ）A．它们可能是同位素 B．可能是不同分子C．可能是不同的离子 D．可能是一种分子和一种离子10、下列叙述中，正确的是---------------------------------------------------（ D ）A.两种微粒，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同B.凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布C.两原子的核外电子排布相同，则一定属于同种元素D.不存在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子11、号元素中，最外层电子数是次外层电子数二倍的元素是 C ，原子结构示意，能与氧形成的氧化物的化学式 CO 、 CO2。

高中化学1.1.2元素周期律1导学案苏教版必修

原子序数
原子半径的变化
3～9
0.152 nm→nm（大→）
11～17
0.186 nm→nm（大→）
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现的变化
元素的原子半径随着电子层数递增而（填“增大”或“减小”）
电子层数相同的元素的原子半径随着电子数的递增而（填“增大”或“减小”）
合作探究携手共进
结合课本，小组讨论完成。
元素周期律（一）
锁定目标找准方向
备注
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。
自我构建快乐无限
一、温故知新：
原子序数的产生背景：由于目前我们已经发现的元素有一百多种，为了研究方便，人们习惯上对元素进行编号。由于在化学反应中原子核是不会变化的，所以人们按由小到大的顺序进行编号，这种编号称为原子序数。
仔细观察表格寻找规律，之后各小组总结规律
三、小组合作
半径比较的规律：
（1））电子层数）最外层电子数越多，半径越（填“大”或“小”）
（3）金属元素的原子半径（填“大于”或“小于”）其阳离子半径
（4）非金属元素的原子半径（填“大于”或“小于”）其阴离子半径
结合第六页的表1-4和表1-5中的化合价变化填写下表：
A．KB．ClC．NaD．S
5．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__________。

元素周期律导学案 (1)

第二节元素周期律（第2课时元素周期律）编写人: 李苗苗审核人: 高一化学组编号: 2015002班级姓名小组组长教师评价【学习目标】1. 掌握原子半径、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，能说出元素周期律的实质；2．通过实验，培养学生实验技能以及进行科学探究的能力。

【学习重难点】元素周期律的内容和实质【自主学习】阅读教材，完成p14-15中的表格，并回答以下问题：（1）随原子序数的递增，元素原子的核外电子层排布、元素的原子半径和元素的化合价呈现什么样的变化规律？原子序数电子层数最外层电子数原子半径最高或最低化合价1-23-1011-18规律性总结：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径以及化合价均呈现的变化。

【合作探究】阅读教材，根据教材中“1.实验 2.讨论 3.阅读 4.结论”的线索，交流思考得出结论：（1）由1-2得出的结论：Na—Mg—Al与水反应的难易程度由（）（）与酸反应的难易程度由（）（）最高价氧化物对应水化物碱性的强弱（）（）金属性逐渐。

（2）由3得出的结论：Si—P—S—Cl与氢气反应的条件由（）（）生成气态氢化物的稳定性由（）（）最高价氧化物对应水化物的酸性由（）（）非金属性逐渐。

小结：对第三周期元素，按Na —Cl的顺序，金属性逐渐，非金属性逐渐。

总结：同一周期从左到右，金属性逐渐由变非金属性逐渐由变元素周期律：随着的递变而呈周期性的变化，这一规律叫做。

具体地说元素周期律是指：①核外电子的排布；②原子半径；③元素的主要化合价；④元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。

其中是元素周期律的实质，是核外电子排布周期性变化的必然结果。

【当堂检测】1．比较下列性质（填“>”、“<”、“=”）：①半径：N F ②酸性：H2CO3 HNO3 ③碱性：KOH Ca(OH)2④还原性：K Ca ⑤稳定性：H2S H2O ⑥非金属性：O N2.按原子半径增大的顺序排列的一组是（）A、Be、N、FB、Mg、Si、CC、Na、Mg、CaD、Cl、S、P3.下列递变情况中，正确的是：( )A. Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次减少B. Li、Na、K的金属性依次减弱C. C、N、O的原子半径依次减少D. Si、P、S元素的最高正化合价依次降低4. 下图是元素周期表的一部分，若X原子的最外层电子数比次外层的电子数少3，下列说法不正确的是：（）A . X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物的强弱关系：Z>Y>XB. Z的氢化物比X的氢化物稳定C. X、Y、Z各元素的最高价与负价绝对值之和均为8D. 原子半径的大小顺序为：Z>Y>X>WWX Y Z。

1.2.1元素周期律(第一课时教案)

青州三中高一化学导学案编号课型主备教师把关教师使用教师使用班级、时间020104 新授崔斌王文刚高一化学组教学课题 1-1元素周期律（第一课时）教学目标 1．了解元素原子最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，2. 认识元素周期律。

3．在总结原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价周期性变化过程中，培养学生观察、分析、归纳总结能力，初步掌握用事实和数据分析、总结规律、透过现象看本质的科学方法；教学重难点1. 元素周期律2.元素周期律的实质【学习内容】一．元素周期律 1. 原子序数：原子序数与原子中各组成微粒数之间的关系：【交流与研讨】教材P11 元素周期律初探【方法引导】原子序数为横坐标、原子最外层电子数为纵坐标的直方图。

12345678123456789101112131415161718最外层电子数原子序数原子序数和最外层电子数的关系2. 原子核外电子排布（最外层电子数）原子序数电子层数最外层电子数1 ——23 —— 10 11 —— 18【小结】随着原子序数的递增， 3. 周期与周期性：1．周期：每完成一个循环往复的运动（变化过程）所消耗的时间。

2．周期性：周而复始、循环往复的现象。

【方法引导】为了观察原子半径随原子序数变化而变化的情况，分别画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图。

4. 原子半径原子序数电子层数原子半径1 ——23 —— 10 11 —— 18【小结】随着原子序数的递增，。

【小组讨论】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？（3）如何根据粒子结构示意图，判断原子半径和简单离子半径大小？5．影响原子半径大小的主要因素： 1..电子层数：电子层数越多半径越大2. 核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大半径越小3. 核外电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多，半径越大。

高中化学1.2元素周期律(第1课时)教案新人教版必修2

元素周期律
（2）同主族离子半径大小的比较
元素周期表中从上到下，电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大。

（3）同一元素的不同离子的半径大小比较
同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大，高价阳离子半径小于低价离子半径。

【反馈练习】
1．ⅦA族元素单质的沸点( );第三周期元素的最高正化合价( );IA族元素单质熔点( );F-,Na+,Mg2+,Al3+四种离子的离子半径( );同周期短周期元素的原子半径( ).
2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )
A.Cl,S,P
B.N,O,F
C.Al3+,Mg2+,Na+
D.K,Na,Li
3.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是( )
(A)Al3+,Al,Na,K (B)F,Cl,S2- ,S
(C)S2-,Cl - ,K + ,Ca 2+ (D)Mg,Si,P,K
4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a,b,c三种离子半径大小的顺序是( )
A.a>b>c
B.b>a>c
C.c>a>b
D.c>b>a。

1.2元素周期律教案

[投影]
元素的金属性、非金属性强弱判断的方法：
1．单质与水或酸反应置换出氢的难易：金属性越强，其单质越容易从水或酸中置换出氢。
2．最高价氧化物的水化物的碱性：金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性就越强。
非金属性强弱判断方法：
1．单质与氢气化合的难易：非金属性越强，其单质越容易与氢气化合生成气态氢化物，气态氢化物越稳定。
[提示、完善]
[板书]
二、元素原子半径的周期性变化：具有相同的核外电子层数的原子，随着原子序数的递增，核对外层电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。
[设问]
通过刚才的学习我们了解到元素原子的核外电子排布和原子半径都呈现周期性变化，现在我们来看看下面一张表：
通过观察P14科学探究表1中的数据，元素的主要化合价随着元素核电荷数的递增呈现什么样的变化？
[提问]
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。
[总结]
具有相同电子层数的原子，随着元素核电荷数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，呈现周期性变化的规律。
[提问]
为什么随着元素核电荷数的递增，元素的金属性和非金属性会发生周期性的变化呢？
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
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。
难点：元素性质与原子结构的关系。
教具
准备
多媒体课件
课时
安排
5课时
教学过程与教学内容
教学方法、教学手段与学法、学情
第一课时
【引入】大家好，这节课我们进入到新课的学习：

《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。

1、2元素周期律和元素周期导学案

第二节元素周期律和元素周期表导学案学习目标：1．使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。

2．让学生认识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。

3．让学生了解IIA 族、VA 族和过渡金属元素的某些性质和用途。

学习过程：一、元素周期律最外层电子数随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现（）变化。

随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现（）变化。

并且有下列规律：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？（电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小；最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越大。

）原子序数随着原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性变化。

且有以下量的关系:│最高正价│+│负价│=（）元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增，而呈现出周期性的变化。

【达标检测】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________.第2课时二、元素周期表的结构同一周期：（）相同，原子序数递增的元素从左到右为同一周期；同一族：（）相同，原子序数逐渐增大的元素从上到下为同一族。

【概括总结】1周期，共2种元素周期，共8种元素周期 3周期，共8种元素（七个横行） 4周期，共18种元素周期，共18种元素6周期，共32种元素不完全周期 7周期，目前已发现26种元素总结：在第六周期中，从57号镧（La）到71号元素镥（Lu），共15种元素，它们的最外层和次外层电子层结构及元素的化学性质十分相似，这15种元素总称为镧系元素。

高一化学人教版必修二同步精品导学案：元素周期律学案1 Word版

第二节元素周期律第一课时原子核外电子的排布班级：姓名：【学习目标】：1、了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系2、掌握原子核外电子分层排布的规律【学习重难点】：1、了解原子结构，能画出1-20号原子结构示意图2、原子的核外电子排布规律【自主学习】：阅读教材13页第一、二自然段填空：1、电子的能量（1）、原子是由和构成的。

（2）、在多电子原子中，电子的能量（3）、电子能量与运动的区域：电子能量较低→运动区域离核电子能量较高→运动区域离核2、电子层（1）、概念：在含有多个电子的原子里，电子运动的的区域简化为的壳层，称做电子层。

（也称做洋葱式结构，如图1—7）（2）、不同电子层的表示及能量关系：（3）、电子分层排布：电子总是尽可能先从排起，当一层后再填充下一层【合作探究】：分析教材13页表1—2，总结出核外电子分层排布的规律？1、核外电子分层排布的规律（1）、(2)、(3)、2、原子结构示意图：请同学们说出示意图中各部分的含义？3、典例分析：（1）判断下列示意图是否正确？为什么？（2）、根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图？○13Li 11 Na 19K 37Rb 55Cs○29F 17Cl 35Br 53I○32He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe4、离子结构示意图：Mg2+ F-S2-K+探究讨论：（1）、质子数与核外电子数的关系原子：阳离子：阴离子：（2）、在前20号元素中有哪些离子的核外电子排布分别与稀有气体Ne和Ar的核外电子排布相同？与Ne相同：与Ar相同：【课堂演练】：1、下列叙述正确的是：（）A、电子的能量越低，运动区域离核越远B、核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动C、稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子D、当M层是最外层时，最多可排布18个电子2、下列各原子结构示意图中所表示的核外电子排布正确的是：（）3、从某微粒的原子结构示意图反映出：（）A、质子数和中子数B、中子数和电子数C、核电荷数和核外电子层排布的电子数D、质量数和核外电子层排布的电子数4、与OH-具有相同质子数和电子数的微粒是（）A、H2OB、F-C、Na+D、NH35、下列说法肯定错误的是：（）A、某原子K层上只有一个电子B、某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍C、某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍D、某原子的核电荷数与最外层电子数相等6、某元素X的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，则X在元素周期表中位于（）A、第一周期B、第三周期C、IVA族D、VA族7、根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图：8、A、B、C、D、E是五种元素，他们的核外电子排布如下表所示：（1）、属于同一周期的元素是：（填元素符号）（2）、属于同一主族的元素是：（3）、B单质与水反应的化学反应方程式是：（4）、E单质与水反应的化学反应方程式是：教师个人研修总结在新课改的形式下，如何激发教师的教研热情，提升教师的教研能力和学校整体的教研实效，是摆在每一个学校面前的一项重要的“校本工程”。

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。