元素周期律导学案——学生版(定)
元素周期律第二课时导学案
元素周期律第二课时知识目标：1.掌握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规律2.掌握元素周期表和元素周期律的应用，了解周期表中金属元素、非金属元素分区，掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系教学重点与教学难点：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.“位、构、性”的推导知识铺垫：1.随着原子序数的递增，元素原子的呈现周期性变化。
随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。
随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。
2.判断元素金属性强弱的依据：（1）；（2）。
判断元素非金属性强弱的依据：（1）；（2）。
3.钠与水反应的实验现象及方程式：4.Al(OH)3与酸、碱的反应方程式：、自主学习：1.2.相关反应的化学方程式：、、结论：Na、Mg、Al的金属性强弱的顺序是参考资料：/3请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据，比较：氢化物稳定性强弱顺序最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序结论：随着原子序数的递增，11~17号的元素的金属性逐渐，非金属性逐渐4.关系？非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和有什么规律？结论：特殊：氧元素的化合价一般是价，而氟元素正化合价。
元素只有正化合价而无负价。
(2)原子结构与元素在周期表中的位置的关系电子层数= 最外层电子数=5.元素周期表和元素周期律的应用：（1）在元素周期表中：同周期的元素从左至右，元素的金属性，元素的非金属性；同主族的元素从上至下，元素的金属性，非金属性。
在周期表的最右面一纵行是；金属元素与非金属元素之间没有严格的界限，位于金属与非金属分界线附近的元素既能，又能。
参考资料：/（2）指导新元素的发现及预测他们的原子结构和性质。
（3）寻找所需物质在能找到制造半导体材料，如；在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。
合作交流：请根据学过的碱金属元素(ⅠA)，卤族元素(ⅦA)的性质递变规律思考：(1)哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？(2)哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?互动探究：例1：下列说法中肯定错误的是（）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.某离子的核电荷数与最外层电子数相等例2：R.W.X.Y.Z为原子序数依次增大的同一短周期元素，下列说法一定正确的是（m.n 均为正整数）（）A.若R(OH)m为强碱，则W(OH)m+1也为强碱B.若H n XO m为强酸，则Y是活泼非金属元素C.若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正价为+6D.若X的最高正价为+5，则五种元素都是非金属元素例3 超重元素“稳定岛”的假设预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素208X。
人教版高中化学必修二高一下学期化学1.2《元素周期律》导学案(第2课时).docx
高中化学学习材料1.2《元素周期律》导学案（第2课时）【学习目标】1.知道周期表是元素周期律的具体表现形式；2.通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系；3.知道元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。
【温故知新】1.(回忆、思考)什么是元素周期律？其实质是什么？2.(回忆、思考)以第三周期元素为例分析：位于同一周期的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？3.(回忆、思考)以第IA族、第ⅦA族元素为例分析：位于同一主族的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？【课堂研讨】1.(自学、归纳)阅读教材，独立填充下列两个格表。
⑴认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
⑵同周期、同主族元素性质递变规律性质同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子半径电子层结构失电子能力得电子能力元素的金属性元素的非金属性主要化合价最高价氧化物对应水化物的酸碱性与氢气化合的难易气态氢化物的稳定性2.(自学、思考)什么叫价电子？主族元素的最高正价与元素在周期表的位置、元素的原子结构有什么关系？3.(思考、讨论)认真思考，可以与同学讨论，完成下列有关元素位置、性质的总结：⑴周期表中特殊位置的元素(短周期主族元素)①族序数等于周期数的元素：；②族序数等于周期数2倍的元素：；③族序数等于周期数3倍的元素：；④周期数是族序数2倍的元素：；⑤周期数是族序数3倍的元素：；⑥最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：；⑦除H外，原子半径最小的元素：；⑧原子半径最大的元素：；⑵常见元素及其化合物的特性(短周期元素)①空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：；②地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：；③最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：；④元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：；⑤元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：；⑥元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：；⑶在周期表中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。
【知识学习】高一化学《元素周期律》导学案
高一化学《元素周期律》导学案本资料为woRD文档，请点击下载地址下载全文下载地址课题名称《元素周期律》科目化学年级高一教学时间1课时（45分钟）学习者分析学生已学过碱金属，卤族元素等知识，但学生容易形成机械记忆，要引导学生根据实验探究推出元素性质变化规律。
重在指导分析、推理过程。
培养学生的分析能力、归纳能力、自主学习能力。
不能盲目求快，要以学生理解、掌握为目标。
教学目标一、情感态度与价值观1. 培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
2. 理解量变到质变的规律。
二、过程与方法1. 归纳法、比较法；2. 培养学生的抽象思维能力。
三、知识与技能1. 以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子的排布规律。
2. 掌握元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。
教学重点、难点1.元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。
2. 原子核外电子的排布教学资源（1）每位同学自制一份元素周期表；（2）教师自制的多媒体；（3）上课环境为多媒体大屏幕环境。
教学过程教学活动1（一）复习旧知，学生展示，问题导入1.学生互动：互查同学自制的元素周期表，请几位同学点评存在的问题；2.设置疑问，引发思考：请同学思考元素周期表的结构，碱金属元素、卤族元素性质递变规律。
大屏幕显示周期表结构，请学生依次回答问题。
3.引入课题：元素周期律。
同主族元素性质有相识性和递变性，同周期元素呢？大家知道元素性质与原子结构有密切关系，主要与原子核外电子的排布有关。
原子是由原子核和核外电子构成的，电子围绕着核做高速运动，如何研究微观粒子——电子的复杂运动呢、人们提出以下观点。
教学活动2（二）模型展示，合作探究1.多媒体播放：电子层模型示意图。
采用观察、体会、思考、讨论交流的方式提出探究性问题1)问题一：观察这个示意图，它代表了怎么样的含义？2）问题二：电子在各层能量高低顺序是什么？与离核远近有什么联系？3）问题三：核外电子分层排布时电子是如何进入各电子层的呢？请同学们认真观察表1—2，结合初中有关知识及碱金属、卤族的原子结构示意图，努力找出其排布规律。
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。
(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
元素周期律导学案学案导学目标：1.了解元素周期律的历史背景和发展过程；2.掌握元素周期表的组织结构和常见元素的分布规律；3.理解元素周期表中原子序数、元素符号、元素名称和相对原子质量的含义；4.能够应用元素周期律解决相关问题。
导学内容：一、元素周期律的历史背景和发展过程1.元素周期律的提出和发展过程2.门捷列夫周期律和近代元素周期律的差异二、元素周期表的组织结构和常见元素的分布规律1.元素周期表的构成和组织结构2.元素周期表中周期和族的概念3.元素在周期表中的位置与其原子结构和性质的关系三、元素周期表中的元素信息1.元素周期表中的元素符号、名称、原子序数和相对原子质量2.元素周期表中常见元素的分类特点和应用四、元素周期律的应用1.通过元素周期律预测新元素的性质和存在性2.通过元素周期律解释元素之间的周期性变化规律3.通过元素周期律解释化学反应中元素的反应性差异4.通过元素周期律解释元素化合价和化合物的性质导学导引：首先，我们先来回顾一下元素周期律的历史背景和发展过程。
在19世纪初，科学家们已经发现了很多种元素，并试图将它们分类和归纳。
1828年，德国化学家门捷列夫将当时已知的60种元素按照质量和化学性质进行了分类，并提出了“三原则”：质量排列原则、周期性规律原则和相似性原则。
这是元素周期律最早的雏形。
之后，门捷列夫的财政问题导致他无法继续研究这一课题，元素周期律的研究一度停滞。
直到1869年，俄国化学家门捷列夫独立发现了周期性规律，并成功地将当时已知的63种元素按照原子质量和化学性质进行了排列。
他提出了现代元素周期律的基本原理，被广泛认为是元素周期律的奠基人。
此后，随着科学技术的进步和新元素的陆续发现，元素周期表不断完善和扩充，成为了现代化学的基础之一元素周期表是按照元素的原子序数（即核电荷数）和化学性质进行排列的表格。
现代元素周期表由7个周期和18个族组成，元素按照原子序数递增的顺序排列，相邻族之间有着相似的化学性质。
元素周期律导学案
元素周期律导学案-CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN课题：《元素周期律（1）》[使用说明及学法指导]1.、请同学们认真阅读课本，划出重要知识，规范完成课前预习案并记熟基础知识，用红笔做好疑难标记。
2、将预习中不能解决的问题标识出来，并填写到后面“我的疑问”处。
3、限时30分钟，独立完成。
[学习目标]1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价变化的规律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必然结果，从而理解元素周期律的实质[重点、难点]重点难点：原子的核外电子排布变化的规律；原子半径变化的规律课前预习案一、教材助读（具体要求：①通读教材，规范、准确、简介标注出下列知识并做好必要的整理。
②用红笔标注不明白的问题或提出你的疑问；③记住最基本原理。
20分钟）【课前预习】1 、金属单质与水或酸反应（非氧化性酸）置换出氢气越容易（反应的程度越剧烈），表明元素的金属性，金属最高价氧化物对应水化物的碱性越强，表明元素金属性。
2、非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明元素非金属性。
3、原子是由和构成的。
在含有多个电子的原子里，电子的能量是，电子分别在不同的区域内运动。
我们通常把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作，分别用n=1，2，3，4，5，6，7或用电子层符号来表示从内到外的电子层。
4、电子层与能量的关系电子总是尽可能先从排起，当一层后再填充下一层。
二、我的疑问（写下预习中未能解决的问题和疑惑，准备课堂上与老师和同学探究解决）课堂探究案探究一、原子核外电子的排布规律导引问题 1,原子核外电子排布有哪些规律?2,如何表示出原子或简单离子的核外电子排布情况？【练习】1、判断下列示意图是否正确为什么22、画出下列原子的原子结构示意图Li Na和Na+ F和F- Cl和Cl- Ne Ar结合上面所画原子结构示意图，分析元素的化学性质主要决定于什么有何规律探究二同周期元素性质的变化规律1 [科学探究]阅读教材14页表格1,思考并讨论:随着原子序数的递增,元素的核外电子排布,元素的原子半径和元素的化合价呈现什么规律性的变化?原子序数电子层数最外层电子数原子半径的变化（稀有气体除外）最高或最低化合价变化1--211→2-------+1→→03--1011--18结论随着原子序数的递增，原子的核外电子排布呈现的变化；随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现的变化；2根据判断元素金属性、非金属性强弱的依据我们可以用哪些实验或物质的性质来判断第三周期元素的性质变化规律结论：随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现的变化。
元素周期律导学案
【重点难点】
重点：原子半径、元素主要化合价、金属性、非金属性递变规律。
难点：金属性、非金属性的比较及应用。
【导学流程】
一．基础感知
（一）结合课本14-15页科学探究，完成下列问题：
1、同主族元素：从上到下，最外层电子数_____，电子层数_____，原子半径______，金属性，非金属性。
元素周期律
班级姓名小组.
【学习目标】
1.结合课本14-15页科学探究，正确书写1-18号元素的符号、原子结构示意图，并准确归纳同周期最外层电子数、原子半径、主要化合价的递变规律。
2.结合最外层电子数与化合价的关系及教师讲解，准确归纳最高正价和最低负价的关系。
3.结合课本15-16页科学探究，正确说出同周期元素金属性和非金属性的Si、P、S、Cl。
最高价氧化物：N、P。
最高价氧化物对应的水化物：N、P。
类比S的化合物的书写方式，Se的氢化物，最高价氧化物对应的水化物。
（三）元素周期律：元素的性质随着的递增而呈周期性的变化。
思考2：元素性质呈周期性变化的原因？
2、同周期元素：从左到右，相同，最外层电子数，原子半径。
3、主要化合价：第二周期（3-9号元素）最高正化合价、最低负化合价如何递变？
与第三周期的有何不同？
最高正价和最低负价与最外层电子数的关系？
思考1：某短周期元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则这种元素是什么？
（二）结合课本15-16页科学探究，完成下列问题：
4、小结1：Na、Mg、Al与H2O(或H+)反应的剧烈程度、最高价氧化物对应水化物的碱性递变规律如何？
小结2：Si、P、S、Cl与H2反应的条件、反应的剧烈程度、生成氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物(也叫最高价含氧酸)的酸性强弱的递变规律如何？
《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
第一章第二节元素周期律第二课时元素周期律【使用说明及学法指导】1．请同学们利用课余时间．．．．．．认真阅读下面的【学习目标】、【学习重点】掌握本节课学习要点；2．请同学们利用课余时间．．．．．．认真阅读课本14~16页，划出重要的知识，规范完成导学案中的【基础知识】、〖例题〗、[课堂练习]，并熟记基础知识；限时15分钟。
【学习目标】1．了解元素原子结构的周期性变化。
2．了解元素性质的周期性变化。
3．理解元素周期律的内容及实质。
4．形成结构决定性质的科学思想。
【学习重点】元素周期律的内容及实质【基础知识】一、原子结构及元素性质的周期性变化完成课本第14-15页科学探究的第一个表格后，接下来思考并讨论，完成第二个表格。
结论：在同一周期中，随着原子序数的递增（即从左到右），1.元素原子的最外层电子排布呈现从___到____的周期性变化。
2.元素原子半径呈现由____到_____的周期性变化。
3.元素的最高正价呈现_______________（O、F除外）、最低负价____________的周期性变化。
〖例题1〗原子序数小于18的某元素X，其原子的电子层数为n，最外层电子数为2n+1，原子核内质子数是2n2-1。
下列有关元素X的说法中不正确的是A.元素X能形成化学式为X(OH)3的碱B. 元素X可能形成化学式KXO3的含氧酸钾盐C. X原子的最外层电子数和核电荷数肯定为奇数D. X的最高正价可为+5或+7〖例题2〗A、B均是原子序数为1-18的元素中的一种，已知A的原子序数为n，A2+比B2-少8个电子，则B的原子序数是A.n+4B.n+6C.n+8D.n+10二、元素金属性与非金属性的周期性变化1.钠、镁、铝金属性强弱的比较（1）完成课本15、16页科学探究的实验，并将实验现象记录下来，写出反应的化学方程式。
（2）结论：①钠、镁、铝置换出水（或酸）中的氢，由易到难的顺序是_____________。
《元素周期律》导学案4.doc
《元素周期律》导学案第1课时课前预习学案一、预习目标了解原子结构和原子表示方法。
二、预习内容：⑴原子是由居于____________ 的带____________ 的 ___________ 和__________ 带 _________ 的 _________ 构成的。
⑵原子核是由帯_____________ 的__________ 和______________ 的________ 构成的。
—⑶原子符号“z“”中，z表示_____________ , A表示___________ ,核内中子数用________ 表示。
(4)写出1・20号原子结构示意图课内探究学案一、学习目标：知识目标：1、知道元素原子核外电子排布规律；2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。
能力目标：提高学生们归纳整理的能力。
情感、态度、价值观目标：学会总结，学会概括，体会结构决定性质的理念。
学习重点难点：重点：元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。
难点：知道元素原子核外电子排布规律。
二、学习过程：探究一：核外电子排布规律(1)各电子层最多容纳_______ 个电子；(2)最外层电子数不超过—个电子(K层为最外层吋不超过__________ 个)；(3)次外层电子数不超过_______ 个电子；(4)核外电子总是尽先排布在能量 ______________ 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步 _____ 的电子层。
分组讨论：1、写出1至20号元素的原子结构示意图.2、总结1至18号原子结构的特殊性。
(1 )原子中无中子的原子：(2)最外层有1个电子的元素：(3)最外层有2个电子的元素：(4)最外层等于次外层电子数的元素：(5 )最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：(6)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：(7)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：※❻)制原子电子层结构相同的阳离子是：与弑原子电子层结构相同的阴离子是：分子：阳离子：阴离子：探究二、元素的原子结构和主要化合价及原子半径的变化规律(I )半径讨论:(1)第二周期元素从左到右半径变化规律是什么？第三周期呢？为什么？(2)比较O2・与O半径大小？Ca 2+与Ca原子半径大小？(3)比较02■与Na+半径大小？总结:简单微粒半径的比较方法：(II)化合价价电子——1、主族元素的最高正化合价二________________2、非金属最高正价+|负化合价|二_______(注：副族和第VIII族化合价较复杂)三、反思总结：四、当堂检测1、原子序数从11依次增加到17,下列递变关系中，错误的是（）A.电子层数逐渐增多B.原子半径逐渐增大C.最高正化合价数值逐渐增大D.从Si到C1,最低负化合价从・4到2、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是（）A、Li NaKB、Ba2+ Ca2+ Mg2+C、Ca2+ K+ Cl-D、NOF3、下列元素原子半径最大的是（）A、LiB、FC、NaD、Cl4、按原子半径增大的顺序排列的一组是（）A、Be、N、FB、Mg> Si> CC、N“、Mg、CaD、Cl、S、P5、元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是（）A.XY2B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y6、A、B两种原子，A原子M层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰好是A 原子L层的两倍，则A元素是（）A.OB.SiC.CD.Mg7、元素性质呈周期性变化的决定因素是（）A.元素原子半径大小呈周期性变化B.元素原子量依次递增C.元素原子最外层电子排布呈周期性变化D.元素的最高正化合价呈周期性变化8、aXn■和bYm+两种简单离子，其电子层结构相同，下列关系式或化学式正确（）A、a - n = b + mB、a + m = b - nC、氧化物为YOmD、蛍化物为HnX或XHn9、已知元素X能形成H2X和XO2化合物，则X的最外层电子数为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化学式为______________ L10、_______________________________ 原子序数为34的元素位于___ 周期，族，属于类单质；原子序数为56的元素位于___________ 周期， _______ 族，属于________ 类单质。
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。
元素周期律导学案
元素周期律导学案【学习目标】1、原子半径呈现出的周期性变化规律2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；3、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律。
一、元素原子结构的周期性变化回顾上一节课的教学内容完成下列内容1．元素原子半径的周期性变化12．元素金属性和非金属性的周期性变化(1)钠、镁、铝金属性强弱的比较【变化规律】钠、镁、铝与水(或酸)反应的剧烈程度逐渐____，置换出氢越来越____；最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐________，因此元素的金属性逐渐________。
(2)Si、P、S、Cl 4种非金属元素的性质比较：(3)同周期元素金属性、非金属性强弱的变化规律3.元素周期律：定义拓展训练：1．1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：（）A、Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子B、Na能与冷水反应，而Mg不能C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来2．2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：（）A、Cl2比S易与H2化合B、HCl比H2S稳定C、酸性HCl ＞H2SD、Cl的最高正价为+7，S的最高正价为+6 3．根据元素的单质和化合物的性质，判断元素非金属性强弱的依据一般是()A．元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱B．元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱C．元素的单质跟酸反应置换出氢的难易D．元素的单质跟氢气生成气态氢化物的沸点高低4．下列关于元素周期律的叙述正确的是()A．随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化C．随元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现D．元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化5．下列各组元素中，按最高正化合价递增顺序排列的是()A．C、N、F B．Na、Mg、AlC．F、Cl、Br D．Cl、S、P6. 下列各组元素性质递变情况错误的是()A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高C．N、P、F原子半径依次增大D．Na、K、Rb的金属性依次增强。
第一章 第一节《元素周期律》导学案
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 2n2
4、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，_____________________________________________。
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】
根据下列原子结构示意图回答(用编号回答)：
①②③④
⑴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】原子核外电子的排布
1、电子的特征：
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？
2.表示方法
电子层(n)
1
2
3
4
5
6
7
对应符号
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。
3、微粒半径及大小的比较。
【重点难点】
元素周期律导学案
4）结合P14下面小字，思考为什么没有列出稀有气体的半径？
5）从原子结构示意图可以看出：主族元素最高正价=_________；
︳最高正价︳+︳最低负价︳=__________；完成P15第二个表格。
2.请同学们结合P16科学探究实验1、2、3完成下列内容：
【重点难点】
重点：元素周期律的实质，元素金属性、非金属性强弱的判断方法；
难点：金属性、非金属性强弱的比较。
【导学流程】
1、基础感知
1.请同学们结合P14-15科学探究表1完成以下内容：
1）同主族元素从上到下，最外层电子数_____，半径______；
2）同周期元素从左到右，_____相同，最外层电子数_______，原子半径逐渐_______。
元素周期律（第一课时）
班级：姓名：小组：。
【学习目标】
1.学生通过对课本的学习，能说出1~18号元素主要化合价、原子半径的变化及规律。
2.学生通过对元素金属性、非金属性判断的回忆，能正确比较最高价氧化物水化物的酸碱性。
3.学生通过教师讲解,能熟练的判断同主族、同周期的元素金属Байду номын сангаас和非金属性强弱。
4.学生通过对周期律内容的学习，能熟练背诵周期律的定义、实质与以及内容。
1）完成P15-16表格内容。
2）勾画元素周期律的定义
3）结合14页内容思考元素周期律包括哪些内容？元素性质周期性变化的原因？
2024-2025学年初中化学九年级上册(人教版)第2课时元素周期表(导学案)
第2课时元素周期表课题元素周期表课型新授课素养目标1.初步认识元素周期表，知道它是学习和研究化学的工具，能根据原子序数，在元素周期表中找到指定元素和有关该元素的一些其他信息。
2.通过展示元素周期表，让学生进一步了解元素的有关知识，并能根据原子序数在元素周期表中找到指定元素和有关该元素的一些其他的信息。
3.使学生感受到元素在人类发展中的重要作用，感受到化学学科的实践价值。
教学重点元素周期表的认识。
教学难点利用元素周期表查取一些简单信息。
课前预习1.元素周期表共有7个横行，18个纵行，每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族（8、9、10三个纵列共同组成一个族）。
2.元素周期表按元素原子核电荷数递增的顺序给元素编的序号，叫作原子序数。
元素的原子序数与原子的核电荷数在数值上相同。
新课导入超市中的商品成千上万种，为了便于顾客选购，必须将商品分门别类、有序地摆放。
同样组成物质的一百多种元素，为了便于研究元素的性质和用途，也需将它们按其内在规律排列。
那么这一百多种元素是按怎样的规律排列的呢？进行新课知识点一、元素周期表［简介］许多化学家致力于元素周期表的创作，尤其是俄国化学家门捷列夫。
他在前人工作的基础上，提出了独到的见解，为元素周期表的完成作出了巨大的贡献。
我们现在就来学习有关元素周期表的知识。
［提问］元素周期表中每一格所含有的信息有哪些？［回答］在元素周期表中，每一种元素均占据一格。
对于每一格，均包含元素的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量等内容。
备课笔记课堂拓展：随着原子序数的递增，原子最外层上的电子数由1递增到8（或2），达到稀有气体原子的相对稳定结构，然后又重新出现原子最外层电子数从1递增到8的变化规律，这种呈规律性的变化就是“元素周期表”名称的来源。
进行新课［提问］关于核电荷数我们学过什么等量关系？［回答］核电荷数=核内质子数=核外电子数［分析］原子序数和核电荷数在数值上相等，所以我们可将以上等量关系拓展为如下等量关系：原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数［提问］在元素周期表中有几个横行和纵行，分别叫什么？［回答］元素周期表每一横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一族。
元素周期律导学案——学生版(定)
第二节 元素周期律班级： 姓名：1． 元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系①同一主族，从上到下，原子半径逐渐________，元素的原子失电子能力逐渐________， 得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________，非金属性逐渐________。
②同一周期，从左向右，原子半径逐渐________，最外层电子数逐渐________，元素的 原子失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________，非金属性逐渐________；单质氧化性逐渐 ，对应阴离子还原性逐渐 ， 与H 2化合程度逐渐 ， 气态氢化物稳定性逐渐 ，最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性逐渐 ，单质还原性逐渐 ，对应金属阴离子氧化性逐渐 ，与水（酸）反应置换出H 2的程度逐渐 ，最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性逐渐 。
2、元素化合价与元素在周期表中的位置关系 （1）主族元素的最高正化合价= = ； （2）非金属元素的化合价 最高正价等于原子所能够失去或偏移的 ； 最低负价等于它达到 稳定结构所需要得到的电子数。
最高正价与最低负价的绝对值之和等于 。
3、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）、微粒半径大小的比较电子层数越多，半径越 ；电子层数相同，核电荷数越多，半径 ； 电子层数和核电荷数都相同，核外电子数越多，半径越 。
非金属性逐渐金属性逐渐金属性逐渐单质还原性逐渐，对应金属阴离子氧化性逐渐与水（酸）反应置换出H 2的程度逐渐最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性逐渐。
酸性逐渐最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）气态氢化物稳定性逐渐与H 2化合程度逐渐 ， 对应阴离子还原性逐渐 ， 单质氧化性逐渐非金属性逐渐。
《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。
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第二节元素周期律
【学习目标】
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．了解原子结构与元素性质之间的关系。
3．对比学习同族和同周期的递变规律及差异，理解“位构性”的关系。
一、元素原子结构的周期性变化（科学探究1）
1．钠、镁、铝金属性强弱的比较
[知识回忆]如何判断金属性、非金属性的强弱
[实验探究分组实验]
利用你所知道的知识以及提供的实验仪器，设计实验证明镁铝的金属性质的强弱，记录实验现象，结合前面所学钠的实验综合对比得出结论。
观察并记录实验现象以及发生的反应方程式
；
有出现不能分析的现象吗，如果有，请记录；
分析实验现象，你得到的结论为。
2．硅、磷、硫、氯的性质的比较
根据所学知识，分析填写上表后，你能得出什么结论
三、元素周期律
1．通过对11-17号元素性质的分析，你能得出什么结论?
2．通过对11-17号元素性质的分析，其性质差异的本质原因是什么？
四、归纳对比
1． 元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 ①同一主族，从上到下，原子半径逐渐________，元素的原子失电子能力逐渐________， 得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________，非金属性逐渐________。
②同一周期，从左向右，原子半径逐渐________，最外层电子数逐渐________，元素的 原子失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________， 非金属性逐渐________；
五、课堂练习
1．比较下列性质（填“>”、 “<” 、“=”）：
①半径：N F ②酸性：H 2CO 3 HNO 3 ③ 碱性：KOH Ca(OH)2 ④还原性：K Ca ⑤稳定性：H 2S H 2O ⑥非金属性：O N 2．下列各组中化合物的性质比较，不正确的是 ( ) A.酸性：HClO 4 >HBrO 4 >HIO 4 B. 碱性：NaOH >Mg(OH)2 >Al(OH)3 B.稳定性：PH 3 >H 2S >HCl D. 非金属性：F >O>S
3.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．X 元素最高价氧化对应水化物为H 3XO 4 ，则它对应的气态氢化物为（ ）
A. HX
B. H 2X
C.XH 4
D. XH 3 5.原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是 （ ）
A ．电子层数逐渐增多
B ．原子半径逐渐增大
C ．最高正化合价数值逐渐增大
D ．从Si 到Cl ，最低负化合价从-4到-1 6．下列关于元素周期表和元素周期律的叙述正确的是( ) A ．元素的性质随着相对原子质量的递增，呈周期性的变化 B ．周期表中，元素族序数都等于该族元素原子的最外层电子数 C ．第三周期中，随着核电荷数的递增，元素的金属性逐渐增强
D ．随核电荷数的递增，ⅦA 族元素的单质熔、沸点升高，碱金属元素单质熔、沸点降低 7．镭是元素周期表中第七周期ⅡA 族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是( )
A ．在化合物中显＋2价
B ．单质能与水反应置换出H 2
C ．氢氧化物呈两性
D ．碳酸盐难溶于水
金属性逐渐
金
属
性
逐渐
非金属性逐渐。