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
《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。
《元素周期律》 导学案
《元素周期律》导学案一、学习目标1、了解元素周期律的概念和本质。
2、掌握元素周期表的结构，包括周期、族的划分。
3、理解元素性质（原子半径、化合价、金属性和非金属性等）随原子序数递增的周期性变化规律。
4、学会运用元素周期律和周期表解决实际问题。
二、知识回顾1、原子结构原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子组成。
质子数决定元素的种类，质子数和中子数共同决定原子的质量数。
核外电子分层排布，遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
2、元素的概念具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。
三、元素周期律的概念元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律，叫做元素周期律。
四、元素周期表的结构1、周期周期的定义：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。
周期的分类：短周期（第 1、2、3 周期）和长周期（第 4、5、6、7 周期）。
周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。
2、族族的定义：不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行称为族。
族的分类：主族（A 族）、副族（B 族）、第Ⅷ族和 0 族。
主族的序数等于该族元素原子的最外层电子数。
3、元素周期表中的分区金属元素区：位于元素周期表的左下方，包括 IA、IIA 族和过渡元素。
非金属元素区：位于元素周期表的右上方，包括IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA 族和 0 族。
分界线：沿着硼、硅、砷、碲、砹和铝、锗、锑、钋的交界处画一条斜线，即为金属元素和非金属元素的分界线。
五、元素性质的周期性变化规律1、原子半径同周期元素，从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。
原因是同周期元素电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，导致原子半径逐渐减小。
同主族元素，从上到下原子半径逐渐增大。
原因是同主族元素电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引力逐渐减弱，导致原子半径逐渐增大。
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。
《元素周期律》导学案2.docx
《元素周期律》导学案1.2. 1原子核外电子的排布【本课时学习目标（导）】1.了解原子核外电子的排布。
2.知道核外电子能量高低与分层排布的关系。
3.能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。
【自主思考（思）】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。
我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作 _____________ O2.不同电子层的表示及能量关系【小组合作学习（议、展）】1•完成下列表格观察分析上表，讨论元素原子核外电子排布的规律特点有哪些?2.原子结构示意图的表示方法（以Na为例）3.离子结构示意图（1）当主族屮的金属元素原子 ___________ 变为离子时，电子层数____________ 一层，形成与上一周期的稀有气体原子相同的电子层结构（电子层数相同，每层上所排的电子数也相同）。
如（2）非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和的稀有气体【老师讲解（评）】1.原子核外电子排布规律（1）核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由内向外，依次排布在能量更高的电子层。
（2）每层最多容纳的电子数为2n2 （n代表电子层数）；（3）原子最外层电子数不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个），次外层电子数不能超过18个，倒数第三层电子数不能超过32个。
2.根据核外电子排布的规律，能划出1—20号原子或离子结构示意图。
3.熟记常见的10电子粒子、18电子粒子。
【课堂训练（检）】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（）3.有下列简单离子：①Na+、②Mg2+.③S2-、④Cl-、⑤K+、⑥F-（1）______________________________________ 与Ne电子层结构相同的是；（2）______________________________________ 与Ar电子层结构相同的是 ;（3）________________________________________________ 画出下列离子的结构示意图：②、③ ____________________________________________ 、⑤________________ 、⑥_____________________ 0【课后练习（练）】1.某原子核外共有n个电子层（n>3）,则（n-1）层最多容纳的电子数为（）A.8B. 18C. 32D. 2（n~ 1）22.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3.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. 3B. 7C. 8D. 104.甲、乙两种微粒都只含有一个原子核，且核内具有相同数目的质子，这两种微粒一定是（）A•同种原子B.同种元素C.互为同位素D.具有相同的核外电子排布5.有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a,且A3-与Bn+的电子排布完全相同，则元素B的核电荷数为（）A. a~n~3B. a+n+3C. a+n-3D. a~n+36.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7.两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1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8.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（）9•通常情况下，微粒A和B为分子，C和E为阳离子，D为阴离子，它们都含有10个电子；B溶于A后所得的物质可电离出C和D； A、B、E三种微粒反应后可得C和一种白色沉淀。
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。
(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】2、下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒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：丨最高正价丨+ I 负价丨= _______________ 。
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电子的排布，特别是个（只有1层的不超过 _个）。
元素的性质与原子核外 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 原子容厂 （填“得”或“失”r 电子。
【学习过程】、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电子层（n）1234567对应符号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。
__________ 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：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、元素周期律填写教材P14〜15表格，然后思考与交流如下问题: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； ③ O F 无正价。
元素周期律的教案11篇
元素周期律的教案11篇元素周期律的教案【篇1】1．使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律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结果，从而理解元素周期律的实质。
通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力结合元素周期律的学习，使学生初步掌握从大量的事实和资料中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
原子半径变化的规律，元素周期律的实质。
放映钟表，时间的周期性变化，的flash.四季的轮回，年复一年，日复一日，这些描述时间的词语，都体现了时间变化的一个典型的特点――周期性，这节课，我们将通过元素周期律的学习来研究元素性质的变化特点，总结其规律。
为了更方便的研究元素的性质的变化规律，我们引入原子序数的概念按照核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
请同学们对照，自己写得对不对。
今天要讲的是元素性质的递变规律，我问什么要大家写原子结构是意图呢？这二者有什么关系呢？结构决定了元素的性质。
所以要研究性质必须先研究结构。
很好，说得全面。
就构决定性质！那么，现在为了研究元素的性质，我们一起来找找看元素的结构随着原子序数的增加有什么变化。
请同学们观察你们手中的原子结构够示意图，总结其变化规律。
随着原子序数的增加，电子层数每隔一定数目就增加一层，最外层电子数则呈周期性变化。
【指导阅读】元素的性质随核电荷数的递增有什么变化呢？请同学们阅读课文中表5-3关于原子半径的数据，参考书上130页底端的小字注解，归纳原子半径的变化规律。
原子半径为什么呈周期性变化呢？从原子结构角度来讲，半径受哪些因素影响呢？请同学们分析影响原子半径的因素，大家说的三种因素都起作用，但有主次关系。
通常，电子层数越多，原子半径越大；当电子层数相同时，随核电荷数的递增，在后两种影响结果相反的因素当中，核吸引电子的影响是主要的，因此，当电子层数相同时，原子半径减小。
元素周期表导学案(超好)
第一节元素周期表 第一课时一．回顾基础知识1． 我会写1至20号元素符号：2、写出下列元素的元素符号：铁 锌 溴 碘 锰 钡 银 汞 铂 金3、写出下列单质的化学式：（1）常温下为气态的非金属单质：氢气 氧气 氮气 氯气（2）常温下为固态的非金属单质：碳 硅 硫 磷（3）稀有气体单质：氦气 氖气 氩气（4）金属单质：钠 镁 铝 铁 铜二、元素周期的编排原则：（1）按 递增顺序从左到右排列（2）将 相同的元素排成一横行，共有 个横行（3）把 相同的元素按 递增顺序从上到下排成一纵列，共有 列。
三、元素周期表的结构七个周期分长短，三短三长一不全。
十八纵行十六族，七主七副八和零。
1、族的序数一般用罗马数字来 表示，零族的序数记为2、填写下列元素在周期表中的位置： C O Na Cl Ar S Al Si3、指明下列原子序数的元素在周期表中的位置4号 9号 16号 18号4、填写原子结构与元素周期表的关系原子序数== === ====周期序数== 主族族序数==5、各周期包括的元素种类及最后的元素的原子序数第 周期元素种类最多，第3列元素种类最多，第14列的化合物种类最多（因含碳构成有机物）6、同周期相邻主族元素原子序数可能相差____、____或____。
7、同主族相邻周期的元素的原子序数可能相差____、____、____或____。
8、原子最外层的电子数为2的元素 （填一定或不一定）是第ⅡA 族的元素。
巩固练习1、如果发现第七周期零族元素，则该元素的原子序数是（ ）A. 109B. 118C. 173D. 222 2．主族元素在周期表中的位置取决于该元素原子的A ．相对原子质量和核外电子数B ．电子层数和最外层电子数C ．相对原子质量和最外层电子数D ．电子层数和次外层电子数3.下列不能作为元素周期表中元素排列的顺序的依据是A 、原子的核电荷数B 、原子的核外电子数三 四 五 六 二最后元素的原子序数元素种类 七一 周期序数C 、原子的质子数D 、原子的中子数4.元素周期表前四周期的元素中，同一周期的两种主族元素原子的核外电子数差值不可能为A ．6 B. 8 C. 11 D.165.已知115号元素原子有七个电子层，且最外层有5个电子，试判断115号元素在元素周期表中的位置是 （ ）A ．第七周期第IIIA 族B ．第七周期第VA 族C ． 第七周期第IIIB 族D ．第七周期第VB 族6.若某IIB 族元素原子序数为x ，那么原子序数为x+1的元素位于（ ）A. ⅢB 族B. ⅢA 族C. ⅠB 族D.ⅣA 族7.下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（ ）（A ） （B ） （C ） （D ）8。
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？
高中化学《元素周期律》导学案+课时作业
第二课时元素周期律[学习目标] 1.知道元素原子结构的周期性变化。
2.能够以第3周期元素为例，说明同周期元素性质的递变情况。
3.在理解元素周期律的内容和实质的基础上，形成结构决定性质的学科思想。
知识点元素原子最外层电子数和原子半径的周期性变化[学生预习区]1．1～18号元素原子最外层电子数的变化规律由图可得，随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现□01周期性变化，除H、He元素外，最外电子层上的电子数重复出现□02从1递增到8的变化。
2．元素原子半径的变化规律从3→9,11→17的元素中，随着原子序数的递增，元素的原子半径(除稀有气体元素外)呈现□03周期性的变化。
1．C、Al在元素周期表中的位置如图所示。
试比较两元素原子半径的大小？提示：r(Al)>r(C)。
[教师点拨区]粒子半径大小的比较1．先看电子层数，电子层数多的半径就大，如：r Na>r Li。
2．当电子层数相同时看核电荷数，核电荷数大的半径小，如：r Na>r Mg。
3．当电子层数、核电荷数都相同时看电子数，电子数多的半径大，如：r Cl－>r Cl。
[对点即时练]1．下列各元素中原子半径依次增大的是()A．Na、Mg、Al B．N、O、FC．P、Si、Al D．C、Si、P答案 C解析同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，A、B两项错误；C 项三种元素同周期且原子序数逐渐减小，则原子半径依次增大，正确；D中Si 原子半径最大，错误。
2．下列各组粒子中粒子半径由大到小的是()A．O、Cl、S、PB．Al3＋、Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋C．K＋、Mg2＋、Al3＋、H＋D．Li、Na、K、Cs答案 C解析核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋>Al3＋。
知识点元素金属性与非金属性的周期性变化[学生预习区]1．钠、镁、铝金属性强弱的比较(1)Na、Mg与水反应的剧烈程度：□11Na>Mg。
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
《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。
《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。
《元素周期律》 导学案
《元素周期律》导学案一、学习目标1、了解元素周期律的发现历程和重要意义。
2、掌握元素周期律的内容，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。
3、能够运用元素周期律解释和预测元素的性质。
二、学习重难点1、重点（1）元素周期律的内容及实质。
（2）原子半径、元素化合价、金属性和非金属性的周期性变化规律。
2、难点（1）元素性质的周期性变化规律的理解和应用。
（2）通过实验探究和数据分析，归纳总结元素周期律。
三、知识回顾1、原子结构（1）原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子组成。
（2）质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子数。
2、元素（1）具有相同质子数（即核电荷数）的一类原子的总称。
（2）元素的种类由质子数决定。
四、新课导入在化学的世界里，元素众多，它们的性质各异。
但科学家们经过不断的探索和研究，发现这些元素之间存在着一定的规律，这就是元素周期律。
通过学习元素周期律，我们可以更好地理解元素的性质，预测未知元素的性质，为化学研究和应用提供有力的指导。
五、知识讲解1、元素周期律的发现19 世纪 60 年代，化学家们开始对元素的性质进行系统的研究。
门捷列夫在前人工作的基础上，通过对大量元素性质的分析和归纳，编制了第一张元素周期表，揭示了元素之间存在着周期性的变化规律。
2、原子半径的周期性变化（1）原子半径的定义：原子半径是指原子的核外电子在原子核外分布的范围大小。
（2）同周期元素原子半径的变化规律：从左到右，原子半径逐渐减小。
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。
（3）同主族元素原子半径的变化规律：从上到下，原子半径逐渐增大。
原因：同主族元素，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
3、元素化合价的周期性变化（1）化合价的定义：元素的化合价是元素的原子在形成化合物时表现出来的一种性质。
（2）主族元素化合价的变化规律：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（3）化合价周期性变化的原因：元素原子的最外层电子数随着原子序数的递增而呈现周期性变化。
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。
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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+4
B.n+6
C.n+8
D.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_____________。
②钠、镁、铝的氢氧化物的碱性，由强到弱的顺序是_____________。
③钠、镁、铝的金属性，由强到弱的顺序是_________________。
2.硅、磷、硫、氯非金属性强弱的比较
（1）它们的单质，与H2化合时条件由易到难的顺序是_____________________。
（2）最高价氧化物的水化物，酸性由强到弱的顺序是_______________________________。
（3）硅、磷、硫、氯的非金属性，由强到弱的顺序是______________________________。
3.同周期元素性质的递变规律
同一周期内，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐_______，非金属性逐渐_________。
三、元素周期律
1.概念：元素的________随着___________的递增而呈___________的变化。
2.实质：元素性质的周期性变化是元素原子______________________周期性变化的必然
结果。
〖例题3〗下列说法正确的是
A.核电荷数越大，原子半径一定越大
B.电子层数越多的原子，其半径一定比电子层数少的原子的半径大
C.核电荷数大的原子，最外层电子数也多
D.元素原子最外层电子数越多（除稀有气体），显示的化合价不一定越高
〖例题4〗已知某元素R的最高价的含氧酸为H n RO2n-1，则该元素在氢化物中的化合价是
A.3n-6
B.3n-8
C.3n-10
D.3n-12
【知识提升】
具有相同电子层结构的三种微粒A n+、B n-、C，下列分析正确的是
A.原子序数的关系C﹥B﹥A
B.原子核外最外层电子数的关系A﹥B
C.C一定是稀有气体元素的一种原子
D.原子半径的关系是A﹤B
【归纳小结】随着原子序数的递增，元素原子的结构呈现________的变化，元素的性质也呈现_________的变化。
（________决定________）
[课堂练习]
1.下列各组元素性质的递变情况，正确的是
A.Li、B、Be原子最外层电子数依次增多
B.P、S、Cl元素最高正价依次升高
C.B、C、N、O、F的原子半径依次增大
D.Na、Mg、Al的金属性依次增强
2. X+、Y2+、Z-、W2-四种离子均具有相同的电子层结构。
下列关于X、Y、Z、W四种元素的
描述，正确的是
A.原子半径：X﹥Y﹥Z﹥W
B.原子序数：Y﹥X﹥Z﹥W
C.原子最外层电子数：Y﹥X﹥Z﹥W
D.元素X、Y可能与Z、W处于同一周期
3. 下列物质中，阳离子半径与阴离子半径之比最大的是
A.LiI
B.NaBr
C.KCl
D.CsF
4. 甲乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙的阴离子发生置换反应；③
最高价氧化物的水化物的酸性，甲的比乙的强；④与某金属反应时，甲原子得到的电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔沸点比乙的低。
能说明甲比乙的非金属性强的是
A. ④
B. ⑤
C. ①②③
D. ①②③④⑤
【过关检测】
1. 下列叙述能肯定A金属比B金属更活泼的是
A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数多
B.A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C.1mol A从酸中置换出的氢比1mol B从酸中置换出的氢多
D.常温下，A能从冷水中置换出氢，B不能
2. 已知电子层数相同的X、Y、Z三种主族元素，最高价氧化物的水化物的酸性的为：
HZO4﹥H2YO4﹥H3XO4。
下列判断正确的是
A.三种元素的简单阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序增强
B.单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱
C.原子半径按X、Y、Z的顺序减小
D.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱
3. 下列微粒半径大小的顺序正确的是
A.Na+﹤Mg2+﹤Al3+﹤O2-
B.S2-﹥Cl-﹥Na+﹥Al3+
C. Na﹤Mg﹤Al﹤Si
D.Cs﹤Rb﹤K﹤Na
【疑点反馈】（通过本课学习、作业后你还有哪些没有学会的知识，请记录下来）。