高中化学《元素周期律》教案1 苏教版必修2

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江苏省平潮高级中学高中化学集体备课《第一章物质结构元素周期律》第二节元素周期律教案苏教版必修2

1～2 1 1～2 3～10 2 1～8 11～18 3 1～8
-1
教案
［投影小结］元素金属性和非金属性的递变 1
2
3
4
5
6
7ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
族
周期金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强
B Si As Te At Al Ge Sb Po 非金属性逐渐增强Fr F 元素金属性和非金属性的递变
［讲］根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs ）,位于第6周期第ⅠA 族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第ⅦA 族（右上角）。

位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al 、Si 、［小结］元素周期律具有重要的应用和意义。

首先，元素周期表是元素
位、构、性三者之间的关系
原子结构
原子序数＝质子数
周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数最外层电子数原子半径
表中位置同主族—相似性、递变性
同周期—递变性
元素性质
电子得
失难易
金属性与
非金属性
强弱
［点击试题］位置决定性质
某主族元素的原子有四个电子层，它的最外层上有两个电子，下列关于此元素的叙述正确的是
、原子半径比钾的原子半径大
、其氯化物难溶于水。

2021学年高中化学专题五1.1元素周期律2教案苏教版必修1.docx

元素周期律
本节课是化学必修2本单元是本节课学习内容是苏教版高中化学必修1专题5第一单元《元素周期律和元素周期表》的“元素周期律”的教学内容。

在化学必修1专题1第三单元的基础上进一步认识学习元素性质和原子结构的关系，从而认识元素性质周期性变化的规律.。

通过学习“元素周期律是原子结构周期性变化的必然结果”形成“结构决定性质”的认识，加深对元素性质的理解。

1．结合有关数据，运用实验探究等方法认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。

2．认识元素性质的周期性变化是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。

元素周期律
1．幻灯片
2．化学实验
教师活动学生活动
【多媒体展示】门捷列夫与元素周期表
【提问】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。

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?
【提问】请同学分别完成学案表格，根据表格思考讨论原子核外电子排布，发现能有什么规律？观看图片，教材
原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
核电荷数为3～10、11～18的元素，最外电子层填充的电子数都随着核电荷数的逆增，依次从1道增到8，呈现周期性变化。

高一化学必修二：1.2元素周期律+教学设计.docx

《元素周期律》教学设计高级中学孟红霞一. 教学目标（一）知识与技能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的周期性变化；2.掌握元素性质的周期性变化是元素原子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。

（二）过程与方法1.通过元素周期律的推出及应用，初步培养学生抽象归纳能力及演绎归纳能力。

2.在学习中提局自学能力和阅读能力。

（三）情感态度与价值观1.结合元素周期律的学习，是学生树立由量变到质变的以及客观事物本来就是相互联系的和具有内部规律的“辨证唯物主义观点。

”2.从周期律的导出培养学生自然科学的兴趣以及探求知识的，不断进取的优良品质。

3.结合周期律的导出，使学生初步掌握从事实和数据中分析总结规律透过现象看本质等抽象方法。

二. 教学重，难点元素周期律的推出三. 教学过程［引言］同学们，大家说我们生活的这个物质世界是不是特别的丰富多彩呢？的确，我们生活的这个物质世界确实是特别的丰富多彩，变化无穷。

但是大家知不知道这一切是什么组成的呢？［回答］元素！［引导］迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，如果我们能找到它们之间的内在联系和变化规律，对于我们掌握元素化合物的知识以及应用知识解决实际问题都非常有帮助。

那么，元素之间究竟有什么样的内在联系和变化规律呢？这就是我们本节课所要学习的内容。

［板书］第二节元素周期律［回忆］到目前为止，我们已经学过了卤族和碱金属几个元素族的知识，了解到一个族内的元素性质是相似的，而族与族之间元素的性质是不同的，同一族内，如果我们学习了典型元素的性质，就可以通过性质的相似性和递变性推知族内其他元素的性质。

这一切都是从研究元素及其化合物开始的。

［提问］那么，大家觉得研究元素及其化合物应从那里入手呢？［回答］从结构入手。

［评价］很好！结构决定性质。

［教师讲述］人们在长期的生产和科学实践中已经认识到事物变化的根本原因在于事物的内部，因此研究元素间的相互联系极其变化规律也必须从研究原子的结构入手。

高一化学必修2《元素周期律》教学设计

氢化物
［设疑激趣］元素的金属性和非金属性是否也随着原子
序数的递增呈现周期性的变化呢？
［观察思考］
尝试根据元素原子核外电子排布规律及原子半径的递变预测第三周期元素原子失电子能力或得电子能力的相对强弱。
［学生活动］对比分析、相互讨论、归纳整理、得出结论［教师引导］引导学生注意最外层电子数的递变、原子半径的递变。
学情分析:
本节课针对的是高一学生，从认知思维特点上看，该年龄段的学生思维敏捷、活跃，但抽象思维能力薄弱。“元素
周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。所以教师必须设置问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。同时通过原子核外电子排布规律，碱金属、
卤族元素性质的学习，学生已经具备了原子结构与元素性质的相互关系，也初步理解了结构决定性质的化学思想。因此，
加热或磷蒸汽
加热
点燃或光照
气态氢化物的稳定性
SiH4
PH3
H2S
Hl
［学生活动］分组讨论，对比分析非金属与氢气化合的反应条件，生成氢化物的稳定性，及对应最高价氧化物水化物的酸性强弱。
［学生小结］由实验理论分析，我们可以得出：第三周期，非金属元素Si、P、S、I:随着原子序数的递增，氢化物的形成由难到易，生成的氢化物的稳定性逐渐增强。最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强。
［归纳小结］通过上述实验探究我们可以得出的结论：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。
［学生总结］元素周期律
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
［拓展提升］同周期元素，从左到右，随原子序数的递增:
1、从左到右，原子半径逐渐增大；

高一化学苏教版元素周期律教案

高一化学苏教版元素周期律教案本教案将详细介绍高一化学苏教版教材中关于元素周期律的相关知识点，并提供相应的学习活动和讨论问题，以帮助学生更好地理解和掌握该内容。

一. 元素周期律的概念和历史背景（200字）元素周期律是指将元素按一定规律排列的表格。

它是现代化学中最重要的基本概念之一，对于理解元素特性和化学反应具有重要意义。

二. 元素周期律的发展过程（200字）1. 门捷列夫周期律门捷列夫于1869年提出了最早的周期律，他将当时已经发现的63个元素按原子量和性质进行了分类，发现了元素周期性规律。

2. 门捷列夫周期表的不足门捷列夫的周期表存在一些问题，如无法解释周期表中的空位、未能正确地安排同一族元素的顺序等。

3. 梅德莱耶夫周期律梅德莱耶夫在1871年发表的周期律修正了门捷列夫的不足，将元素周期表改进为现代我们所熟知的样子。

三. 元素周期表的结构和特点（200字）1. 元素周期表的结构元素周期表主要由横行（周期）和纵列（族）组成。

横行代表了元素的周期性变化，纵列代表了元素的相似性。

2. 主要特点a. 周期性规律：随着元素原子序数的增加，周期表上的元素性质会发生周期性变化。

b. 同一族元素：同一族中的元素具有相似的化学性质，其价电子数相同。

四. 元素周期律的应用（200字）1. 预测新元素：根据元素周期律的规律，科学家可以预测未被发现的新元素的性质和存在的可能性。

2. 解释元素化合价：根据元素周期律，我们可以推测元素的化合价，并解释某些元素化合价的例外情况。

五. 学习活动和讨论问题（200字）1. 活动一：利用元素周期表找出周期性变化的规律，并给出相应的解释和理论依据。

2. 活动二：比较同一族元素的性质，讨论其相似性和差异性，并解释其原因。

3. 活动三：研究新发现的元素，了解其命名来源和性质，给出对其化学性质的预测。

六. 总结（100字）元素周期律是对元素性质进行分类和描述的重要工具，通过学习元素周期律，我们可以更好地理解元素的特性和化学反应。

必修2化学元素周期表教案5篇

必修2化学元素周期表教案5篇必修2化学元素周期表教案5篇化学元素周期表是依据原子序数从小至大排序的化学元素列表。

列表大体呈长方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素归在同一族中。

由于周期表能够精确地猜测各种元素的特性及其之间的关系，因此它在化学及其他科学范畴中被广泛使用，下面是我为大家整理的必修2化学元素周期表教案5篇，盼望大家能有所收获!必修2化学元素周期表教案1学问与技能：使同学初步把握元素周期表的结构以及周期、族等概念。

过程与方法：通过亲自编排元素周期表培育同学的抽象思维力量和规律思维力量;通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培育同学的分析和推理力量。

通过对元素周期律和元素周期表的关系的熟悉，渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。

情感态度价值观：通过同学亲自编排元素周期表培育同学的求实、严谨和创新的优良品质;提高同学的学习爱好教学方法：通过元素周期表是元素周期律的详细表现形式的教学，进行“抽象和详细”这一科学方法的指导。

教学重难点：同周期、同主族性质的递变规律;元素原子的结构、性质、位置之间的关系。

教学过程：[新课引入]学校我们学过了元素周期律，谁还记得元素周期律是如何叙述的吗?[同学活动]回答元素周期律的内容即：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。

[过渡]对!这样的叙述虽然很概括，但太抽象。

我们知道元素周期律是自然界物质的结构和性质变化的规律。

既然是规律，我们只能去发觉它，应用它，而不能违反它。

但是，我们能否找到一种表现形式，将元素周期律详细化呢?经过多年的探究，人们找到了元素周期表这种好的表现形式。

元素周期表就是元素周期表的详细表现形式，它反映了元素之间的相互联系的规律。

它是人们的设计，所以可以这样设计，也可以那样设计。

历史上原来有“表”的雏形，经过漫长的过程，现在有了比较成熟，得到大家公认的表的形式。

依据不同的用途可以设计不同的周期表，不同的周期表有不同的编排原则，大家可以依据以下原则将前18号元素自己编排一个周期表。

高中化学 1.1.2 元素周期律(1)导学案苏教版必修2(2021年整理)

江苏省徐州市高中化学1.1.2 元素周期律（1）导学案苏教版必修2 编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（江苏省徐州市高中化学1.1.2 元素周期律（1）导学案苏教版必修2）的内容能够给您的工作和学习带来便利。

同时也真诚的希望收到您的建议和反馈，这将是我们进步的源泉，前进的动力。

本文可编辑可修改，如果觉得对您有帮助请收藏以便随时查阅，最后祝您生活愉快业绩进步，以下为江苏省徐州市高中化学1.1.2 元素周期律（1）导学案苏教版必修2的全部内容。

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?= = = 二、观察填表（1）：根据预习，写出核电荷数为1-—-—18 号的元素原子结构示意图,并观察3-—-—10号、11--—--18号原子核外最外层电子排布随原子序数的递增有什么规律性的变化？H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si P S Cl Ar。

（小组预习时讨论：最外层电子排布的变化特点)观察填表（2）（核外电子排布的周期性变化）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1～21→23～101→11～181→结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现变化观察填表（3)根据教材表1--—2填写下列表格。

（原子半径的周期性变化）原子序数原子半径的变化3～90.152 nm→ nm (大→）11~170。

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_________________________ ____________________________________________________________________________。

高中化学专题1 第一单元元素周期律导学案苏教版必

2 元素周期律知识梳理一.元素原子结构的周期性变化(1)电子层数相同(即同周期)时，随原子序数的递增，原子半径逐渐________。

(2)最外层电子数相同(即同主族)时，随电子层数(原子序数)的递增，原子半径逐渐________。

(3)电子层结构相同的不同离子，原子序数越大，离子半径____。

二、元素性质的周期性变化元素的最高正价数值上等于该元素原子的最外层________，随元素原子序数的递增，最外层电子数增多，最高化合价的数值______；最低负价的绝对值与最外层电子数之和等于____，随最外层电子数的增加，最低负价的绝对值______。

第二周期的氧元素和氟元素只有负价没有正价。

2．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[实验探究]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________。

物对应水化物的酸性逐渐______，因此元素的非金属性逐渐________。

(3)同周期元素金属性、非金属性强弱的变化规律同周期元素从左到右，元素的金属性逐渐________，非金属性逐渐________。

对其他周期元素的性质进行研究，也可以得到类似结论，所以元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增呈现__________________。

(4)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________；②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________。

三、元素周期律1．内容：元素的__________随着元素__________________而呈________的变化。

《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。

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。

高中化学必修2【教案】第1章第2节元素周期律

第二节《元素周期律》教学设计第一课时引言]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]电子层模型示意图及原子结构示意图：讲解]原子是由原子核外电子构成的，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。

如果核工业外只有一个电子，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？它们有没有一定规律？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、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。

讲解并板书]1。

电子层的划分电子层 1 2 3 4 n电子层符号 K L M N ……离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2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。

当一层充满后再填充下一层。

那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？思考]下面请大家分析课本13~14页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为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。

学生活动]分析、思索、交流、归纳讲解并板书]2。

核外电子的排布规律（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2 (n表示电子层)（2）最外层电子数不超过8个（K层是最外时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。

（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布，（即排满K层再排L层，排满L层才排M层）。

苏教版高一化学必修二专题一第一单元第三课时元素周期表教案设计

《元素周期表》教学设计一、教学内容分析《元素周期表》是高中化学必修2专题一第一单元内容。

元素周期表是学习化学的基本工具，是高考的高频考点之一，是化学学科的基石。

元素周期表是学生学习了碱金属和卤素两族元素后，对元素周期律有了初步的理性认识的基础上，对元素周期律的一种表现形式的学习。

让学生了解元素周期律，认识元素周期表，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素的性质(即元素周期表是学生学习了碱金属和卤素两族元素后，对元素周期律有了初步位、构、性)的关系，初步学会在元素周期律和元素周期表的指导下探究化学知识的学习方法；对化学1和初中学过的元素化合物知识进行整合；同时体会元素周期律、元素周期表在元素化合物学习中的重要指导作用。

二、教学对象分析学生在初三对1-20号元素的原子结构和元素周期表都有初步了解，但在学习中较多是用机械记忆的方法，对知识的理解不够深刻，易遗忘，解决实际问题的能力较低。

这节课内容又比较枯燥，如何激发学生的学习兴趣，如何引导学生从方法的高度来重新审视这一内容应成为教学设计的关键。

三、教学目标及教学重难点（一）知识与技能使学生初步掌握元素周期表的结构，以及周期、族等概念。

（二）过程与方法通过学生亲自动手编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力；（三）情感、态度与价值观组织开展对问题的探究、讨论和发现规律，进一步培养主动探索、自主学习的习惯（四）教学重点掌握元素周期表的结构、周期，族的概念（五）教学难点理解元素周期表同一周期或族相邻两种元素原子序数之差四、教学方法、过程及整合点（一）用元素周期表作为教学的主题背景，使课堂教学“学不离表，表不离学”，从而突出重点。

（二）将周期表中潜在的规律转化为问题，设疑诱思，步步深入，从而突破学习难点。

五、教学过程六、板书设计一、元素周期表的结构短周期（1-3）2、8、8 周期（7个）长周期（4-6）18、18、32不完全周期（7） 26主族（A）7个副族（B）7个族（16个，18列）VIII族（8、9、10三列）1个0族：1个二、元素结构与位置周期数=电子层数最外层电子数=主族序数七、教学反思为圆满完成教学任务，教师要做好宏观调控，课前指导学生自主学习，熟悉前20号元素的名称、元素符号及原子结构示意简图。

高中化学第二节元素周期律教案苏教版必修2

第二节元素周期律【教学目标】理解元素周期律【教学重点】元素性质的周期性变化【教学过程】〖引入〗元素周期表看起来很有规律，这个表的确是按一定的规律来排的，这个规律就是元素周期律。

〖思考〗质子数和核电荷数有何关系？什么叫原子序数，应如何理解？[讨论]1、能否说：“质子数即核电荷数，也就是原子序数。

”2、观察1—18号元素的原子结构示意图，研究以怎样的排列方式能使其有明显的规律性？这种规律是什么？3、原子序数的递增：（1）原子半径；（2）元素的金属性和非金属性强弱有何规律性变化？4、原子结构的角度来解释元素周期律的实质是什么？一、核外电子排布的周期性变化——最外层电子数由1-8周期性变化二、原子半径的周期性变化——从左到右半径缩小（稀有气体突大）金属性：从左到右逐渐减弱非金属性：从左到右逐渐增强※元素的金属性与非金属性的强弱判断〖活动与探究〗1、钠、镁、铝单质的活动性强弱［按序号依次填为：SiH 4、PH 3、H 2S 、HCl 、Na 2O 、MgO 、Al 2O 3、SiO 2、P 2O 5、SO 3、Cl 2O 7、NaOH 、Mg(OH)2、Al(OH)3、H 4SiO 4、H 3PO 4、H 2SO 4、HClO 4］元素周期律：元素的性质随着元素核电荷数的递增而周期性变化的规律。

元素周期律的实质：原子核外电子的排布呈周期性变化〖总结〗〖课后练习〗一．选择题（每题有1个或者2个选项符合题意）（）1．下列气态氢化物中，最稳定的是：A ．NH 3B ．PH 3C ．CH 4D ．H 2 O（）2．下列离子中，氧化性最强的是：A ．K +B ．Na +C ．Mg 2+D ．Al 3+（）3．M 元素的一个原子量失去两个电子转移到Y 元素的两个原子中，形成离了化合物 R ，下列说法中正确的是：A ．R 一定溶于水、B ．R 的化学式M 2Y 、C ．M 形成+2价阴离子、D ．R 熔点高（）4．A、B两元素的原子，当它们获得两个电子形成稀有气体元素的电子层结构时，A放出的热量大于B放出的热量，由此可知：A．B的氧化性比A的氧化性强 B．A的还原性比B的还原性强C．B2-的还原性比A2-的还原性弱 D．B2-的还原性比A2-的还原性强（）5．不能证明铝的金属性比镁的金属性弱的事实是：A．铝的原子半径比镁的原子半径小；B．镁与强碱不反应，铝与强碱反应C．Al(OH)3能溶于NaOH溶液,而Mg(OH)2不能;D．铝的金属光泽不如镁明显（）6．同一同期的X、Y、Z三种主族元素，已知其最高价氧化物对应水化物的化学式分别为H2XO3、H3YO4、H2ZO4，下列说法正确的是：A．气态氢化物和稳定性：XH4>YH3>H2Z;B．元素非金属性强弱关系:X>Y>ZC．最高价氧化物对应水化物酸性:H2XO3>H3YO4>H2ZO4D．原子半径:X>Y>Z（）7．碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是A．NaOH B．Al(OH)3C．Ca(OH)2D．RbOH（）8．右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是A．常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同C．W的氢化物的沸点比X的氢化物的沸点高D．Y元素的非金属性比W元素的非金属性强（）9．还原性随核电荷数的增加而增强的是A．Na、Mg、Al B．Li、Na、KC．I－、Br－、Cl－D．P3－、S2－、Cl（）10．下列递变规律不正确的是A．Na．Mg、Al还原性依次减弱B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强C．C、N、O原子半径依次增大D．P、S、Cl最高正价依次升高（）11．砷（As）为第4周期第ⅤA族元素，根据它在元素周期表中的位置推测，砷不可能具有的性质是A．砷在通常情况下是固体B．可以存在-3、+3、+5等多种化合价C．As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱D．砷的还原性比磷弱（）12．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B＞A，C和D的气态氢化物的稳定性C＞D；E是这五种元素中原子半径最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是A.A、B、C、D、EB.E、C、D、B、AC.B、A、D、C、ED.C、D、A、B、E（）13．HF、H2O、CH4、SiH4四种气态氢化物按稳定性由弱到强排列正确的是（）A．CH4＜H2O＜HF＜SiH4B．SiH4＜HF＜CH4＜H2OC．SiH4＜CH4＜H2O＜HF D．H2O＜CH4＜HF＜SiH4（）14．短周期元素的离子a A2＋、b B＋、c C3－、d D－都具有相同电子层结构，则下列叙述正确的是A．原子半径 A＞B＞D＞C B．原子序数 d＞c＞b＞aC．离子半径 C＞D＞B＞A D．单质的还原性 A＞B＞D＞C（）15．这些事实是由于氯的非金属性比硫强的结果的是A．次氯酸的酸性比硫酸弱B．氯能置换硫化氢中的硫C．硫离子的还原性比氯离子强D．硫能在空气中燃烧，而氯则不能16．元素周期律是指元素的性质随___________的递增，而呈_______性变化的规律，这里元素的性质主要是指_____________和_____________；元素性质周期性变化是__________________________呈周期性变化的必然结果。

江苏省平潮高级中学高中化学集体备课《第一章物质结构元素周期律》第一节元素周期表教案苏教版必修2

【问】两千多年以来，科学家一直在思考一个问题：如果把一个物体一直分割下去，将会怎样？能不能找到一种组成物质的最基本粒子？V E (hm8)z y x ( 22222222-π+∂ψ∂+∂ψ∂+∂ψ∂【讲】原子是由原子核和核外电子组成，【阅读】构成原子的微粒--------微粒电子【比较】三种氢原子结构的异同。

【讲】科学研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同，如H的原子有以下三种【投影】下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。

教案第一节元素周期表一、元素周期表的结构1.周期：周期序数=电子层数七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）2.族：主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数 (或：主族序数=最外层电子数)18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行））二、元素性质与原子结构1、碱金属元素(1) 在结构上：结构异同：异：核电荷数：由小→大；电子层数：由少→多；同：最外层电子数均为1个。

最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。

(2) 碱金属元素在化学性质上的规律：○1相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）；4Li + O2 ==== 2Li2O（白色、氧化锂）2Na + O2 ==== Na2O2（淡黄色、过氧化钠）[板书][提问]数有7个横行，18作一族。

下面，我们先来认识元素周期表中的横行——[板书]1.[师]元素周期表中共有7个周期，请大家阅读课本P5 [问][问][讲]如此，我们可以得出[板书]周期序数=[随堂练习][投影]周期表的有关知识类别周期序数起止元素包括元素种数核外电子层数短周期1 H—He 2 12 Li—Ne 8 23 Na—Ar 8 3长周期4 K—Kr 18 45 Rb—Xe 18 56 Cs—Rn 32 6不完全周期7 Fr—112号26 7[板书]七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）[讲]从上面我们所填表的结果可知，在元素周期表的7个周期中，除第1周期只包括氢和氦，第7周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为1的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7的卤素，最后以最外层电子数为8需作说明的是：第6周期中，57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。

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--化学教案第二节元素周期律参赛教案三维目标知识与技能：1、掌握元素周期表和元素周期律。

2、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

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”的关系。

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、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生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、实物投影仪[来源:学_科_网Z_X_X_K] 教学过程 [新课导入]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？这就是我们这节课要学习的内容。

[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。

师：元素在周期表中的位置（简称“位”）、反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，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（位、构、性）中的一种，即可推出另外2种量。

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（Si）、锗（Ge）；砷（As）、锑（Sb）；碲（Te）钋（Po）画一折线，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的氢化物的沸点性Y的氢化物的沸点低。

C、X的气态氢化物比Y的气太氢化物稳定。

D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。

【教师精讲】本题考查元素的非金属性强弱的判断，要熟记并理解判断标准，不能随意变换标准。

[知识拓展]元素金属性，金属活动性区别（优化设计） [板书]2：元素的化合价与元素在周期表中位置的关系。

感谢您的阅读，祝您生活愉快。

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。

高中化学元素周期律教案

元素周期律教案新授课1课时【教学理念】本节课的内容是《元素周期律》。

本节课的课程安排立足于学生适应现代生活和未来发展的需要，遵循“教为主导，学为主体”的教学理念。

用演示实验以及所学知识间的联系来完成本节课的学习，在课堂中创设学生自主学习，积极主动的教学环境，提高学生学习积极性，达到教学的目的。

【教材分析】1、教材内容、地位以及作用本节课内容对应于苏教版高中化学必修2专题1第一单元《原子核外电子排布与元素周期律》中第二课时的内容。

主要介绍了元素的性质（最外层电子数，电子层数，原子半径，元素金属性与非金属性强弱以及元素化合价）随着原子序数的递增呈周期性变化。

紧扣专题一人类对原子结构的认识以及部分金属元素与非金属元素的性质作为坚实的基础，承载第一课时内容原子核外电子排布展开教学，可谓是知识过渡的一座桥梁，以元素周期表这一条线索，体现了知识结构的循序渐进以螺旋式上升的特点。

2、教学目标《普通高中化学课程标准》对于本课的要求：能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。

●知识与技能：能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。

了解原子结构与元素性质的关系。

●方法与过程：学会运用观察、实验等多种手段获取信息，并运用比较、分类、归纳、概括等方法对信息进行加工。

●情感态度与价值观：发展学习化学的兴趣，乐于探究科学规律。

3、教学重、难点重点：原子结构与元素性质的递变规律。

难点：原子结构与元素性质的地变规律。

【学情分析】1、学生知识结构与方法基础通过必修1以及必修2专题一第一单元第一课时的学习，学生已经获得了金属元素钠、镁、铝以及化合物的性质，以及非金属元素氯以及化合物的性质，并且学习了人们认识很探究化学物质的基本方法。

为本节课的开展提供了很好的知识结构与方法基础。

2、学生年龄段特点本节课面向的是高一学生，这个年龄段的特点是，逻辑思维和抽象思维的能力不强，但群体好奇心强，对实验有浓厚的兴趣，讲授法与实验法相结合更能引起学生的兴趣。