元素周期律学案模板
第一章第二节元素周期律（2）
【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】
性质强弱判断依据
金属性
非金属性
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
Na Mg Al 与冷水反应现象
化学方程式
与沸水反应现象
化学方程式
结论
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH Mg(OH)2中强碱Al(OH)3
Mg Al
现象
反应方程式
结论
[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。
[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。
______________________________________________________________________
【反馈练习】
1、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是
A、Li Na K
B、Ba2+Ca2+Mg2+
C、Ca2+K+Cl-
D、N O F
2、下列说法正确的是()
A．SiH4比CH4稳定C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强B．O2－半径比F－的小D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱3、同一周期中，X、Y、Z三种元素，其气态氢化物稳定性按X、Y、Z的顺序不断增强，下列说法正确的是()
A．非金属性X>Y>Z C．它们氧化物水化物的酸性按X、Y、Z顺序增强
B．原子半径X>Y>Z D．气态氢化物的还原性按X、Y、Z顺序增强
4、A、B、C、D 4种元素的核电荷数依次增大，它们的离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。请回答下列问题：
(1)4种元素的符号依次是A____________，B__________，C____________，D____________。
它们的原子半径由大到小的顺序是______________________。
(2)试写出4种元素的离子结构示意图：
A_________B_________C__________，D__________________。
它们离子的半径由大到小的顺序_______________________________________。
(3)它们最高价氧化物对应水化物的化学式分别是_____________________，
分别比较它们酸性和碱性的强弱___________________________________________。
(4)写出能够生成的气态氢化物的化学式：_____________________________，比较其稳定性：_____________________，理由是__________________________________________。
5
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
二 c d
三 a b e f
A.e的氢化物比d的氢化物稳定B．a、b、e三种元素的原子半径：e>b>a C．六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼
D．c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
6．下列关于元素周期律的叙述正确的是()
A．随着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．随着元素原子序数的递增，所有元素的最高正价都是从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现D．元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果
7．下列说法正确的是()
A．第ⅠA族元素的金属性比第ⅡA族元素的金属性强
B．第ⅥA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高
C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强
D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小
8．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、E B．E、C、D、B、A
C．B、A、D、C、E D．C、D、A、B、E
9．已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()
A．原子半径：A>B>D>C B．原子序数：d>c>b>a
C．离子半径：C>D>B>A D．单质的还原性：A>B>D>C
10．X、Y两元素是同周期的非金属元素，如果X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比Y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
11．下列叙述中，A金属性肯定比B金属性强的是()
A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多
D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能
12．元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含着许多信息和规律。下表所列是五种短周期元素的原子半径及主要化合价(已知铍的原子半径为0.089 nm)：
元素代号 A B C D E
原子半径/nm 0.16 0.143 0.102 0.099 0.074
主要化合价＋2 ＋3 ＋6、－2 －1 －2
(1)用元素代号标出它们在周期表中的对应位置(以下为周期表的一部分)
(2)B元素处于周期表中第________周期、第________族；
(3)B的最高价氧化物对应水化物与C的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式为_____________________________________________；
(4)上述五种元素的最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是______(填化学式)；
(5)C、E形成的化合物为________(填化学式)。
13．动手实践：某同学在研究元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象(见下表，表中的“实验方案”与“实验现象”前后不一定是对应关系)。
实验步骤实验现象
①将镁条用砂纸打磨后，放入试管中，加入少量水，
加热至沸腾；再向溶液中滴加酚酞溶液A.浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出
“嘶嘶”声，随之消失，溶液变红
②向新制得的Na2S溶液中滴加新制的氯水 B.有气体产生，溶液变成浅红色
③将一小块金属钠放入滴有酚酞溶液的冷水中 C.剧烈反应，迅速产生大量无色气体
④将镁条投入稀盐酸中 D.反应不十分剧烈，产生无色气体
⑤将铝条投入稀盐酸中 E.生成白色胶状沉淀，继而沉淀消失
⑥向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液至过量 F.生成淡黄色沉淀
(1)实验目的：研究________元素性质递变规律。
(2)实验用品：试剂：金属钠、镁条、铝条、稀盐酸、新制氯水、新制Na2S溶液、AlCl3溶液、NaOH溶液、酚酞溶液等。
仪器：①________、②________、③________、试管夹、胶头滴管、镊子、小刀、玻璃片、砂纸、火柴等。
(3))
实验内容①②③④⑤⑥
实验现象(填A～F)
①_____________________________________；
②_____________________________________________________；
此实验的结论：________________________________________。
(4)请用原子结构的知识简单解释上述实验结论：__________________。
元素周期律导学案及练习题
元素周期律导学案及练习题 本资料为woRD文档，请点击下载地址下载全文下载地址课题 学习目标 ．了解元素原子核外电子排布的初步知识。 2．学会利用各种图表分析、处理数据。 学习重难点 元素原子核外电子排布的初步知识及基本规律；微粒半径大小比较。 学习方式 阅读探究 讨论归纳法 学习过程 一、原子核外电子排布 独立阅读 自我积累 （一） 核外电子分层排布 [自学检测]完成表1 电子层序号 2 3
4 5 6 7 电子层符号 电子能量 电子离核由 到 ，电子能量由 到 探究归纳 （二）核外电子排布的规律 、电子总是从能量 的电子层排起,然后由 往 排。 [思考与交流]看表2总结每层最多可以排布的电子数目？核电 荷数 元素 名称
元素 符号 各电子层的电子数k L m N o P 2 氦 He 2 氖 Ne 2 8 8 氩 Ar 2
8 36 氪kr 2 8 8 8 54 氙Xe 2 8 8 8 8 86 氡Rn 2 8
32 8 8 [归纳总结] ）、各层最多能容纳的电子数目为 （n为电子层数） 2）、最外层最多能容纳的电子数目为 （k层为最外层，不超过 个电子），次外层电子数目不超过 ，倒数第三层不超过 个电子。 注意：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。 边学边练 .下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒? 2.下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。 3.有X、y两种原子，X原子的m层比y原子的m层少3个电子，y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍，则X为
，y为 。 4．今有结构示意图，试指出x的可能数值及相应微粒名称和符号，并画出该微粒的结构示意图。 X值 微粒符号 微粒名称 结构示意图 小组讨论 原子的半径是由哪些因素决定的？如何判断微粒半径的大小？ 随堂练习 、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（ ）A.S B.c c.Si D.cl 2、已知aXm+和byn-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是
第二节元素周期律(第2课时)学案(20200915091648)
学第二节 元素周期律（第 2课时） 课前预习学案 一、预习目标 预习第一章第二节第二课时的内容, 呈现周期性变化的规律。 二、预习内容 （一） 1.钠、镁、铝的性质比较: 三、提出疑惑 同学们，通过你的自主学习，你还有哪些疑惑，请把它填在下面的表格中 咼考总复习同步训练 导学案 初步了解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而 （二）元素周期律 1. 第三周期元素性质变化规律: 渐 _______ O 2. 同周期元素性质递变规律： 渐 _______ O 3. 元素周期律 （ 从Na 从左 ? C1，金属性逐渐 ■?右，金属性逐渐 ，非金属性逐 ，非金属性逐
课内探究学案 一、学习目标 1. 能够理解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. 通过实验操作，培养实验技能。 3. 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。 4?难点：探究能力的培养 二、学习过程 （一）Na、Mg、Al和水的反应 （二）、和盐酸的反应 （三）（）2的性质 (四) 3 的性质
通过本节课的学习，你对元素周期律有什么新的认识？说说看。 四、当堂检测 7. 用元素符号回答原子序数 11?18号的元素的有关问题 (1) 除稀有气体外，原子半径最大的是 (2) 最高价氧化物的水化物碱性最强的是 (3) 最高价氧化物的水化物呈两性的是 (4) 最高价氧化物的水化物酸性最强的是 (5) _____________________________________________ 能形成气态氢化物且最稳定的是 U 8. 用廉子结构剂观点说明元素性质随.总干序数的递増而呈同期性变化的回因 答: 1.从原子序数11依次增加到 17,下列所叙递变关系错误的是 () A.电子层数逐渐增多 B. .原子半径逐渐增人 C. 最高正价数值逐渐增大 D. 从硅到氯负价从-4-1 2. 已知X 、丫、Z 为三种原子序数相连的元.素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强 弱是：HXO >HYO > HZO.则卜列说法正硝的是 A.气态氢化物的稳定性： HX> HY > ZH B.非金属活泼性：Y v X V Z C.原子半径：X > Y > Z D.原子最外电子层上电子数的关系: Y=-(X+Z) 2 3. 元素性质呈周期性变化的原因是 A. 相对原子质量逐渐增大 核电荷数逐渐增大 C. 核外电子排布呈周期性变化 4. 元素的化合价呈周期性变化 2 元素X 的原子核外M 电子层上有3个电子，元素Y 一的离子核外有18个电子，则这 两种元素可形成的化合物为 A. XW B . X 2Y 3 5. A 、B 均为原子序数1?20的元素，已知 A 的原子序数为 2 + 2 n , A 离子比B 离子少 8个电子，则B 的原子序数为 A. n + 4 B .■□+ 6 n + 8 D .n + 10 6. X 、丫 Z 是3种短周期元素，其中 X 、Y 位于同一族, Z 处于同一周期。X 原子的 最外层电子数是其电子层数的 3倍。Z 原子的核外电子数比 丫原子少1。下列说法正确的是 A. 元素非金属性由弱到强的顺序为 Z V Y V X B. Y 元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为 HYO C. 3种元素的气态氢化物中 Z 的气态氢化物最稳定 D. 原子半径由大到小的顺序为 Z > Y > X
第二节元素周期律
本节要览 本节主要学习原子核外电子排布规律、 元素周期律及其实质、元素周期律和元素周期表 的应用，用2课时 完成。分析课本所列的 1?20号元素原子核外电子排布，归纳总结出原 子核外电子的排布规律； 通过对前三周期元素原子的核外电子排布及原子结构的分析， 总结 元素原子结构周期性变化的规律； 通过对第三周期元素化学性质的分析， 总结出元素性质周 期性变化的规律，从而最终归纳出元素周期律及其实质。 第1课时 原子核外电子的排布 课前激趣导案 【情景导入】 3.在多电子原子中，电子的能量是不同的，在离核较近的区域运动的电子能量 较低， 第二节 元素周期律 【学习目标】 知识目标 1. 初步了解原子核外电子的排布规律。 2. 能画出1?20号元素原子结构示意图，并能判断它们在周期表中的位置。 能 力目标 难点：原子核外电子的排布规律的应用。 课前自主预案 【空格点击】 一、电子层 1.原子是由 原子核 和 核外电子 构成的。多电子原子里，电子分别在 能量 不同的 区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层。 上图分别是钠原子与氯原子结构图, 么原子核外电子排布有什么规律呢？ 从图中可以看出，原子核外电子是分层排布的，那 能根据原子核外电子的排布规律画出 重点：原子核外电子的排布规律。 1?20号元素原子结构示意图。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 字母 K L M N O P Q 2.
在离核较远的区域运动的电子能量较高；在各电子层中，离核最近的电子层是K层，该 电子层上的电子的能量最低。 二、原子核外电子的排布规律 1. 电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。 2. 原子核外电子排布时，先排层，充满后再填充丄层。 【思考交流】 1. 原子核外电子总是尽可能先从内层排起，是否一定是排满一层后再排下一层？ 提示：不一定。原子核外电子排布时，先排K层，K层充满后再填充L层，L层充满后再填充M层，再往下就不是M层充满后再填充N层了，如钾元素原子核共有19个电子，其K层排2个电子，L层排8个电子，M层最多可容纳18个电子，但实际上，钾原子的M 层上排了8个电子，N层排了1个电子，并不是“ M层充满后再填充N层”。 2. 惰性气体化学性质不活泼，通常很难与其他物质发生化学反应，试从其原子结构上分析惰性气体化学性质稳定的原因。 提示：一般情况下，当原子最外层达8个电子（K层为最外层时为2个电子）的结构， 称为相对稳定结构。惰性气体的原子结构就属于相对稳定结构，所以其化学性质比较稳定。其他原子一般不是稳定结构，在化学反应中将想方设法趋向于稳定结构。 课堂互动学案 考点一原子核外电子排布规律 【知识归纳】 1. 核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由内向外从能量较低的电子层逐 步向能量较高的电子层排布，即：排满K层再排L层，满L层才排M层。 2. 各电子层最多容纳的电子数是2n2个（n表示电子层序号）。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、& 18、32。 3. 最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，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。 4. 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地理解和套用。如当M层不是最外层时， 最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多只能排布8个电子。 【典例解析】 例1、下列说法肯定错误的是（） A. 原子K层上只有1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 审题导读：根据原子核外电子排布规律分析。 思路解析：元素M层有电子，其L层一定有8个电子，M层上电子数为L层上电子数的4 倍，则M层上电子数为32，而M层最多容纳18个电子，B项不正确。 参考答案：B 规律总结：原子核外电子排布的各条规律都是相互联系的，在分析有关问题时是注意综合考 虑，不能孤立地机械地理解和套用。 【跟踪训练】 1. 下列有关原子核外电子排布的说法不正确
高考化学复习 元素周期律导学案
高考化学复习元素周期律导学案 1、掌握元素周期律。 2、了解金属、非金属在周期表中的位置及其性质的递变规律。 3、由元素周期律和元素周期表的关系，了解元素周期表的应用。 一、自学归纳知识点一元素周期律 1、定义元素的________随着________的递增而呈________变化的规律。 2、实质元素原子____________________的周期性变化。 3、元素周期表中主族元素性质的递变规律内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子半径电子层结构电子层数相同最外层电子数____电子层数递增最外层电子数____得电子能力失电子能力金属性非金属性主要化合价最高正价＋1→＋7(O、F除外) 最低负价：主族序数－8(H除外)最高正价数＝主族序数(O、F 除外)最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐____碱性逐渐 ____酸性逐渐____碱性逐渐____非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成越来越____，其稳定性逐渐____气态氢化物形成越来越____，其稳定性逐渐________知识点二元素周期表和元素周期律的应用
1、元素周期表中元素的分区沿着周期表中________________与______________之间画一条虚线，为金属元素与非金属元素的分界线。(1)金属元素：位于分界线的________区域，包括所有的________元素和部分________元素。(2)非金属元素：位于分界线的________区域，包括部分主族元素和____族元素。(3)分界线附近的元素，既能表现出一定的________，又能表现出一定的 ____________。 2、元素周期表和元素周律应用的重要意义(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。(2)寻找新材料：①半导体材料：在________附近的元素中寻找；②在 __________中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料； ③在周期表中的__________附近探索研制农药的材料。(3)预测元素的性质(根据同周期、同主族性质的递变规律)。 二、个体思考，小组讨论 1、(1)同一主族元素的性质一定都符合元素周期律吗？(2)最外层电子数相同的元素，其化学性质一定相似吗？ 2、主族序数＝最高正价，这一关系有例外吗？请举出。 3、元素的金属性与非金属性与物质的还原性与氧化性是一回事吗？ 4、元素金属性、非金属性的强弱与得失电子数目的多少有无关系？ 三、教师点拨
第二节元素周期律
高一第五章第二节元素周期律 知识目标：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．了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标：热爱、理解对规律探讨的科学家能力目标：进行科学研究方法的教育观点教育：量变引起质变 重点：核外电子排布与金属性、非金属性的周期性变化；元素周期律的实质 难点：金属性、非金属性的周期性变化 教具投影及有关仪器、药品 教法探索发现和迁移类比。思考讨论，分析讲解，探索规律，总结归纳，理解实质。 教学过程 教师活动教学内容学生活动 提问（第一课时）引入：介绍门捷列夫，设问：他的最大功绩是什么？答：元素周期律。 板书第二节元素周期律 讲解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。如何理解"律"和"周期"的含义？讲解：质子数和核电荷数有何关系？什么叫原子序数，应如何理解？元素排序"律" --- 规律和"周期"--- 周而复始 投影[思考讨论]1. 能否说："质子数即核电荷数，也就是原子序数。"2. 阅读P97表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. 随着原子序数的递增：(1)原子半径；(2)最高正价和负价；(3)元素的金属性和非金属性强弱有何规律性变化？从原子结构的角度来解释元素周期律的实质是什么？给出1-18号元素按周期表排列要求学生板演原子结构示意图 师生活动 1. 提问后讲解原子序数的含义，与质子数只是数值上相等2. 展示1-18号元素的原子结构示意图的卡片，学生来排列（引导：横向怎么排，纵向怎么排？排列的依据是什么？氦元素排在哪里更合理？为什么？1-18号元素原子的最外层电子数的变化有何规律？） 3. 讲解元素性质的周期性变化（稀有气体元素原子半径突大的原因是测定方式不同引起的，解释课本表格不列出的原因）；从左到右半径缩小的原因是电荷数和电子数增多，互相吸引能力增大，半径缩小；最高正价与最外层电子数的关系及最高正价与负价之间的关系）从黑板上的原子结构示意图及课本表格数据分析讲解 归纳核外电子排布介绍横行纵列行与行之间的关系
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微模块五物质结构元素周期律 一、考纲要求： 1.了解原了核外电了排布。 2.掌握元素周期律的实质。 3.以第.二周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律及其与原子结构的关系 4.以第I A族和第VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律及其与原了结构的关系。 5.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 二、知识网络： 思考：问题1：如何用原子结构理论来解释同一周期元素（稀有气体除外）、同一主族元素性质的变化规律? 问题2：如何理解元素“位置一结构一性质〃.二者之间的关系? 三、考点突破： 微考点31元素周期律及其应用 一、知识梳理: 元素周期律 1.定义：元素的性质随着的递增而呈变化的规律。 2.实质：元素原子的周期性变化。 3.主族元素的变化规律 内容同周期（从左到右）同主族（从上到下） 原了电了层数 结构最外层电子数 原子半径
4、元素得失电子能力判断的方法 （1）元素原子失电子能力（金属性）强弱的判断方法: （2）元素原子得电子能力（非金属性）强弱的判断方法: 5、微粒半径大小的比较规律 （1）一般地，电子层数相同时，核电荷数越，半径越；电子层数不同时，电子层数越，半径越 ⑵电了层结构相同的离了，核电荷数越大，半径越 （3）同一元素：阳离子半径比相应的原子半径（填〃大或小〃），阴离子半径比相应的原子半径，即电子数越多，半径越大 （4）列举电子层结构相同的离子 与Ne相同的有：
与Ar相同的有
自我诊断：P82 1-6 元素周期表中位置结构和性质的关系:预测元素的性质 原子序数 电子层 最外层电了 物理性质 元素性质 单质性质 化合物的性质 离了性质 三、目标题型 1. （2015-北京卷）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（） A. 酸性：H2SO4>H 3PO 4 B.非金属性：CI>Br C.碱性：NaOH>Mg （OH ）2 D.热稳定性：Na 2CO 3>NaHCO 3 2. （2015-新课标I 卷）W 、X 、Y 、Z 均为短周期元素，原子序数依次增加，且原子核外L 电子层的电子数分别为0、 5、8、8,它们的最外层电子数之和为18。下列说法正确的是 （） A, 单质的沸点：W>XB.阴离了的还原性：W>Z C.氧化物对应水化物的酸性：Y
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） 2014学年高一化学备课组 【预习目标】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。 【预习重点】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 【情感态度价值观】培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。 【教学方法】观察、思考、交流、讨论、概括 教学过程 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。 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根据核外电子排布的规律，能划出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。
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】 ) ①④ 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】 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_______。 因此，电子的运动特征就与宏观物体的运动有着极大的不同一一它没有确定的轨道。 2、核外电子的排布规律 （1）.电子是在原子核外距核由___及____、能量由___至____的不同电子层上分层排布；（2）.每层最多容纳的电子数为______(n代表电子层数)； （3）.电子一般总是尽先排在能量最____的电子层里，即最先排第_____层，当第___层排满后，再排第____层，等等。 （4）.最外层电子数则不超过_____个(第一层为最外层时,电子数不超过_____个)。
第一章第二节元素周期律知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 知识点一 原子核外电子的排布 一、电子层 1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的 壳层，也称作电子层。 2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层， 由里往外以此类推。 二、原子核外电子的排布规律（一低三不超） 1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量 逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。 2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数） 3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层 电子不超过32个。 三、原子核外各电子层的电子排布 原子核外电子的排步 层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量 由低到高 各层最多容纳的电子数 2×12=2 2×22=8 2×32=18 2×42=32 2×52=50 2×62=72 2×72=98 四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 1.原子结构示意图： 粒子符号 2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。 Cl- 五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征 1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。 2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。 3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。 4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。 5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。 6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。 7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。 8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。 9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。 10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。 原子核 核电荷数 电子层 电子层上的 电子数 Na
2019高中化学 专题1 第一单元 第2课时 元素周期律导学案 苏教版必修2
第2课时元素周期律 一、原子结构及变化规律 1．以11～18号元素为例填写下表： 2.观察分析上表，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最外层电子数呈现由1到8的周期性变化；元素化合价的变化规律是最高正价呈现由＋1到＋7，负价呈现由－4到－1的周期性变化；元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
1．已知下列原子的半径： 根据以上数据，P原子的半径可能是( ) A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m 答案 A 解析根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S原子之间，故答案为选项A。2．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是( ) 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、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多 答案 C 解析N、O、F同为第2周期元素，随着原子序数的增加，原子半径依次减小。 二、元素周期律 1．钠、镁、铝金属性强弱的比较 (1)按表中实验操作要求完成实验，并填写下表
(2)由上述实验可知 ①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na>Mg>Al ； ②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3； ③钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al 。 2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较 ①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为Cl>S>P>Si ； ②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO 4>H 2SO 4>H 3PO 4>H 2SiO 3； ③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si 。 3．结论：核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 1.元素金属性强弱的判断 (1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。 (2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 2．元素非金属性强弱的判断 (1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。 (2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。 3．元素周期律 (1)元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
2020年高考化学二轮复习专题5物质结构元素周期律学案
专题5物质结构元素周期律 考|情|分|析 考点1 原子结构与化学键 核|心|回|顾 1．微粒间“三个”数量关系 中性原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＝原子序数 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 2．“四同”的判断方法——关键是抓住描述的对象。 (1)同位素——原子，如11H、21H、31H。 (2)同素异形体——单质，如O2、O3；金刚石、石墨；红磷、白磷。 (3)同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 (4)同分异构体——有机化合物，如正戊烷、新戊烷。 3．10e－、18e－微粒 10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。 以Ne为中心记忆10电子体： 此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。 4．化学键与化合物的关系
题|组|训|练 题组一粒子结构及相关概念辨析 1．(2019·济南期末)2016年11月30日，国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)公布了118号元素符号为Og，至此元素周期表的七个周期均已填满。下列关于297118Og的说法错误的是( ) A．原子序数为118 B．中子数为179 C．核外电子数为118 D．Og的相对原子质量为297 解析原子序数就是根据元素原子核内质子数多少命名的，118号元素原子序数就是118，A项正确；297118Og质子数是118，质量数是297，所以中子数＝297－118＝179，B项正确；原子核内质子数等于原子核外电子数，等于原子序数，该原子核外电子数为118，C项正确；该元素有几种同位素原子不确定，每种原子在该元素中所占比例也不知道，因此不能确定该元素的相对原子质量，D项错误。 答案 D 2．(2018·全国卷Ⅲ)下列叙述正确的是( ) A．24g镁与27g铝中，含有相同的质子数 B．同等质量的氧气和臭氧中，电子数相同 C．1mol重水与1mol水中，中子数比为2∶1 D．1mol乙烷和1mol乙烯中，化学键数相同 解析1个Mg原子中有12个质子，1个Al原子中有13个质子。24g镁和27g铝各自的物质的量都是1mol，所以24g镁含有的质子数为12N A,27g铝含有的质子数为13N A，A项错 误。设氧气和臭氧的质量都是x g，则氧气(O2)的物质的量为x 32mol，臭氧(O3)的物质的量为 x 48 mol，所以两者含有的氧原子分别为x 32×2＝ x 16 mol和 x 48 ×3＝ x 16 mol，即此时氧气和臭氧中含 有的氧原子一样多，而每个氧原子都含有8个电子，所以同等质量的氧气和臭氧中一定含有相同的电子数，B项正确。重水为21H216 8O，其中21H含有1个中子，16 8O含有8个中子，所以1
第一章第二节元素周期律教案
宝鸡中学活页课时教案 教学方法阅读探究讨论归纳法
【复习巩固】第一课时复习巩固： 1．几个概念： ①原子序数== == == ， ②周期序数== ③主族序数== == 2．写出Al、C、O三种原子的结构示意图，再分别找出它们在元素周期表中的位置 3．写出K、Na与水反应的方程式 、 （思考）两者性质有什么相似之处和不同之处？是哪一个比较活泼？与原子结构有关吗？ 4．（20XX年全国）下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是（）A．Al3+B．Mg2+C．Be2+ D．H+ 5．已知某元素R原子的质量数是A，其阴离子R n-含有x个电子，则m g R n-中含有中子的物质的量是mol。 6.概括总结 1周期，共2种元素 短周期周期，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 长周期周期，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 主族（A）：共7个主族，包括长周期和短周期元素族副族（B）：共7个副族，只包括长周期元素 （18个纵行）第VIII族：包括8、9、10三个纵行的元素 0族：稀有气体元素 第二课时复习巩固： 1．通过课本的演示实验，总结整个碱金属的性质规律有哪些？ （1） （2） （3） 2．如何比较元素金属性的强弱？ 写出铁与硫酸铜溶液反应的离子方程式 写出铜与硝酸银溶液反应的离子方程式 你认为，金属活泼性应该是Fe Cu Ag 3．下列那个选项不能说明金属A比金属B活泼（） A．A常温下可以与水反应，B不与水反应。B．B 不能从任何含A的盐中置换出金属A C．用氨水可以制取B对应的碱，却不能制取A对应的碱D．A在空气中比B耐腐蚀 4．下列对铯的性质预测正确的是（） A．它的熔点很高B．它只存在一种氧化物 C．它的碳酸盐不易溶于水D．氯化铯易溶于水 5．随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性。 通过碱金属性质相似性和规律性的总结，请你推测卤素的相似性和规律性 随着电子层数的增加，原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。 6．钾的金属活动性比钠强，根本原因是（） A．钾的密度比钠的小 B．钾原子的电子层比钠原子多一层 B．钾与水反应比钠与水反应更剧烈 D．加热时，钾比钠更易汽化 7．下列关于卤化氢的说法不正确的是（） A．卤素原子半径越大，氢化物越稳定 B．卤素原子半径越大，氢化物越不稳定 C．稳定性为HF>HCl>HBr>HI D．卤素单质与氢气反应越难，生成物越不
元素周期律学案 (2)
2013级高一下学期期末复习学案——《物质结构 元素周期律》 班级 姓名 一、原子结构 ????????核外电子 中子质子原子核原子X A Z 质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N) 离子电荷数=质子数-核外电子数 质子数= = =原子的核外电子数 [例1]写出表示含有8个质子、10个中子的原子的化学符号：___________________ [例2]已知R 2+离子核外有a 个电子，b 个中子。表示R 原子符号正确的是( ) R D R C R B R A b a 2-a 2b a 2a 2b a 2a b a ++++-+-、、、、 二、原子核外电子排布规律 核外电子是由里向外，分层排布的，各电子层最多容纳的电子数为 个；最外层电子数不得超过 个(K 层为最外层不超过 个电子)，次外层电子数不得超过 个，倒数第三层电子数不得超过 个。 1、核外电子数相同的粒子规律 ⑴核外电子总数为10个电子的粒子共有15种。阳离子有 ； 阴离子有 ；分子有 ． ⑵核外电子总数为18个电子的粒子共有16种。阳离子有 ； 阴离子有 ；分子有 ． 2、几种表示方法：原子结构示意图、电子式(电子式表示形成过程)、结构式、空间构型 [例3]下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A 、六氟化氙(XeF 6) B 、次氯酸(HClO) C 、氯化硫（S 2Cl 2） D 、三氟化硼（BF 3） [例4]A +、B +、C -、D 、E 五种粒子(分子或离子)它们分别含10个电子，已知它们有如下转化关系：①A + + C -→D + E ②B + + C -→2D 。据此，回答下列问题：⑴写出所列离子的电子式A +____________、B +____________、C - 。 ⑵具有相同空间构型的粒子是 和 (写化学符号)，A +离子中的键角为 。 ⑶写出B +和E 反应的离子方程式 。 [例5] A 、B 、C 、D 、E 分别代表5种微粒，每种微粒中都含有18个电子。其中A 和C 都是由单原子形成的阴离子，B 、D 和E 都是分子；又知在水溶液中A 跟B 反应可生成C 和D ；E 具有强氧化性： ⑴用化学符号表示上述5种微粒：A ，B ，C ，D ，E ； ⑵在溶液中A 跟B 反应的离子方程式是： 。 三、核素与同位素 1、同位素： 相同， 不同的原子互称 。 ①同一元素的各种同位素(原子)虽然质量数不同，但 几乎完全一样； ②天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的 一般是不变的。 2、相对原子质量
第二节元素周期律1
第二节元素周期律（课时1） 【教学目标】 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； 第一部分：自主学习： 1、（复习第一节）随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性；随着电子层数的增加，卤族元素的原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。 2、请同学们阅读P13-15，并完成科学探究。 第二部分：课堂教学 一、原子核外电子的排布： 1.核外电子通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的在离核____的区域运动。 电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7 对应符号 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) 二、化合价的周期性变化 原子序数最高正价或最低负价的变化 1~2 +1 3~10 +1 +4 +5 -4 -1 11~18 +1 +4 +5 +7 -4 -1 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规律（补充） 1、电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。Na < Ca 2、电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。Na+ < F- 3、同一元素的原子比相应的阳离子的半径要大，同一元素的原子比相应的阴离子的半径要小。 Na > Na+ Cl < Cl- 【投影练习】 1、比较下列微粒半径大小 (1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2- 2 ) ① ②③ 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_______ 第三部分课堂练习 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（双选） ( ) 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( ) A．8 B．14 C．16 D．17 3．某原子核外共有n个电子层(n>3)，则(n一1)层最多容纳的电子数为 ( ) A．8 B．18 C．32 D．2(n一1)2 4．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 5．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．10 6．有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，则元素B 的核电荷数为 ( ) A．a—n一3 B．a +n+3 C．a+n一3 D．a—n+3 13. (08年广东理科基础卷)下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是( ) ①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3 ②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素 ③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6 ④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族 A．①②B．①③C．②④D．③④ 第四部分：课后习题（见辅导资料） 疑点反馈：（通过本课学习、作业后你有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
元素周期律导学案——学生版(定)
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
元素周期律学案
第二节元素周期律（二）﹤学案﹥ 一、引导学生了解本节课的教学目标 1.知识与技能目标 （1）、认识元素的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质 （2）、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 （3）、通过“实验探究”，“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力 2.过程与方法目标 （1）、通过本节课的学习，使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以理论来指导后续学习 （2）、通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图形分析、处理数据的能力 3.情感态度与价值观目标 （1）通过学习元素周期律，使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部结构规律”、“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义的观点 （2）通过思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力 二、教学内容梳理 （一）接上次课知识，核对原子结构核外电子排布示意图是否话正确
（二）结合原子结构示意图及教材P14-15页给出的数据，分析随着原子序数的变化，原子核外电子层排布、主要化合价及原子半径变化的规律性。 （三）原子半径大小判断的规律
（1）电子层数：一般而言，电子层数越多，半径越大 （2）核电荷数：电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。 （3）核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的趋势 【总结】 ⑴同一周期 ，随着核电荷数的递增，_____________________。 ⑵同一主族，随着核电荷数的递增,_______________________。 （四）元素金属性与非金属性强弱判断的方法 1、判断元素金属性强弱的依据 ● 单质跟H 2O 或H + 置换出H 的难易程度(反应的剧烈程度)反应越易，金属性就越强 ● 最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性就越强 ● 金属间的置换反应，单质的还原性越强，金属性就越强 ● 按金属活动性顺序表，金属性逐渐减弱 ● 金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱 2、判断元素非金属性强弱的依据 ● 单质跟H 2 化合的难易程度，条件及生成氢化物的稳定性。越易跟H 2 化合，生成氢 化物越稳定，说明非金属性就越强 ● 最高价氧化物对应的水化物酸性越强，说明非金属性越强 ● 非金属单质间的置换反应。单质氧化性越强，非金属性越强 ● 对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱 （五）填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应的水化物的化学式： （六）第三周期元素性质变化规律