2018年高中化学人教版必修2全套精品导学案： 第一章 第2节 元素周期律(第1课时)

《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。

2.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)当主族中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，形成和的稀有气体原子相同的电子层结构。

如【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( )A．8 B．14 C．16 D．173．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。

第2课时元素周期律(一)[核心素养发展目标] 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能的相对大小。

2.通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。

一、原子半径1．影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。

(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。

2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。

(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。

3．原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。

例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。

(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。

例如：r(O2－)＞r(F －)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。

(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。

例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。

(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。

例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。

(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径( )(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同( )(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大( )(4)各元素的原子半径总比离子半径大( )(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小( )答案(1)×(2)×(3)√(4)×(5)×1．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( )A．Na、K、Rb B．F、Cl、BrC．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋D．Cl－、Br－、I－答案 C解析同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋能层数相同但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C 项微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。

江南中学化学学科教学设计[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。

[学生活动][投影展示]1～18号元素原子结构示意图。

[提问]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。

[板书]二、元素周期律[学生活动][投影展示] 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数电子层数最外层电子数1～2 1 1～23～10 2 1～811～18 3 1～8结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现——[讲述]从上表可以看出：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)的现象，我们称之为周期性。

这就如同我们一年一年的四季更替及学生活中的每天都是24小时一样。

因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便原子序数1 2 元素符号H He 最高正化合价或最低负化合价+1 O原子序数3 4 5 6 7 8 9 10 元素符号Li Be B C N O F Ne主要化合价+1 +2 +3+4、-4+5、-3-2 -1 0原子序数11 12 13 14 15 16 17 18 元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar 最高正化合价或最低负化合价+1 +2 +3+4、-4+5、-3+6、-2+7、-1结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周其性变化。

［板书］随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。

［过渡］下面我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨元素的金属性与非金属性有何变化。

［提问］假如我们要用实验来验证这个结论，又应从哪些方面着手呢？［学生回答，教教师板书］1.单质跟水(或酸)2.最高价氧化物的水化物——1.跟氢气学生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳2.［教师］一般，对于金属元素我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性。

第二节 元素周期律（第一课时）一、原子核外电子排布 1. 电子层 (n)：看教材P13-14页，1~20号元素的各电子层电子数，联系学过的知识，思考原子核外电子 排布有什么规律? 2、核外电子排布规律：(1) 核外电子总是先 电子层里，然后 电子层上 (2) 各电子层最多容纳的电子数目是 个(3) 最外层电子数目不超过 （K 层为最外层时， 个）。

(4)次外层电子数目不超过 个，倒数第三层电子数目不超过个。

练习：根据下列条件写出元素名称和元素符号，并画出原子结构示意图.（1）A 元素原子核外M 层电子数是L 层电子数的1/2 。

（2）B 元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。

（3）C 元素原子的L 层电子数与K 层电子数之差是电子层数的2.5倍。

（4）D 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。

二、元素周期律 结论1：随着 的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 变化。

1、原子半径结论2：随着 的递增，元素原子半径呈现 变化。

同周期从左到右注意：（1）稀有气体元素：（2）原子半径最小的是：2、元素化合价结论3：随着的递增，元素的化合价呈现变化同周期从左到右最高正价最低负价注意：练习：1.下列元素的原子半径依次减小的是A、Na Mg AlB、N O FC、P Si AlD、C Si P2、X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，下列叙述正确的是A、X的原子序数比Y的小B、X原子的最外层电子数比Y的大C、X的原子半径比Y的大D、X元素的离子半径比Y的小电子层结构相同的离子：3、A元素的阴离子、B元素的阴离子和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三种离子半径大小顺序是A．A＞B＞C B．B＞A＞C C．C＞A＞B D．C＞B＞A第三周期原子半径最大的是，最小的是第三周期离子半径最大的是，最小的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”。

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。

第一章第二节元素周期律（1）【习目标】1、了解原子核外电子的排布；2、掌握元素合价随原子序的递增而呈现出的周期性变规律；3、微粒半径及大小的比较。

【习重点】元素合价，原子半径随原子序的递增的变规律，原子及微粒半径大小比较【基础知识】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。

2表示方法[+++++]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除层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子最多只能有____个(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、合价的周期性变[探究1]标出1—18号元素的合价，找出规律。

结论：随着原子序的递增，元素也呈现周期性变。

三、原子半径的递变规律0117总结：同一周期，随着原子序的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变。

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相同，随核电荷增加，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，核外电子越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。

【自主探究】(①④⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负合价的是___________ ⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧性的是_______【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____(9109×10-31g)； (2)带_____电荷；(3)运动空间范围_____(直径约10-10) ;(4)运动速度_______。

第二节元素周期律(第一课时 )课时目标：〔 1〕、认识原子核外电子的排布；（2〕、掌握元素化合价随原子序数的递加而体现出的周期性变化规律；〔3〕、微粒半径及大小的比较。

【根基知识】一、原子核外电子的排布：1.原子核外的电子因为能量不一样，它们运动的地区也不一样。

往常能量低的电子在离核 ____的地区运动，能量高的电子在离核 ____的地区运动。

2.表示方法电子层 1 2 3 4 5 6 7(n)对应符号3.排布规律（1〕按能量由低到高，即由内到外，分层排布。

（2〕第 1 层最多只好排 ____个电子，第 2 层最多排 ____个电子，第n 层最多排 ____个电子〔3〕除 K 层外，不论原子有几个电子层，其最外层的电子数不超出____个(K 层最多有 __个) ，次外层的电子数不超出 ____个，倒数第三层中的电子数不超出____个结论：跟着原子序数的递加，元素呈现周期性变化。

二、化合价的周期性变化[ 科学研究 1]标出 1—18 号元素的化合价，找出规律。

原子序数最高正价或最低负价的变化1~2+13~10+1+4+5-4-111~18+1+4+5+7-4-1结论：跟着原子序数的递加，元素也体现周期性变化。

三、原子半径的递变规律元素符号H He原子半径〔nm〕7[来源 :学 &科 &网]元素符号Li Be B C N O F Ne原子半径〔nm〕29827541元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径〔nm〕60437029[ 根源 :ZXXK]总结：同一周期，跟着原子序数的递加，元素原子半径渐渐，体现周期性变化。

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，原子半径渐渐。

同周期，从左到右，原子半径渐渐。

2、离子半径大小的比较（1〕拥有同样电子层构造的离子半径大小的比较电子层数同样，跟着核电荷数的增添，原子查对核外电子的吸引能力，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，电子层数渐渐，离子半径渐渐。

第一章第一节元素周期表（）课前预习导学案一、预习目标1.了解碱金属元素的原子结构特点及递变规律2.了解卤族元素的原子结构特点及递变规律3.了解元素、核素、同位素及三者之间的关系二、预习内容. 碱金属（Ⅰ族）. 卤素（Ⅶ族）总结：同主族元素原子从上到下依次增多，原子半径逐渐，原子核对外层电子的吸引能力逐渐，原子的失电子能力逐渐，得电子能力逐渐；元素单质的还原性逐渐，氧化性逐渐；最高价氧化物对应水化物的碱性，酸性；气态氢化物的稳定性。

同主族元素，从上到下，金属性越来越，非金属性越来越。

三、提出疑惑同学们通过你的自主学习，你还有哪些疑惑，请把它填再下列空格中课内探究导学案一、学习目标1.理解碱金属元素的原子结构特点及递变规律2.理解卤族元素的原子结构特点及递变规律3.使学生会从理论上推测同主族元素性质的递变规律学习重难点：理解碱金属元素和卤族元素的原子结构特点及递变规律二、学习过程探究点一：碱金属元素的原子结构特点及递变规律怎样？.通过观察碱金属元素的原子结构示意图，你能发现他们在结构上的异同吗？试推测一下本族元素在化学性质上所表现的相似性和递变性。

.下面我们通过实验来探讨同一族元素的性质。

[实验]将一干燥的坩埚加热，同时取一小块钾，擦干表面的煤油后，迅速的投入到热坩埚中，观察现象。

同钠与氧气的反应比较。

[实验]在培养皿中放入一些水，然后取绿豆大的钾，吸干表面的煤油，投入到培养皿中，观察现象。

同钠与水的反应进比较[学生活动，完成表格][思考与交流]根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同。

你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？相似点颜色均为银白色（略带金色）硬度密度熔沸点导电导热性递变性密度变化熔沸点变化.如果碱金属在物理性质上也表现出一些相似性和规律性。

那么，你能得出元素金属性强弱判断依据吗？探究点二：卤族元素的有什么样的递变规律？.看多媒体展示的卤素单质的物理性质表格，请大家根据表，总结出卤素单质在颜色、状态、密度、熔沸点、溶解性等各方面的递变规律。

导学案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，初步了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。

二、预习内容（一）1.钠、镁、铝的性质比较：1．第三周期元素性质变化规律：从Na C1 ，金属性逐渐，非金属性逐渐。

2. 同周期元素性质递变规律：从左右，金属性逐渐，非金属性逐渐。

3. 元素周期律（1）定义: 。

（2）实质: 。

三、提出疑惑疑惑点课内探究学案一、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（四）Al(OH)的性质随着原子序数的递增，金属性通过本节课的学习，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.C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4-12.已知X 、Y 、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 4＞H 2YO 4＞H 3ZO 4A.气态氢化物的稳定性：HX ＞H 2Y ＞ZH 3B.非金属活泼性：Y ＜X ＜ZC.原子半径：X ＞Y ＞ZD.原子最外电子层上电子数的关系：Y=21(X+Z) 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B ．核电荷数逐渐增大C ．核外电子排布呈周期性变化D ．元素的化合价呈周期性变化4．元素X 的原子核外M 电子层上有3个电子，元素-2Y 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 ．XY 2B ．X 2Y 3C ．X 3Y 2D ．X 2Y5．A 、B 均为原子序数1～20的元素，已知A 的原子序数为n ，+2A 离子比-2B 离子少8个电子，则B 的原子序数为A ．n ＋4B ．n ＋6C ．n ＋8D ．n ＋106．X 、Y 、Z 是3种短周期元素，其中X 、Y 位于同一族，Y 、Z 处于同一周期。

第一章第一节元素周期表（1）课前预习导学案一、预习目标了解元素周期表的结构，了解周期和族的特点。

二、预习内容1.原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数，原子序数=＿＿＿＿＿＿＿＿=＿＿＿＿＿＿＿＿=＿＿＿＿＿＿＿＿2.周期表编排规则把：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿叫周期。

把：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿叫族。

3.元素周期表的结构）个三、提出疑惑课内探究导学案一、学习目标1.掌握元素周期表的结构2.理解原子结构与周期和族的关系3.根据原子序数推断元素在周期表中的位置学习重难点：掌握元素周期表的结构；根据原子序数推断元素在周期表中的位置。

二、学习过程探究点一：元素周期表结构如何理解？（各小组讨论三分钟，然后给出个部分的最佳答案）1、画出硫元素的原子结构示意图，理解原子序数与原子结构的关系；2、元素周期表有多少个横行？多少个纵行？3、周期序数与什么有关？4在每一个纵行的上面，分别有罗马数字Ⅰ、Ⅱ、……及A、B、0等字样，它们分别表示什么意思呢？5、零族元素都是什么种类的元素？为什么把它们叫零族？6、第Ⅷ族有几个纵行？7、分析元素周期表中从ⅢB到ⅡB之间的元素名称，它们的偏旁部首有什么特点？说明什么？8初步学会画周期表框架结构图（仅限主族和零族）训练例题1：（2006年广东化学-2）同主族元素原子的核外电子数差值可能为（）A．6 B．12 C．26 D．30探究点二：如何确定元素在周期表中的位置？（分组讨论5分钟，然后回答方法）1.由原子结构来确定，原子序数= ；电子层数= ；最外层电子数= ；例如；某元素有三个电子层，最外层有三个电子，可知该元素在周期表中的位置。

2、由原子序数确定，已知原子序数画原子结构示意图，据电子层数推断周期数，据最外层电子数判断其所在的族序数；例如11号元素，Na , 位置。

训练例题2：已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？3、（2004年全国Ⅰ理综）2003年IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）推荐原子序数为110的元素的符号为Ds，下列关于Ds的说法不正确的是（）A．Ds原子的电子层数为7 B．Ds是超铀元素C．Ds原子的质量数为110 D．Ds为金属元素三、反思总结熟记周期表结构是学好这部分的基础。

第一章第二节元素周期律（2）【习目标】1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序递增而呈现周期性变规2、通过实验操作，培养生实验技能。

【习重点】1、元素的金属性和非金属性随原子序的递增而呈现周期性变的规律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为22(代表电子层)；3电子一般总是尽先排在能量最低的电子层4最外层电子不超过8个(第一层为最外层时,电子不超过2个)2Mg2+ F- Br-2+【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

二、第三周期元素性质变规律[实验一] Mg、A和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧膜，放入两支小试管中，加入2~3 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热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。

[实验二]Mg、A与稀盐酸反应比较[总结]N、Mg、A与水反应越越，对应氧物水物的碱性越越，金属性逐渐。

如何判断硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力的相对强弱？阅读[资料]2结论阅读探究：请完成表格[小结]第三周期元素N Mg A S P S ，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。

______________________________________________________________________【跟踪练习】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、LB、F 、N D、3、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是A、L NB、B2+2+ Mg2+、2++- D、N O F4、某元素气态氢物的分子式为H2R,该元素的最高价氧物的分子式为________【基础达标】请画出N、Mg、A的原子结构示意图___________________________________________________________________________ N、Mg、A的合价分别是，推测：它们的失电子能力逐渐，金属活泼性逐渐2．N与冷水反应的方程式为Mg与热水反应的方程式为能够证明Mg与热水反应放出的气泡是氢气的方法是能够证明Mg与热水反应生成了碱的方法是，现象是。

第一章第二节元素周期律（3）【习目标】（1）、掌握元素周期表和元素周期律的应用。

（2）、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

（3）、掌握元素合价与元素在周期表中的位置关系。

【习重点】“位、构、性”的推导，周期表、周期律的应用【复习巩固】1、什么是元素周期律？（元素性质随着元素原子序的递增呈现周期性变）2、画出S2-离子的结构示意图，并且从示意图判断S元素属于周期，族，表现为S原子易电子，合价最低为价，最高正价为价。

3、原子核外有10个电子的原子是，分子有共六种，阳离子有，阴离子有。

4、短周期中，原子的最外层电子是次外层电子2倍的是，3倍的是，4倍的是，1/2倍的是，1/4倍的是；原子最外层电子等于次外层电子的有；原子各电子层都满足22的有。

【基础知识】一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系认真观察下表，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。

非位构性【课堂练习】、Y是元素周期表中的两种元素。

下列叙述中能说明的非金属性比Y强的是（）A、原子的电子层比Y原子的电子层多B、的氢物的沸点比Y的氢物的沸点低C、的气态氢物比Y的气态氢物稳定D、Y的单质能将从N的溶液中置换出二、元素的合价与元素在周期表中位置的关系思考：1、标出下列有下划线元素的合价：N Mg2 A3 H2SO3 H3PO4 H2SO4 HO42、总结最高正合价与什么有直接关系？_______________________________________________________ ____________得出结论：主族元素最高正合价＝＝＝思考写出下列合物中有下划线元素的合价：N2O3与H4 H2SO4与H2S H与HO4分析最高正合价与最低负合价之间的关系，并解释其原因。

得出结论：。

【练习】元素最高价氧物对应水物的式HO4，则其气态氢物式；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是____________________________________三、元素周期律、元素周期表的应用 1、预测未知物的位置与性质【课堂练习】R （镭）是原子序最大的第ⅡA 族元素，下列说法不正确的是（ ）A 、 原子半径是第ⅡA 族中最大的B 、 遇冷水能剧烈反应C 、 位于第七周期D 、R(OH)2是两性氢氧物2、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 能找到作催剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

必修二第一章第二节《元素周期律（1）》教案新人教版教学目标：知识与技能：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，微粒半径及大小的比较。

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。

重点与难点：元素化合价随原子序数的递增而变化的规律，微粒半径及大小的比较。

教学过程设计：[提问]金属性、非金属性强弱的比较依据是什么？［引言］从前面我们所讨论原子结构和元素的性质关系可知，核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间，在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性，那么，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在着某种关系或规律呢？[板书] 第二节元素周期律一、元素周期律（一）元素周期律[板书]1、电子层排列的周期性[科学探究1]写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。

根据原子结构示意图总结并找出规律。

原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1~2 1 1 2 23~1011~18结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。

[板书]2、化合价的周期性变化[科学探究2]标出1—18号元素的化合价，找出规律。

原子序数最高正价或最低负价的变化1~2 +13~10 +1 +4 +5-4 -111~18 +1 +4 +5 +7-4 -1结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。

元素符号H He原子半径nm 0.037元素符号Li Be B C N O F Ne原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。

[练习]1、比较Na、S原子半径的大小。

元素周期律[学习目标]1、初步掌握原子核外电子排布规律，会画1-20号元素原子和离子结构示意图，弄清楚原子、阳离子和阴离子的质子数和核外电子数之间的关系；2、培养学生的观察能力、分析能力和抽象思维的能力；3、培养学生辩证思维的思想，严谨的科学态度[课前准备]1、人类对原子结构的认识2、及原子的构成3、 的表示意义[学海导航]一、原子核外电子的排布通过你已经学过的知识结合课本示例，你能画出下列原子结构示意图吗？H He O S1、电子层电 子 层： 1、 2、 3、 4、 5、 6、 7 …… n电子层符号：离 核 距 离： （ ） （ ）电子的能量： （ ） （ ）XA Z观察分析课本第3页表格，思考并回答问题①分析稀有气体元素的原子，你发现电子总是尽量先排在能量最______的电子层里，即最先排布__________，当排满后，再排_________，依次类推。

②分析稀有气体元素的原子每个电子层最多容纳的电子数与电子层序数的关系：③各稀有气体元素原子中最外层最多容纳的电子数是多少？__________④各稀有气体元素原子中次外层最多容纳的电子数是多少？__________⑤各稀有气体元素原子中倒数第三层最多容纳的电子数是多少？__________2、原子核外电子排布的规律（1）能量最低原理：核外电子总是尽量先排布在能量较_____的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层（2）原子核外各电子层最多容纳______个电子（3）原子最外层电子数不超过____个（K层为最外层时不超过___个），次外层电子数不超过_____个，倒数第三层电子数不超过______个。

以上规律能否孤立地看？能否举例说明？_____________________________________________________3、原子结构示意图1、稀有气体又称为“惰性气体”是因为化学性质相对稳定，与其原子最外层电子数有何关系？2、观察图1-2，分析元素的种类与元素原子的最外层电子数有何关系？[练习巩固]1、从1~18号元素原子中选择合适的化学式填空（1）最外层有1个电子的原子_________________（2）最外层有2个电子的原子_________________（3）最外层电子数等于次外层电子数的原子_________________（4）最外层电子数是次外层电子数2倍的原子_________________最外层电子数是次外层电子数3倍的原子_________________最外层电子数是次外层电子数4倍的原子_________________（5）电子层数与最外层电子数相等的原子_________________（6）次外层电子数是最外层电子数2倍的原子_________________（7）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子_________________2、有V、W、X、Y、Z五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。