第一章 物质结构 元素周期律第二节(学案)

人教版必修二《元素周期律》精选教案【教学设计】必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第3课时）一、教材分析：本节在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。

周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。

原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。

元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。

二、教学目标：1、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。

2、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。

3、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。

三、教学重点难点：重点：周期表、周期律的应用难点：“位、构、性”的推导四、学情分析：本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。

所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。

进而学生会了解并掌握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、影响元素的性质（简称“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。

五、教学方法：启发——归纳——应用六、课前准备：多媒体、实物投影仪七、课时安排：1课时八、教学过程（一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。

（二）情景导入，展示目标[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。

第二节原子结构与元素的性质一、教材分析本节课是人教版化学选修3第一章第二节的教学内容，是在必修2第一章《物质结构元素周期律》, 选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。

本节教学内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。

第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。

本节教学需要三个课时，本教学设计是第一课时的内容。

总的思路是通过复习原子结构及元素周期表的相关知识引入新知识的学习，然后设置问题引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系，再结合教材中的“科学探究”引导学生进行问题探究，最后在学生讨论交流的基础上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。

根据新课标的要求，本人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为本的宗旨，注重对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。

二、教学重点1、原子结构与元素周期表的关系及原子核外电子排布的周期性变化。

2、电离能得定义及与原子结构之间的关系。

3、电负性及其意义。

三、教学难点1、电离能得定义及与原子结构之间的关系2、电离能得定义及与原子结构之间的关系3、电负性的应用。

四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。

2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。

在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。

第一章物质结构元素周期律一、科学探究钠、钾金属性比较1.实验目的：探究碱金属的性质变化规律2.仪器与试剂：Na，K，酚酞试液，三角架，泥三角，酒精灯，坩埚，镊子，小刀，滤纸，火柴，蓝色钴玻璃，小烧杯3.实验设计：（1）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。

（2）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。

4.拓展与思考：（1）从钾、钠与氧气反应实验中，请总结出碱金属与氧气的反应有什么相似性、递变性？（2）根据钾、钠与水反应的实验，请总结出碱金属与水反应有什么相同点、不同点？生成的碱性氢氧化物的碱性如何变化？（3）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？二、实验1-1卤素单质间的置换反应1.实验目的：探究卤族元素的性质变化规律2.仪器与试剂：新制饱和氯水，NaBr溶液，KI溶液，CCl4，溴水，试管，胶头滴管3.现象与结论：实验实验现象化学方程式1．将少量新制的饱和氯水加入盛有NaBr溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。

2.将少量新制的饱和氯水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。

3．将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。

4.拓展与思考：（1）由卤素单质间的置换反应，推测卤族元素得电子能力的强弱顺序该是怎样的？该顺序与原子结构有何关系？（2）归纳判断元素金属性强弱的方法（3）归纳判断元素非金属性强弱的方法三、科学探究验证Na、Mg、Al的金属性强弱1.实验目的：探究Na、Mg、Al的金属性强弱2.仪器与试剂：镁带，铝片，1mo1/L盐酸，酚酞试液，试管，胶头滴管，砂纸，试管夹，火柴，酒精灯3.实验设计：（1）取一小段镁带用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律第1课时核外电子的排布规律【学习目标】1、了解核外电子排布的规律；2、熟练画出1-20号元素原子、离子的结构示意图；3、能写出1-20号元素原子中结构特殊的原子4、熟练写出10电子、18电子粒子，熟悉它们之间的反应5、根据1-20号元素原子结构的特殊性进行元素的推导【重难点】根据1-20号元素原子结构的特殊性进行元素的推导【课堂学习案】一、原子核外电子的排布1．在多电子原子里，原子核外的电子的能量是的，它们运动的区域也不同。

在离核______________的区域内运动的电子能量较低，在离核______________的区域内运动的电子能量较高。

2. 电子层3.核外电子的排布规律(1)能量最低原则核外电子总是先排布在能量的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐的电子层里。

(2)分层排布原则①每层最多容纳的电子数为个(n代表电子层数)。

②第1层最多只能排______个电子③除K层外，不论原子有几个电子层，最外层不超过__ 个(K层为最外层时不超过个)。

④次外层不超过__ 个，倒数第三层不超过__ 个。

二、核外电子排布的表示方法【练习1】画出下列微粒的结构示意图K Ca Al3＋Si Cl－【应用提升】1、原子形成阳离子，其电子层比原子；原子形成阴离子，其电子层与原子的电子层。

若a A n-与b B m+的核外电子排布相同，请画出它们在周期表中的相对位置。

2、短周期元素原子结构的特殊性(1)最外层电子数为l的原子有____________________________________。

(2)最外层电子数为2的原子有______________________________________。

(3)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有_________________________。

(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是________________________。

一、复习预习1、陌生离子反应方程式的书写；2、与量有关的离子反应方程式的书写。

二、知识讲解考点1、原子的构成质子（Z个）原子核1．原子A Z X 中子（N个）核外电子（Z个）R 的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系：2．Z A n①数量关系：核内质子数＝核外电子数②电性关系：原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数=原子序数阳离子：核外电子数＝核内质子数－电荷数阴离子：核外电子数＝核内质子数＋电荷数③质量关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）考点2、元素、核素、同位素1．元素：具有相同质子数的同一类原子的总称（质子数相同的同种原子）。

2．核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。

3．同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

特别提示：1．任何微粒都有质子，但不一定有中子，也不一定有核外电子。

2．同一元素的各种核素化学性质相似，物理性质不同。

3．同位素：“位”即核素的位置相同，在元素周期表中占有同一个位置。

考点3、核外电子排布的规律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．电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。

3．每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）。

4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时，电子数不超过2个)。

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考点4、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．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。

（周期序数＝原子的电子层数）③把最外层电子数相同．．。

（主族序数＝原子最外层电．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行子数）2．结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期第七周期7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体考点5、元素周期律元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果1．核电荷数：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐增大。

• ——即每个质子或每个中子相对质量为1。电子 的质量忽略不计。（每个质子或中子的质量
约为碳原子（C）的质量的1/12）
• 二、同位素 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子
互称为同位素。如：c, H, U都具有同位素。 三、原子核外电子的运动状态 核外电子（质量极小，体积极小，运动速率极大） 绕原子核做高速运转。原子在核外空间一定范围内经 常出现，就好像一团带负电的云雾笼罩在原子核周围， 形象的称为电子云。把电子出现几率相等的地方连起 来，作为电子云的界面，这个界面所包括的空间范围 称为原子轨道。
• 主族序数等于元素原子的最外层电子数。 • 由稀有气体元素构成的族称为0族。 • （二） 元素周期表中元素性质的递变规律 • 1、同周期元素性质的递变规律 同一周期，从左到右，半径递减，金属性递 减，非金属性递增。 • 2、同主族元素性质的递变规律 同一主族，从上到下，半径递增，金属性递 增，非金属性递减。 原子半径的增加，使得原子对最外层电子的吸 引力下降。 主族元素的最高正化合价等于它所在族的序数
• 1、周期 元素周期表有7个横行，每1个横行表示 一个周期，每横行的序数就是该周期元素的 电子层数 1、2、3周期元素数目比较少， 称为短周期。第4、5周期里每周期各有18种 元素，第6周期里有32种元素，称为长周期。 第7周期目前有26种元素，未填满，称不完 全周期。 • 2、族 周期表中有18个纵行，除8、9、10这3个 纵行合称为Ⅷ族外，其余15个纵行每个纵行 称为一族，族数用罗马数字表示，由短周期 和长周期元素共同构成的族称为主族。
• 3、元素主要化合价的周期性变化 同一周期，从左到右，从最高化合价+1依次 递变到+7，非金属元素的负化合价-4依次递变到-1 价。周期性变化。

第二节原子结构与元素性质第3课时元素周期律(二)核心素养发展目标1.能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负性解释元素的某些性质。

2.理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系。

3.掌握元素周期律，分析“位—构—性”之间的关系。

知识梳理一、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。

2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。

特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。

课堂练习1、判断题(1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小()(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强()(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素()(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大() (5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点()答案(1)√(2)√(3)×(4)×(5)√2．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？提示根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最强的元素位于周期表的右上方，最弱的元素位于周期表的左下方。

第一章物质结构元素周期表第一节元素周期表第一课时教学内容：元素周期表教学目标1、知识与技能初步掌握元素周期表的结构2、过程与方法引导学生自主学习，认识元素周期表的结构3、情感态度与价值观通过化学史的学习，培养学生勇于创新的品质教学重点：元素周期表的结构教学难点：原子结构与元素周期表的位置相互推断教学策略：谈话讨论，自主建构教学进程【课前研读】（提示：请同学课前务必完成！）一、请同学们阅读课本的文字，回答下列问题：（１）哪一位科学家首先制得了第一张元素周期表？（２）编排第一张元素周期表时，是以什么为编排顺序的？现在的周期表又以什么为编排顺序？（３）什么叫原子序数？它和核电核数、质子数、核外电子数间有什么关系？二、元素周期表的结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数1、周期表的结构短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行）长周期（第4、5、6周期）周期表不完全周期（第7周期）主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3个纵行）零族（1个）稀有气体元素口诀：三长、三短、一不完全；七主七副一零一Ⅷ2、周期表的编排原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；再把不同横行中最外层的电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行。

这样，就可以得到一个表，这个表就叫元素周期表，元素周期表有多种形式（望同学们上网搜索了解）。

【课堂讨论】（带你发现元素周期表，争做课堂主人！）（一）、预习演说（3分钟）（二）、你能否将1—18号元素编成一个小小的周期表，然后和同学间交流。

（7分钟）要求：1．将性质相似的元素归类。

2．体现元素性质的周期性递变规律。

编制原则：1．将最外层电子数相同的元素归为一列。

2．将相同电子层数的元素排在一行。

3．按原子序数的递增编排。

（三）、收集具代表性的由学生所编制的周期表，请大家讨论交流周期表的编排，哪一种更为合理呢？（3分钟）（四）、周期表具有哪些编排原则？（师生合作讨论，2分钟）（五）周期表的结构（教师引导，集体讨论）（7分钟）元素周期表有７个横行，每一个横行叫做一个周期。

第一章物质结构元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1. 原子核外电子（Z个）2.元素、核素、同位素元素：具有相同的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目的和一定数目的的一种原子。

同位素：质子数相同而数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

(对于原子来说)3.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca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( 原子序数=核电荷数= = )②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。

（周期序数＝原子的电子层数）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一纵行．．。

(主族序数＝原子最外层电子数)2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素 短周期 第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族族 副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族（18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间（16个族） 零族：稀有气体1．已知某粒子 n A Z R，则元素R 的原子序数是（ ）。

A ．Z B ．A-Z C ．Z-n D ．Z+n三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

（人教版必修2）第一章《物质结构元素周期律》教学设计第二节元素周期律（第一课时原子核外电子排布）【情景导入】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】活动一、电子的能量及电子层【思考】阅读教材P13页内容，思考在多电子原子中的电子的能量与运动区域有何关系？【交流投影】【讨论】阅读教材P13页第二自然段内容，回答电子层及其与能量有何关系？【交流1】（1）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、6、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。

【交流2投影】（2）能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。

这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。

如下表：各电子层（由内到外）序号（n） 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q 与原子核的距离近→远能量低→高【交流3投影】（3）电子层模型示意图【问题探究】在理解核外电子排布时要注意哪些问题？【交流1】(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排18个电子，而当它是最外层时，最多可以排8个电子。

【交流2】(2)电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核外电子排布情况分别为。

【典例1】某短周期元素的原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，那么该原子()A．有3个电子层B．有2个电子层C．最外层电子数是8 D．核电荷数是10【答案】 B【解析】第一层排满为2个电子，第二层排满为8个电子，第三层为最外层时，最多排8个电子，若该原子有3个电子层，依题意可知最外层(第3层)要排到24个电子，这不可能，则该原子只有2个电子层，第一层为2个电子，第二层为6个电子。

第一节元素周期表（第一课时）【学习目标】1、了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系2、初步掌握元素周期表的结构，能根据提供的原子序数判断其在周期表中的位置3、知道元素、核素的含义，了解同位素的概念及相关知识4、通过化学史的学习，养成勇于创新的的品质【重点难点】1、元素周期表的结构2、原子结构与元素周期表的位置相互推断；元素、核素、同位素之间的关系【课前预习】1、1869年，俄国化学家将已知的元素通过分类、归纳，制出了第一张元素周期表，成为化学发展史上的重要里程碑之一。

在周期表中，把相同的元素，按的顺序从左到右排成横行，叫做；把相同的元素，按的顺序排成纵行，称为。

2、原子序数= = = 原子。

3、在周期表中，有些族还有一些特别的名称。

如：第ⅠA族（除氢），又称；第ⅦA族，又称；0族，又称。

X代表一个原子。

4、原子符号Az【思考】元素、核素、同位素的不同和联系。

在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢？【学习探究】一、元素周期表【阅读思考】请同学们阅读教材P4—P5页，思考回答下面的问题：1、现行的元素周期表编排的依据是什么？如何进行编排的？2、周期表中周期和族划分的依据是什么？【小结】原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数周期：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期；族：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，称为族。

【思考】观察元素周期表，回答下列问题：1、周期表中有多少周期？每周期有多少种元素？2、在周期表中共有多少列？分为哪些族？3、在所有族中，元素最多的族是哪一族？共有多少种元素？4、在周期表中的第18列（稀有气体元素）为何称为0族？【小结】横行叫周期，共有七周期；一～三短周期，其余长周期；竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三行是一族；一、八依次现，一、零再一遍；二、三分主副；先主后副族；镧、锕各十五，均属ⅢB族。

必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第2课时）一、教材分析：元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学的重要内容，在本节中，通过学习这部分知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。

学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些内容将为本节的学习奠定了一定的基础。

通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论上进一步理解，同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。

本节内容以第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律的概念。

二、教学目标：1、知识与技能：（1）掌握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，培养学生实验技能和动手操作能力。

2、过程与方法：（1）通过学生的自主探究学习归纳总结元素周期律。

（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。

3、情感、态度与价值观：培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。

三、教学重点难点：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。

难点：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，探究能力的培养。

四、学情分析：元素周期律是元素性质呈现周期性变化实质的揭示，也是高中化学的基础理论内容，通过本节的学习，可以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。

元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出结论，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生自己动手进行探究实验（钠、镁、铝元素的化学性质的比较）得出结论，具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。

元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料自己去分析卡片（Si、P、S、Cl元素的性质事实）资料获取信息或观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律1.2.1 原子核外电子的排布元素周期律一、单选题1．根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是A．3517 Cl和3717Cl的得电子能力相同B．Cl- 的离子结构示意图：C．Cl、S、O元素的非金属性逐渐增强D．同周期元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而增强【答案】A【详解】A．3517 Cl和3717Cl均为氯元素的不同核素，互为同位素，化学性质几乎完全相同，则得电子能力相同，故A正确；B．Cl- 的离子结构示意图为，故B错误；C．S、Cl同周期主族元素，核电荷数越大，非金属性越强，而O、S同主族，核电荷数越小，非金属性越强，则S、Cl、O元素的非金属性逐渐增强，故C错误；D．同周期主族元素最高价氧化物对应水化物的酸性随核电荷数的增加而增强，如HClO4的酸性大于H2SO4，故D错误；故答案为A。

2．某元素的原子结构示意图为，关于该元素的说法中，不正确的是A．元素符号是Al B．最高正化合价是+3价C．金属性比镁的强D．单质既能与盐酸又能与氢氧化钠溶液反应【答案】C【详解】A．质子数为13，所以元素符号是Al，故A正确；B．最外层有3个电子，所以最高正化合价是+3价，故B正确；C．铝和镁电子层数相同，铝最外层有3个电子、镁最外层有2个电子，铝金属性比镁的弱，故C错误；D．铝能与盐酸反应生成氯化铝和氢气，铝能与氢氧化钠溶液反应生成偏铝酸钠和氢气，故D正确；选C。

3．下列判断不正确的是( )A．原子半径：O＜Mg＜NaB．碱性强弱：Mg(OH)2＜NaOH＜KOHC．非金属性：C＜N＜SiD．单质与氢气化合由易到难的顺序：Cl2、S、P【答案】C【详解】A．同一周期元素原子序数越大，原子半径越小；不同周期元素，元素所在周期序数越大，原子半径越大。

O是第二周期元素，Na、Mg是第三周期元素。

所以原子半径由小到大的顺序为：O＜Mg＜Na，A正确；B．元素的金属性越强，其对应的最高价氧化物对应的水化物的碱性就越强。

高2013级高一（下）期末复习《物质结构元素周期律》复习学案（编写：张琼华唐婷婷）一、元素周期表的结构能够把周期表的大概轮廓画出来，知道每周期含元素的种数，稀有气体的原子序数（根据原子序数能推出元素在周期表中的位置），各个纵行与族序数的关系，第三纵行的特殊性，同周期ⅡA与ⅢA相差的原子序数，注意氢、氦的位置的特殊性练习：1、原子序数为83的元素处于：①第五周期；②第六周期；③ⅣA族；④ⅤA族；⑤ⅡB族。

其中正确的组合是（）A．①④ B．②③ C．②④ D．①⑤2、A、B、C为同主族的相邻三种元素，B在中间，原子序数为a,则A和C的原子序数的和不可能为（）A．2a B．2a+10 C．2a＋12 D．2a＋143、X、Y、Z三种元素在周期表中，X、Y同主族，Y和Z同周期，它们的原子的最外层电子数之和为16，则这三种元素可能是（）A．Na、K、Ca B．N、P、S C．F、Cl、S D．O、S、Cl4、下列各组中的元素用原子序数表示，其中都属于主族的一组元素是（）A．2、4、6 B．19、20、21 C．1、3、5 D．8、16、185、若某周期IIA族元素的原子序数为x，则同周期IIIA族元素的原子序数为（）A．x+1 B．x+8或x+18或x+32C．x+1或x+10或x+14 D．x+1或x+11或x+256、原子序数为x的元素在周期表中位于A、B、C、D四种元素的中间，则A、B、C、D四种元素的原子序数之和不可能是（除镧系、锕系和零族外）（）A．4x B．4x+6 C．4x+10 D．4x+147、X、Y、Z是周期表中短周期相邻的三种元素，X和Y同主族，Y和Z同周期，此三种元素最外层电子数之和为16，质子数之和为38，则X、Y、Z分别为（）A．N、O、S B．Mg、O、Cl C．P、O、Cl D．C、N、O8、下列各图若为元素周期表的一部分(表中数字为原子序数)，其中正确的是（）9、元素周期表是一座开放的“元素大厦”，元素大厦尚未客满。

人大附中 2008-03-12
普通高中新课程化学人教版必修 2
第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律（第二课时） 教学设计
授课内容 课教师 授课地点
化学键（第二课时）[人教版必修 2 第一章第三节]
孔 瑛 授课时间 授课班级 20083 月 12 日 高一（10）班 图书馆一层阶梯教室
一、教学设计思路 教材分析 （见全课部分） 教学思路
教学环节 1 复习回忆， 引入新课
教学环节 2 对比思考， 小组交流， 总结完善， 实际体验
教学环节 3 对比整理， 落实书写
教学环节 4 讲解深入， 全面研究
教学环节 5 整理小结， 交流反思
四、板书计划 第三节 化学键 一、化学键 二、离子键：阴离子、阳离子、静电作用 共价键：共用电子对、静电作用 三、用电子式表示化学键的形成过程 四、化学反应的实质：原子—化学键—能量 五、教学反思
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教学重点 难点 教学方法 教学仪器
北京市高中化学新课程系列教学研讨活动（六）
人大附中 2008-03-12
三、
教学流程 1． [导入]不断闪动的氯化钠的形成动画 2． [投影]上一节课知识结构 [复习引入]通过上一节课的学习，我们初步理解了化学键的概念，理解离 子键和共价键的定义和成因。 3． [问题的提出]在讨论化学键的成因时， 动画模拟能够帮助你形象化学键 的形成过程，但不利于书面表达；而文字描述内容较多，不便于交流 和记录。如何使用简单、明确的学科语言表示化学键形成过程呢？ 4．[投影] [教师讲解]用电子式表示氯化钠中离子键的形成过程。 1． 两人小组交流： [活动 1]讨论，体验“用电子式表示氯化氢中共价键的形成过程” ，写入学 案。 [活动 2]对比“用电子式表示离子键、共价键的形成过程” ，小结形成简单 文字，写入学案。 [活动 3]交流分享 2． [实物投影] 小组间汇报组内的交流结果，全部共同完善“用电子式表 示离子键和共价键的形成过程”的书写要素。 [投影]用电子式表示离子键、共价键的形成过程小结 3． 完成课堂体验中的相关体验。 [实物投影]学生纸张版学案展示，师生共同评价，整理。 4．[投影]用电子式表示离子键、共价键的形成过程再小结 1． 问题激疑：欲用电子式表示化学键的形成过程时，首先应知道化学键 的种类。如何从元素种类上判断物质中含有化学键的种类？ 2． 交流讨论，小结整理并投影。 3． 尝试判断以下物质中化学键的种类和化合物的分类[课堂体验] 4．讨论交流，小结归纳（离子化合物和共价化合物；化学键与化合物之间 的关系；共价键的分类） 1． [过渡]通过对化学键知识的学习， 可以帮助我们更好地理解化学反应的 实质。 [板书]化学反应的实质 [投影] 原子层面、化学键层面、能量层面讨论化学反应的实质 [板书]原子—化学键—能量 2． 化学键研究的意义（回扣全课的引入） 1．[投影小结]本节课知识小结。 2．学生交流：本节课的体会

微专题·大素养①章末共享微专题一元素性质递变规律的实验探究灵活应用同周期、同主族元素及其化合物性质的递变规律，设计实验判断元素的金属性、非金属性强弱。

第一步：回顾元素性质的递变规律(1)同周期(从左到右)，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

①同周期(从左到右)最高价氧化物对应水化物的碱性减弱、酸性增强；②同周期(从左到右)气态氢化物的稳定性逐渐增强。

(2)同主族(从上到下)，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

①同主族(从上到下)最高价氧化物对应水化物的碱性增强、酸性减弱；②同主族(从上到下)气态氢化物的稳定性逐渐减弱。

第二步：设计或对照元素金属性、非金属性强弱的比较实验(1)可以通过以下实验比较两种元素的金属性。

①比较两种金属单质与水或非氧化性酸(如盐酸)反应的剧烈程度，反应越剧烈，则金属越活泼。

②比较两种金属之间的置换反应，A能从盐溶液中置换出B，则A比B活泼。

(2)可以通过以下实验比较两种元素的非金属性。

①通过两种非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来比较两种元素非金属性的强弱，如向Na2SiO3溶液中通入CO2，溶液变浑浊，可证明C的非金属性强于Si。

②通过比较非金属单质的置换反应，如Cl2能从KI溶液中置换出I2，则Cl的非金属性强于I。

[微训练一]有关的实验现象。

现在请你帮助该学生整理并完成实验报告。

(1)实验目的：探究同一主族元素性质的递变规律。

(2)实验用品：仪器：试管、胶头滴管药品：氯水、溴水、溴化钠溶液、碘化钠溶液、四氯化碳。

(4)实验结论：________________________．(5)问题和讨论：①上述两个实验中发生反应的离子方程式分别为________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________、________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

元素周期律(第一课时)教案篇一：元素周期律(第一课时)教案必修2 第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第一课时）一、教材分析：通过初三和必修I的学习，学生已经基本具备了一定的无机化学基础知识。

例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的学习奠定了一定的基础。

在本章中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。

通过《物质结构元素周期律》的学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。

同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。

在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生在初中和必修I中所学习的氧化还原反应和许多元素化合物的知识连汇贯通。

在第三节，通过化学键的学习，可以为今后有志深入学习化学的同学打下一定的基础。

总之，本章内容既是必修的重要理论内容，也是为选修内容的学习打下良好的基础。

二、教学目标：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。

三.教学重点难点：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。

四、学情分析：通过初三和必修I的学习，学生已经基本具备了一定的无机化学基础知识。

例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的学习奠定了一定的基础。

五、教学方法：学案导学六、课前准备：学生学习准备：导学案- 1 -教师教学准备：投影设备七、课时安排：一课时八、教学过程：（一）、检查学案填写，总结疑惑点（主要以学生课前板书答案展示的方式）（二）、情景导入，展示目标：老师：原子结构大家在初中就已经了解了，刚才通过同学们对导学案的展示已经对原子结构了解的不成问题了，那么核外电子具体怎样排布？有什么规律特点，以及元素周期表能够体现出哪些结构规律，与元素性质规律有什么联系，是我们这节课要探讨的内容。