第二节元素周期律(第2课时)学案(20200915091648)

第二节元素周期律第2课时学案知识与技能：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，提高实验技能°过程与方法：1.自主学习，自主归纳比较元素周期律。

2.自主探究，通过实验探究，提局探究能力。

情感、态度与价值观：培养辩证唯物主义观点：理解量变到质变规律。

学习重点元素的金属性和非金属性随原了序数的递增而呈现周期性变化的规律。

学习难点探究能力的培养。

学习过程：一、元素周期律（三）元素周期律1、自主学习：元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

性质强弱判断依据金属性1、2、非金属性1、2、3、2、合作探究：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2~3ml水，并滴入两滴酚猷溶液。

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。

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NaOHMg(OH)2中强碱AI(OH)3［实验二］Mg、Al与稀盐酸反应比较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 c3、自我总结：看资料总结：Si P S CI单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化口气态氢化物的稳定性最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HCIO4强酸（比H2SO4酸性强）结论［总结］第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐,非金属性逐渐 O4、自主学习：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。

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。

决定可归纳出。

5、自主学习：元素周期律（1）定义：0（2 ）实质：o6、课堂反馈练习：X、Y、Z三种元索的原了具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X大2, Z的质子数比 Y 多4, 1摩尔X的单质跟足量的酸起反应能置换出1克纨气，这时X转为具有饭原子相同的电子层结构的离子，根据上述条件推测：（1）X Y Z ；（2）X、Y最高价氧化物对应水化物跟的气态氢化物的水溶液反应的离了方程式分别为①，②。

第二节元素周期律(第2课时)三维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。

教学重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。

教学方法探究法、实验法教学媒体多媒体【引入】我们已经了解了核外电子排布的基本规律，那么，元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢？复习前面的知识。

[提问]金属性、非金属性强弱的比较依据是什么？[板书]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[板书]3、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系[设问] 1、标出下列有下划线元素的化合价：NaCl MgCl2AlCl3H2SiO3H3PO4H2SO4 HClO42、总结最高正化合价与什么有直接关系？[分析][板书]4、（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数[知识拓展] 1、价电子数：2、上述规律只对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。

[过渡] 写出下列化合物中有下划线元素的化合价：Na2CO3与CH4 H2SO4与H2S HCl与HClO4分析最高正化合价与最低负化合价的关系，并解释其原因。

[分析][板书]5、（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。

[反馈练习] 某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式为：；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：。

[分析][练习]1、比较Na、S原子半径的大小。

第二节元素周期律（第二课时）教学目标：1．了解元素金属性非金属性周期性变化规律。

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必然结果，从而理解元素周期律的实质。

3．通过本课时学习，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，也会以此理论来指导后续学习。

4．通过自学、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。

教学重点、难点：同一周期元素金属性、非金属性变化的规律；元素周期律的涵义和实质。

教学方法:归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等教学过程：复习：填写下列1～18号元素的元素符号及原子结构示意图最高正化合价和最低负化和价+1 +2 +3+4-4+5-3+6-2+7-1二、元素周期律元素的金属性和非金属性强弱的判断方法：元素金属性强弱的判断：①单质与水反应置换出氢越容易，元素金属性越强。

②单质与酸反应置换出氢越容易，元素金属性越强。

③最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性越强，元素金属性越强。

元素非金属性强弱的判断：①与氢气反应生成氢化物越容易，元素非金属性越强。

②生成的氢化物越稳定，元素非金属性越强。

③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性越强，元素非金属性越强。

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水化物的化学式：原子序数11 12 13 14 15 16 17元素符号Na Mg Al Si P S Cl气态氢化物———最高价氧化物最高价氧化物的水化物注：“—”不填。

1、钠镁铝金属性的递变规律实验1：Mg、Al与水的反应：现象：Mg与冷水无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡出现，溶液变红。

Al在常温或加热下，遇水均无明显现象。

方程式：2Na+2H2O == 2NaOH+H2↑Mg+2H2O △Mg(OH)2+H2↑结论：金属性由强到弱顺序：Na＞Mg＞Al实验2：Mg、Al与盐酸的反应：现象：两者均有无色气体生成，放出大量的热，但Mg与稀HCl的反应比Al剧烈得多。

第二节元素周期律第2课时导学案青春寄语：胜利的火种需要您去点燃，把握现在，点燃胜利之火吧！【学习目标】1、掌握元素原子核外电子排布，原子半径、主要化合价随着原子序数的递增而呈周期性变。

2、了解元素最高价氧化物的水化物、两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

【重点难点】1. 元素金属性、非金属性。

2. 元素金属性、非金属性呈周期性变化【知识链接】1.元素周期表2.原子核外电子的排布【学习过程】二、元素周期律A级《一》原子核外层电子排布、原子半径、主要化合价的规律变化《二》、元素的金属性与非金属性的验证B级[P18科学探究]1.实验：镁与水的反应（2）观察Mg、Al与盐酸反应的实验现象。

B级（1）Na、Mg、Al与水反应的难易程度比较。

A 级 （2）Mg 、Al 与酸反应的难易程度比较。

C 级 （3）比较Na 、Mg 、Al 的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱。

常温下现象不明显”常易错答为“Mg 与冷水不反应”。

A 级 （4）分析讨论结论：Na Mg Al 金属性逐渐B 级 3.阅读分析填表总结： 结论： Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。

元素周期律是 随着元素原子序数的递增 、 、 、 呈周期性变化。

B 级 4.元素金属性强弱的判断依据：5.元素非金属性强弱的判断依据： 【基础练习】：B级 1. 同周期的X、Y、Z三元素, 其最高价氧化物水化物的酸性由弱到强的顺序是:H3ZO4<H2YO4<HXO4, 则下列判断正确的是A．原子半径X>Y>Z B．非金属性X>Y>ZC．阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序由强到弱D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序由弱到强B级2. 砷为第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．砷的氧化性比磷强三、元素周期表和元素周期律的应用C级1、元素在周期表位置、原子结构和元素性质的关系C级2、元素性质递变规律B级3、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系主族元素最高正价数主族序数最外层电子数（价电子数）｜非金属的最高正价｜+｜非金属的最低负价｜=4、应用——在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第2课时）【学习目标】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．理解元素周期律及其实质。

3．了解元素周期表和元素周期律的应用【自主预习】（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: 。

4.元素周期律和元素周期表有哪些应用？【预习检测】1、元素性质呈随着原子序数的递增而呈周期性变化的决定因素是( )A．元素原子的电子层数呈周期性的变化B．元素的化合价呈周期性变化C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化D．元素原子的半径呈周期性变化2、在下列元素中，最高正化合价数值最大的是（）A．Na B．P C．Cl D．Ar【问题存疑】【合作探究】探究活动一、元素化合价的周期性变化阅读教材第1５页表及下图，讨论并分析元素化合价变化的规律。

思考与讨论：（1）同周期元素，随着原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？ （2）元素的最高正价、最低负价与原子最外层电子有何关系？ （3）元素的最高正价与最低负价绝对值之和有何关系？结论：同一周期元素，随着原子序数的递增，元素的 也呈现周期性变化。

归纳整理: 随着原子序数的递增， 、 和 都呈周期性的变化。

学以致用:1．某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为（ ） A. 4 B. 5 C. 6 D. 72．某非金属X 的最高正价为+m ，它的最高价氧化物的水化物中有b 个氧原子一个X 原子 该酸的化学式为。

探究活动二、元素的金属性与非金属性周期性变化思考：元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？【探究实验一】取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜,放入试管中。

向试管中加入2mL 水,并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。

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。

元素周期律第二课时学案学习目标：1.了解元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化.2.认识元素的金属性和非金属性的周期性变化。

【知识回顾】同主族元素的原子结构、化合价、金属性或非金属性的变化有什么规律？（画图示意）猜想：同周期元素的原子结构、化合价、金属性或非金属性的变化是否也有规律性？【探究1-合作归纳探究】课前预习课本P14～15填写表格，并根据表格信息完成下图及思考题。

1、作图一：根据课本P14科学探究1表信息，请画出1-18号元素的“最外层电子数”（用黑●表示）及“最高正化合价或最低化合价”（用红●表示）。

思考与交流：①你发现了什么变化规律？②最外层电子数与“最高正价”有何关系？③“最高正价”与“最低负价”有何关系？2、作图二：根据课本P14科学探究1表信息，画出1～18号元素的原子半径，用黑●表示，并把表示3～9号元素、11～17号元素原子半径的点用直线连接。

【思考与交流】①同周期从左到右，元素的原子半径的变化规律：1~18号元素中（零族除外），原子半径最大的元素是，原子半径最小的元素是。

②原子半径大小与什么有关，为什么这样变化？r这样变化，又说明了什么？完成推理——元素周期表中同一周期元素由左到右：电子层数相同，原子半径()原子核对最外层电子的吸引力()原子失去电子的能力()原子得到电子的能力()元素的金属性（）元素的非金属性（）以第三周期为例，即金属性：Na____Mg___Al，非金属性：Si____P____S____Cl（选填“>”“=”“<”，以下同）【探究2-金属性探究】1、设计方案：如何证明金属性Na____Mg____Al？尽可能提出多种方案。

理论依据是什么？2、设计反思：①评价上述方案，哪些方案可行性高？从操作和现象等衡量。

③本实验重在比较不同金属的金属性，为了使实验更严谨，要注意控制哪些实验条件？3、实验证明：根据反思完善具体的实验方案，填于下表。

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的原子半径、主要化合价变化规律，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】同周期元素的原子半径、主要化合价变化。

【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？2．比较卤素元素非金属强弱的方法有哪些？【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．仔细观察所给表格，完成表格填空3～9号元素Li Be B C N O F Ne原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64 —变化趋势11～17号元素Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99 —变化趋势结论：随着原子序数的增加，原子半径呈变化。

2．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）：；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）：。

（2）微粒半径的比较方法：①首先看微粒的电子层数，电子层越多则微粒半径一般；②电子层数相同时再看微粒的核电荷数，核电荷数越大则微粒的半径一般；③电子层数和核电荷数都相同，则看最外层电子数。

最外层电子数多，半径；反之，半径。

3.完成表格填空3～9号元素Li Be B C N O F Ne 主要化合价（最高正价与最低负价）变化趋势11～17号元素Na Mg Al Si P S Cl Ar主要化合价（最高正价与最低负价）变化趋势结论：随着原子序数的增加，元素的主要化合价呈变化。

4．归纳小结：原子序数为11～17的元素的最高化合价和最低化合价的变化规律是。

必修2 物质结构元素周期律第二节元素周期律（第二课时）一、教材分析1、教材的地位及作用元素周期律是中学化学教材中重要的基础理论。

通过对本节的学习，可以促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；同时也能使学生以元素周期律为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。

因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点。

2、教材中的内容本节课是人教版化学（必修2）第一章第二节的教学内容，是在初中知识及本章第一节《元素周期表》的基础上进一步来学习元素周期律。

另外必修1所学第三周期钠、铝、硅、氯、硫等元素化合物的知识，为元素周期律的学习提供了充分的感性资料。

本节教学内容包含原子核外电子的排布、元素周期律和元素周期律的应用等知识点，需要三个课时才能完成。

本节课是第二课时，以周期表横向结构为线索。

先介绍原子核外电子排布，以1-18号元素为例，突出电子层数的不同和最外层电子数的递增关系，理论探究分析元素的电子层排布、原子半径和化合价的周期性变化，然后以第三周期元素为代表，通过实验和事实分析归纳出元素周期律。

3、课标中的内容根据新课标要求及新课改精神，必修内容要求学生具备化学学科的基本知识，具备必需的学科素养，而《物质结构、元素周期律》这一章在新教材的安排正好体现了上述要求；其中《元素周期律》这一节要求学生能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子核外电子的排布及原子结构与元素性质的关系，能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

二、学情分析1、知识技能方面：学生上学期已经学习了大量元素化合物的知识，第一节以及第一课时已经认识了元素周期表，以及元素周期律的部分知识，从微观角度能一定程度的解释了宏观的现象，但是缺乏融会贯通的能力。

2、学习方法方面：学生在（必修1）的学习过程中已经体验过元素化合物知识的学习方法——实验、归纳总结法，具有一定的学习探究能力和归纳总结能力。

第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律（第2课时）【学习目标】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、了解元素周期表和元素周期律的应用3、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

【学习重点】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。

【学习难点】如何判断元素的金属性和非金属性 【知识链接】周期序数 原子序数 电子层数最外层电子数 一 1~2 1 二 3~10 2 三11~183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1~8的周期性变化（H 、He 除外）完成P15页的表格，2、在原子中：质子数= = =3、稳定结构与不稳定结构（重点阅读）通常，我们把最外层8个电子(只有K 层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。

一般不与其他物质发学生化学反应。

当元素原子的最外层电子数小于8(K 层小于2)时，是不稳定结构。

在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。

原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。

金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。

举例说明：K S Al 的金属性、非金属性。

4、元素金属性非金属性的判断依据（重点学习并记忆） [引入]上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性变化。

元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。

金属性比较 本质 原子越容易失电子、金属性越强判 断 依 据 1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。

2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。

3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。

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：在本节中，这些知识将更加细化，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。

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。

本节用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。

iXJmEyVhpG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。

2、过程与方法：<1）自主学习，归纳比较元素周期律。

<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：培养学生辩证唯物主义观点——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：探究能力的培养四、学情分析：元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生去动手实验获取证据，让学生去分析图表、资料获取信息。

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、观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。

iXJmEyVhpG五、教学方法：对比、分类、归纳、总结等方法六、课前准备：1．学生的学习准备：预习课本上相关的实验，初步把握实验的原理和方法步骤；完成课前预习学案。

2．教师的教学准备：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延伸拓展学案。

第五章第二节元素周期律（第二课时）一、学习目标：1、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2、掌握金属性非金属性强弱判断方法。

3、掌握化学学习的方法与技巧。

二、学习过程（一）．导入：观看视频与图片问题1（1）铝是地壳中含量最高的金属元素，为什么人类却在19世纪后才开始大量使用？（2）：这些金属的使用顺序有无规律可循？写出金属活动性顺序表：（二）金属性强弱比较1、微观探析：结构决定性质画原子结构示意图：Na Mg Al结论：同周期金属元素原子的电子层数，核电荷数依次原子半径逐渐失去电子能力逐渐金属性逐渐。

2．宏观辨识：实验探究Na Mg Al与水反应的快慢？与酸反应的快慢？问题2、(1)比较上述现象，你能得出怎样的结论？(2)还有哪些事实可以比较金属性的强弱？结论：金属性强弱比较的依据1、2、3、4、5、......（三）非金属性强弱比较1、微观探析：结构决定性质画原子结构示意图：Si P S Cl结论：同周期非金属元素原子的电子层数，核电荷数依次原子半径逐渐得电子能力逐渐非金属性逐渐。

2．宏观辨识：科学事实（阅读教材16页）问题3、(1)分析表中信息，你能得出怎样的结论？(2)还有哪些事实可以比较非金属性的强弱？结论：金属性强弱比较的依据1、2、3、4、....（四）课堂总结：（一）方法归纳（二）知识归纳：三、目标检测1.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。

2.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.原子半径逐渐增大C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4-13.写出Al2O3、Al(OH)3分别与强酸强碱反应的离子方程式。

第二节元素周期律（第2课时）学习目标：1、了解元素周期律的内容和实质2、了解金属性、非金属性强弱比较的方法3、了解元素性质与原子结构的关系学习重点：元素周期律的内容和实质，元素性质与原子结构的关系学习难点：1、元素金属性、非金属性强弱比较的方法2、元素性质与原子结构的关系1、下列有关元素周期律的叙述正确的（）A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化2、下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是（）A、金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。

B、KOH的碱性比Mg（OH)2强C、金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁D、在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子3、下列说法能够证明氯元素的非金属性比硫元素强的是（）A. HClO3的酸性比H2SO3强B. HCl的酸性比H2S强C. HCl的稳定性比H2S强D. 氯气与氢气化合的条件要比硫与氢气化合的条件更容易。

4、下列递变情况不正确的是（）A、Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原性依次减弱B、P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定性增强C、C、N、O原子半径依次增大D、Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强5、同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列说法判断错误的是（）A.原子半径X > Y > ZB.气态氢化物稳定性HX > H2Y > ZH3C.元素的非金属性X > Y > ZD.单质的氧化性X > Y > Z巩固练习:1.下列的氢氧化物中，碱性最强．．的是( )A．Ca(OH)2B．NaOH C．RbOH D．Al(OH)32.下列说法中正确的是( )A、非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数B、非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数C、最外层有2个电子的原子都是金属原子D、最外层有5个电子的原子都是非金属原子3.下列关于元素周期表和元素周期律的论述中正确的是( )A、同一主族的元素，从上到下单质熔点逐渐升高B、元素周期表是元素周期律的具体表现形式C、同一周期从左到右，元素原子半径逐渐增大D、周期表中ⅣA～ⅦA族元素可表现正化合价4.（08江苏）下列排列顺序正确（）A、热稳定性H2O>HF>H2SB、原子半径：Na>Mg>OC、酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4D、碱性：LiOH<NaOH<KOH5. 在1~18号元素中，除稀有气体元素外：(1)原子半径最大的元素是，原子半径最小的元素是。

人教版必修二第一章第二节《元素周期律》（第2课时）word教案名师精编优秀教案第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律教案(第2课时)【教学目标】一、知识与技能1、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.理解元素的周期性变化是元素核外电子排列周期性变化的必然结果，从而理解元素周期规律的本质二、过程与方法1.学会使用元素周期律和元素周期表来指导和探索化学知识的学习方法。

2、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三、情感态度和价值观通过自学、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[教学要点]元素周期律的涵义[教学困难]元素周期律的实质[教学过程]［引］从上一节我们分析3-9、11-17号元素的得失电子能力强弱可知：当电子层相同时，随着元素原子序数的递增，最外层电子数从1增至8，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的变化呈现周期性变化呢？假如我们要用实验来验证自己的假设，又应从哪些方面着手呢？这就是我们本节课所要学习的内容。

【板书】第2节元素周期律（2）［讲］请大家结合课前预习知识回答，判断元素金属性和非金属性的依据。

［投影小结］判断元素金属性强弱的依据1.单质越容易与H2O或H+反应以取代H（反应的严重程度），金属丰度越强。

2.对应于最高价氧化物的水合物的碱度越强，金属丰度越强。

3.单质的还原性越强，金属丰度越高。

4.按照金属活动的顺序，金属丰度逐渐减弱5、金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱判断元素非金属性强弱的依据1/6名师精编优秀教案1.氢化物形成的难度、条件和稳定性。

与H2结合越容易，氢化物越稳定，表明非金属性质越强2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强，说明非金属性越强3、非金属单质间的置换反应。

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：性质Na Mg Al 单质与水（或酸）的反应情况最高价氧化物对应水化物的碱性强弱Al(OH)3 两性氢氧化物2.硅、磷、硫、氯的性质比较性质Si P S Cl 非金属单质与氢气反应的条件最高价氧化物对应水化物的酸性强弱HClO4比H2SO4更强的酸（二）元素周期律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、提出疑惑疑惑点疑惑内容课内探究学案一、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Mg AlNa现象与冷H2O反应与沸H2O反应化学方程式结论Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。

Mg Al现象反应方程式结论Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈现象加入NaOH 加入稀盐酸反应方程式结论Mg（OH）2不能溶于氢氧化钠Mg（OH）2能溶于盐酸（四）Al(OH)加入NaOH，加入稀盐酸现象反应方程式结论Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸Na Mg Al单质与水（酸）反应最高价氧化物水化物碱性强弱比较NaOH强碱结论随着原子序数的递增，金属性Na＞Mg＞Al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.原子半径逐渐增大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 4。

咼考总复习同步训练必修n 第一章物质结构元素周期律 第二节 元素周期律（第2课时）、教材分析:在本节中，这些知识将更加细化，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。

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。

本节用第三周期为例， 典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。

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。

2、 过程与方法：（1） 自主学习，归纳比较元素周期律。

（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：培养学生辩证唯物主义观点——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：探究能力的培养 四、 学情分析：元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生去动手实验获取证据，让学生 去分析图表、资料获取信息。

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、观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。

五、 教学方法：对比、分类、归纳、总结等方法 六、 课前准备：1. 学生的学习准备：预习课本上相关的实验，初步把握实验的原理和方法步骤；完成课前 预习学案。

2. 教师的教学准备：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案， 延伸拓展学案。