第一章 第二节元素周期律 第一课时

按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行。
1、周期：
具有相同电子层数而 又按照原子序数递增 顺序由左往右排列的 一系列元素。
周期数 = 电子层数
电子层数 最外层电子数
电子层数 最外层电子数
结论：同周期元素电子层数相同， 从左到右最外层电子数依次增加。
2、族： 不同横行中最外层电子
数相同的元素按电子层数递 增的顺序由上到下排成纵行。
周期
短周期
长周期
具有电子层数相同的横行
七主分两边,七副站中间,
族： 零族排末尾, VIII族括纵三。
最外层电子数相等的纵行
IA 主族 7个
零族 0
IIA
IIIA IVAVAVIAVIIA
副族 7个 第八族
IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
判断正误
1. (1)元素周期表有18个纵列，共16个族( √) (2)短周期元素中可能有副族元素( × ) (3)原子序数之差为2的两种元素不可能位于同一主族 (× ) (4)元素周期表中Ⅷ族元素种类最多( × ) (5)同周期相邻主族元素的原子序数之差都为1( × ) (6) 元 素 周 期 表 中 镧 系 元 素 和 锕 系 元 素 都 占 据 同 一 格 ， 它们互为同位素×( )
2.确定下列元素在周期表的位置。
(1)已知硒(Se)元素具有抗癌抗衰老的作用，其原子结
构示意图为
，该元素位于周期表中第 4 周
期 ⅥA 族。
(2)据报道，某些花岗岩会产生放射性元素氡，其原子
结构示意图为
，则该元素的质子数为 86 ，位于周 期表中的第 6 周期 0 族。
3.主族元素在周期表中所处的
C. N/C

第二节 元素周期律（第一课时） 制作：田宇 审核：高一化学组【问题探究】课题一：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①按能量由低到高，即由内到外，分层排布。

②第1层最多只能排____个电子 ；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排____个(K 层最多排__个)。

思考：你能根据核外电子排布的规律，结合元素周期表，画出19、20号元素的原子结构示意图吗？通过上述探究，我们可以得出结论：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布呈现 变化。

课题二： 化合价的变化通过对1—18号元素的化合价（最高正价或最低负价）的变化的研究，可以得出结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈现 变化。

课题三：原子半径的变化结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 变化。

【知识拓展】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、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，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力，半径。

【课堂检测】1．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．172．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．103． 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4．某元素核外有三个电子层，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．Cl5．1~18号元素中，最外层电子数是次外层电子数二倍的元素是，原子结构示意图，能与氧形成的氧化物的化学式、。

须 加 热
光照或 点燃爆 炸化合
Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
强碱
中强碱 两性氢 弱酸 氧化物
中强 酸
强酸
最强 酸
稀 有 气 体 元 素
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素原子半径呈现周期性变化 元素化合价呈现周期性变化 元素的化学性质呈现周期性变化
（2）最外层电子数不超过8个电子(K 为最外层时不超过2个) ； （3）次外层电子数不超过18个电子； 倒数第三层电子数不超过32个电子； （4）核外电子总是尽先排布在能量较 低的电子层，然后由里向外，依次排布 在能量逐步升高的电子层(能量最低原 理)。
练习：
1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、 +12 2 10

氟里昂的发现与元素周期表
米奇利还分析了其它的一些规律， 最终，一种全新的致冷剂CCl2F2终 于应运而生了。 80年代，科学家们发现氟里昂会破 坏大气的臭氧层，危害人类的健康 的气候，逐步将被淘汰。人们又将 在元素周期表的指导下去寻找新一 代的致冷剂。

例1.下列递变情况不正确的是： C
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
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布一、核外电子的分层排布1．电子的能量(1)在多电子原子里，电子的能量________。

(2)在离核较近的区域内运动的电子的能量________，在离核较远的区域内运动的电子的能量________。

2．电子层(1)概念：在多电子的原子里，电子运动的________的区域简化为________的壳层，称作电子层。

核外电子的排布一般总是尽先从________排起，当一层________后再填充下一层。

4．核外电子的排布规律分析下表和课本表1－2，填写下列空白：(1)最多是____；次外层所能容纳的电子数最多是____；K、L、M、N各电子层所能容纳的电子数最多依次是____、____、____、____。

(2)在元素周期表中，随着元素核电荷数的增加，在____族元素之后，增加了新的电子层并出现了新的周期，该元素最外层电子数是____。

研究各元素原子核外电子排布(课本表1－2)可以发现，稀有气体元素的原子各电子层电子数已达到最多所能容纳的电子数。

原子核外各电子层最多容纳的电子数(电子层数为n)是______。

5．核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布，其主要规律：(1)原子核外电子总是先排能量________的电子层，然后由____向____，依次排布在能量____________的电子层即排满了____层才排____层，排满了____层才排____层。

(2)原子核外每个电子层最多容纳______个电子。

(3)原子最外层电子数不超过____个电子(K层为最外层不能超过_____个电子)。

(4)原子次外层电子数不超过____个电子(K层为次外层不能超过____个电子。

)二、核外电子排布的表示方法——结构示意图1．原子结构示意图用小圆圈表示原子核，圆圈内的数字表示核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数，这样的图示称为原子结构示意图。

例如，钠原子的结构示意图为：2．离子结构示意图离子结构示意图与原子结构示意图写法相同，只是在原子结构示意图中，核内质子数等于____________；离子结构示意图中，二者____相等。

(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。 (7)电子总数为最外层电子数 2 倍的元素：Be。 (8)次外层电子数是最外层电子数 2 倍的元素：Li、Si。 (9)内层电子总数是最外层电子数 2 倍的元素：Li、P。 (10)电子层数是最外层电子数 2 倍的原子：Li。 (11)最外层电子数是电子层数 2 倍的原子：He、C、S。 (12)最外层电子数是电子层数 3 倍的原子：O。
2、核外电子排布规律
为了形象地表示原子的结构，人们就创造了 “原子结构示意图”这种特殊的图形。 第 3层 第 2层 原子核 第 1层
+ 15
原子核带正电
2
8
5
核电荷数
该电子层上的电子数
（1）分层排布
1
K
2
L
3
M
4
N
5
O
6
P
7
Q
离核由近到远，能量由低到高
能量最低原理
电子总是先排布在能量最低的电子层里，
由1个增加到8个，而达到稳定结构
原子序数
电子层数
最外层 电子数 1 1
达到稳定结 构时的最外 层电子数
1～2 3～10 11～18
1 2 3
2
8
2
8 8
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 周期性 变化。
核外电子排布
除第一周期外，同周期元素的原子， 从左到右，最外层电子数从1增加到8； 同一主族元素的原子最外层电子数 相等。
点燃或光照
酸性逐渐增强
加热 PH3 加热 H2S
单质与H2反应条件
气态氢化物 及其稳定性 结论
高温 SiH4

6s1
6s2 镧系 5d26s2 5d36s2 5d46s2 5d56s2 5d66s2 5d76s2 5d96s1 5d106s1 5d106s2 6s26p1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 6s26p5 6s26p6
7s1 7s2 锕系 6d27s2 6d37s2
镧系 5d16s2 4f15d16s2 4f36s2 4f46s2 4f56s2 4f66s2 4f76s2 4f75d16s2 4f96s2 4f106s2 4f116s2 4f126s2 4f136s2 4f146s2 4f145d16s2 锕系 6d17s2 6d27s2 4f25d16s2 4f35d16s2 4f45d16s2 6d67s2 6d77s2 4f75d16s2 6d97s2 6d107s2 6d117s2 6d127s2 6d137s2 6d147s2 4f145d16s2
三张有重要历史意义的元素周期表
短式周期表
门捷列夫
编排的依据： 按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来
三张有重要历史意义的元素周期表
特长式周期表
…
……
H
… He
Li
Be B C N O F Ne
Na
Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
IB
IIB 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6
4s1 4s2
S区
5s1 5s2
6s1 6s2
3d14s2 4d15s2 镧系
3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2

理解应用
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
√C.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋
B.F、Cl、Br D.Cl－、Br－、I－
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。
3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如 Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)， 且最外层上只有一个电子，易失去 一个电子 形成＋1价 阳离子。 (2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1 越小，元素的 金属 性越强。
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课时对点练
一、选择题：每小题只有一个选项符合题意。
1.下列有关微粒半径的大小比较错误的是
A.K＞Na＞Li
√C.Mg2＋＞Na＋＞F－
B.Na＋＞Mg2＋＞Al3＋ D.Cl－＞F－＞F
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
解析 A项，同一主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大； B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小； C项，半径大小应为Mg2＋＜Na＋＜F－； D项，Cl－比F－多一个电子层，故半径：Cl－＞F－，F－比F多一个电子， 故半径：F－＞F。
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随堂演练 知识落实
1.(2019·扬州高二月考)下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大
的是
√A.LiI
C.KCl
B.NaBr D.CsF

《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素周期律的观点。

2. 过程与方法：通过观察和分析实验现象，归纳出元素性质的递变规律。

3. 情感态度价值观：培养学生的观察能力和分析能力，激发学生对化学学科的兴趣。

二、教学重难点1. 教学重点：元素周期表的结构，元素周期律的应用。

2. 教学难点：通过实验现象分析元素性质的递变规律。

三、教学准备1. 准备教学PPT，包含元素周期表、实验图片和相关视频。

2. 准备实验器械和试剂，如试管、烧杯、试纸、磁铁等。

3. 准备学生实验用器械和试剂，如试管、试纸、砂纸等。

4. 准备习题集和相关练习题。

四、教学过程：（一）导入新课1. 回顾初中化学知识，通过提问的方式，让学生回忆初中化学中学习过的元素，并列举出一些典型的元素及其化合物性质。

2. 介绍周期表的结构和特点，说明元素周期表不仅是学习化学的重要工具，也是理解化学知识的重要框架。

3. 强调本次课程学习的内容和方法，介绍本次课程的教学目标。

（二）新课教学1. 介绍周期表中的七个周期和三个部分，并通过图片和视频展示周期表的结构和特点。

2. 介绍元素周期律的观点和意义，说明元素性质的周期性变化规律是学习化学的重要基础。

3. 通过实验演示和图片展示，介绍氢元素和碱金属的性质和变化规律，并引导学生思考和讨论这些性质和变化的原因。

4. 介绍卤族元素和金属的性质和变化规律，并引导学生思考和讨论这些性质和变化的原因。

5. 介绍氧族元素和碳族元素，并引导学生思考和讨论这些元素在周期表中的位置和性质的干系。

6. 组织学生进行小组讨论，让学生根据所学知识，尝试诠释一些化学现象的原因，培养学生的思维能力和表达能力。

7. 总结本次课程所学的知识和规律，强调元素周期律的应用和意义。

（三）教室练习1. 安置一些与本次课程相关的练习题，让学生进行思考和解答，以检验学生对所学知识的掌握水平。

解析：K层即是第一层，只有1个电子的是氢原子，A项 正确；原子M层上有电子，说明L层已排满8个电子，此时M 层上电子数为L层的4倍，为32个，与最多有2n2即18个相矛 盾，B项错误；M层、L层上的电子数均为K层上的4倍，即 为“2、8、8”电子排布，则S2－、Cl－、K＋、Ca2＋均满足， C项正确；氢原子的核电荷数与最外层电子数相等，D项正 确。
名师点睛：判断10电子微粒的方法：
10电子微粒是高考的热点，因此高一就要夯实基础，但 死记硬背不利于知识的灵活应用。以下是快速确定10电子微 粒的有效方法。
(1)
(2)H＋电子数为零，故与其他粒子结合，原粒子的电子 数不增也不减。则：
变式应用 2．下列微粒中，核外电子数相同的是( )
解析：F－中含10个e－，Na＋中含10个e－，Ne中含10个e －，K＋中含18个e－，⑤为Mg2＋，含10个e－。故①②③⑤中 电子数相同。
(7)电子层数和最外层电子数相等的原子是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倍的原子是He、C、S。 (10)最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
变式应用
1．已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A＜B＜ C，且都小于18，A元素的原子最外层电子数是次外层电子 数的2倍；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半； C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个。试推断：
3．下列各原子结构示意图中所表示的核外电子排布正确的 是( ) C
一、原子核外电子排布规律 (2011年山东临沂模拟)下列说法中肯定错误的是( ) A．某原子K层上只有一个电子 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．某原子的核电荷数与最外层电子数相等

全国“教学中的互联网搜索”优秀教案评选材料元素周期律和元素周期表（第一课时）【教案的背景】：我校实行368教学模式，创设优质高效课堂，高一化学教研组在学校368教学模式下，结合学科的特点，在小组合作学习的情况下，实行问题驱动型教学模式，其原理是将主干知识，以问题的形式展示出来。

学生通过小组合作讨论解答学案上设计的问题，将主干知识构建成统一体系。

【教学的课题】：《化学必修2》（鲁科版）2007年7月第3版2011年第13次印刷。

第一章第2节元素周期律和元素周期表（第一课时）元素周期律【教材的分析】：元素周期律和周期表是《化学必修2》第一章第2节内容。

本节教材在编写上特别注意培养学生的三维目标，通过本节课的学习，学生要学会总结归纳，具有一定的绘图和识图能力。

教材在设计材料时，注意让学生进行探究，然后总结归纳出元素的性质（最外层电子排布、原子半径、主要化合价）和原子结构的关系，随着原子序数变化的关系，最后归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质。

元素周期律是元素周期表编排的基础，元素周期律的学习要为元素周期表的学习打下基础，做好铺垫。

元素周期律学习对于第三节元素周期表的应用的学习也起重要的作用，在帮助学生建立“位-构-性”三者的关系，也具有一定的指导作用。

【教学方法】使用问题驱动，小组合作讨论，教师精讲点拨。

【学习过程】【预习学案】1、钠原子的原子结构示意图2、原子序数是 ,它与原子的核电荷数、质子数、核外电子数的关系。

3、随着原子序数的递增元素原子的、、均呈的变化，在大量科学研究基础上，人们归纳出一条规律，元素性质随元素原子序数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫其根本原因是核外电子排布的周期性变化。

3、1-18号元素①一般情况下，电子层数性同时，随着核外电荷数的递增原子半径逐渐②一般情况下，最外层电子数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐③稀有气体原子半径与相邻原子半径比较，半径特别大。

4、1-18号元素的化合价随原子序数的增加有什么变化特征：（同一行即电子层相同）元素原子的最高化合价由逐渐增大到；最低负价由逐渐增大到最高正价数= 最高正价和最高负价的绝对值之和=【教学过程】元素周期律和元素周期律表（第一课时）【学习目标】（1）知识与技能目标掌握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，认识元素周期律的实质。

《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素周期律的内容。

2. 过程与方法：通过观察、分析、归纳等学习方法，了解元素性质与核外电子排布的干系。

3. 情感态度与价值观：培养学生的观察能力及总结归纳能力，激发学生对化学学科的兴趣。

二、教学重难点1. 教学重点：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素周期律的内容。

2. 教学难点：通过观察、分析、归纳等学习方法，总结元素性质与核外电子排布的干系。

三、教学准备1. 准备教学用具：PPT课件、元素周期表、图片、实验器械等。

2. 准备教学内容：准备好相关的元素周期律的教学视频、案例及实验。

3. 预习要求：学生在课前预习元素周期表及元素周期律的相关知识，以便更好地参与教室讨论。

四、教学过程：（一）导入新课1. 回顾初中化学中学习过的元素，请学生列举出一些熟悉的元素及其化合物。

2. 提问：同砚们知道这些元素及其化合物之间存在哪些规律吗？3. 引入课题：元素周期律。

（二）新课教学1. 讲授元素周期表的结构和分类，让学生了解周期表中的横行代表周期，纵列代表族。

2. 介绍周期表中金属元素和非金属元素，并讲解同周期和同族元素之间的递变规律。

3. 结合周期表，讲解同周期元素原子核外电子层数和最外层电子数的变化规律，以及同主族元素原子最外层电子数和原子半径的变化规律。

4. 介绍元素金属性、非金属性以及原子得失电子的能力的观点和变化规律。

5. 通过实验演示，让学生观察金属钠与水反应的现象，并引导学生分析钠的性质和变化规律。

6. 引导学生自主探究其他元素的性质和变化规律，并尝试总结出元素周期律的普遍规律和特殊性。

7. 分组讨论：在周期表中某些区域的性质变化规律。

8. 请学生发言，分享自己的探究效果和总结，并由教师进行点评和补充。

（三）教室小结1. 回顾元素周期表的结构和分类。

2. 总结元素周期律的主要内容和变化规律。

人教版高一化学必修2同步练习第二节元素周期律一、单选题1.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. 原子半径：F<Mg<KD. 稳定性：PH3>H2S>HCl2.某元素的最高价氧化物对应的水化物的分子式是H4RO4，则其氢化物的分子式是()A. RH3B. H2RC. RH4D. HR3. a R3−和 b M n+的核外电子数相等，则a值等于()A. b+n+3B. b+n−3C. b−n+3D. b−n−34.下列有关物质性质的比较，不正确的是()A. 金属性：Al>MgB. 稳定性：HF>HClC. 酸性：HClO4>H2SO4D. 碱性：NaOH>Mg(OH)25.能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是()①Cl2与H2S溶液发生置换反应②受热时H2S能分解，HCl则不能③单质硫可在空气中燃烧，Cl2不能④HCl是强酸，H2S是弱酸．A. ①④B. ①②C. ③④D. ②④6.关于二氧化硅的叙述不正确的是()①二氧化硅是制造光导纤维的重要原料②硅、碳原子最外层都有4个电子，故SiO2的物理性质与CO2类似③SiO2既能和氢氧化钠溶液反应也能和氢氟酸反应，是两性氧化物④将CO2通入Na2SiO3溶液中有胶状沉淀生成，说明碳酸比硅酸酸性强．A. ②③B. ③④C. ②④D. ①④7.下列各组性质比较中，正确的是()①沸点：HF>HCl>HBr>HI②离子还原性：S2−>Cl−>Br−>I−③酸性：HClO4>HBrO4>HIO4④金属性：K>Na>Mg>Al⑤气态氢化物稳定性：HF>HCl>H2S⑥半径：O2−>F−>Na+>Mg2+A. ①②③B. ③④⑤⑥C. ②③④D. ①③④⑤⑥8.四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。

（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。

汝阳县实验高中2012——2013学年第二学期高一化学学案第一章第二节元素周期律和元素周期表(第一课时)制作人：赵润豪审核人：赵润豪包科领导：徐正武2013.3.3【课前自主复习】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)⑵根据核外电子排布的规律，能画出1－18号原子结构示意图。

二、元素周期律结论：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。

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。

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，随着核电荷数的增加，原子核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种微粒，核外电子数越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。

3．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。

[[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。

4．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。

元素周期律（1）定义：。

（2）实质：。

三、元素周期表和元素周期律的应用1．元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系2．主族元素最高正化合价＝＝＝3．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(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；在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

2. A原子L层上的电子数等于次外层上的电子 数也等于电子层数，A是 Be 。
3. B原子核外M层电子数是L层电子数的一半, 则B是 Si 。
4.C原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5
倍。则C是 B 。
5.D原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。 则D是 Ne 。
导学案{思考交流}
总结：与稀有气体原子核外电子排布相同的离子
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__近__的区域运动，能量高的电子在 离核_远___的区域运动。
2、电子层的表示方法
电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高)
内
外
K LMNO P Q
核外电子排布规律： 1、电子在原子核外分层运动，也称分层排布。
10 氖 Ne
18 氩 Ar
36 氪 Kr
54 氙 Xe
86 氡 Rn
稀有气体元素原子电
子层排布
核电 元素 元素
各电子层的电子数
荷数 名称 符号 K L M N O P
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 18 氩 Ar 2 36 氪 Kr 2 54 氙 Xe 2
8 88 8 18 8 8 18 18 8
核外电子排布的一般规律 能量最低原理
能量最低
1→2→ 3→ 4→ 5→6→ 7
K→L→M→N→O→P→Q
3、各电子层排布规律
核电荷数 元素名称 元素符号
各电子层的电子数
K
L
M
N
1
氢
H
1
2
氦
He
2
3
锂
Li
2
1
4

《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：学生能够理解元素周期表的结构，掌握周期和族的定义及周期律的内容。

2. 过程与方法：通过观察、分析和归纳，学生学会发现元素之间的规律性。

3. 情感态度与价值观：激发学生对化学学科的兴趣，培养科学探究的精神。

二、教学重难点1. 教学重点：引导学生观察元素周期表，归纳出元素性质的递变规律。

2. 教学难点：理解并掌握周期律，能够运用规律诠释和预计化学现象。

三、教学准备1. 准备教学PPT，包含元素周期表、图片和动画等资源。

2. 准备实验器械，进行元素性质实验，以便学生观察和记录。

3. 准备习题集，供学生练习和稳固知识。

4. 安排实验室和教室的应用，确保教学环境良好。

中职化学课程《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、课程目标通过本课程的学习，学生能够：1. 掌握元素周期律的基本观点和性质；2. 了解元素周期表的结构和分类；3. 能够运用元素周期律解决一些简单的化学问题。

二、教学内容1. 元素周期律的基本观点：元素周期律是指元素的性质随原子序数的递增，而呈现周期性变化的规律。

2. 元素周期律的应用：根据元素周期律，可以推测未知元素的性质，判断元素的分类，诠释一些化学现象等。

3. 元素周期表的结构和分类：了解元素周期表的结构和分类，有助于更好地理解和应用元素周期律。

三、教学方法与手段1. 结合PPT、视频、图片等多媒体资源，生动形象地展示元素周期律和元素周期表；2. 通过小组讨论、案例分析等互动形式，激发学生的学习兴趣和参与度；3. 结合实际应用，引导学生将所学知识应用于实际，加深理解。

四、教学过程1. 导入新课：通过PPT展示一些常见的化学物质，如金属、非金属、酸碱盐等，引导学生思考这些物质之间的联系和区别。

2. 讲解元素周期律的基本观点：介绍元素周期律的含义、表现形式和意义等。

同时，通过PPT展示一些典型元素的性质变化规律，帮助学生理解元素周期律的基本特征。

高中化学·必修二
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第1课时 原子核外电子排布 元素周期律
第一章 物质结构 元素周期律
高中化学·必修二
学 习 目 标
1.初步了解原子核外电子排布的规律， 熟练画出1～ 20 号元素的原子结构 示意图。 2. 利用资料数据和实验探究，探讨出 第三周期元素及其化合物的性质变 化规律，从而导出元素周律。
第一章 金属性依次增强
原 子 半 径 依 次 减 小
得 电 子 能 力 依 次 增 强
非 金 属 性 依 次 增 强
物质结构 元素周期律
高中化学 ·必修二 非金属性逐渐增强 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0

1 2
3 4 5 6 7
Cs
F 金 属 性 逐 渐 增 强 B Al Si Ge As Sb Te Po
第一章 物质结构 元素周期律
认真分析教材13页“表1-2”，试找出每个电子层 排布电子数的规律。
第一章 物质结构 元素周期律
高中化学·必修二
电子层排布电子数的规律
1.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。
2.各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)。
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。 注意： 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地套用。
Si
单质与氢气 反应条件
最高价氧化物 对应的水化物 高温
P
能反应，困难
S
加热反应
Cl
光照或 点燃反应
硅酸 H2SiO3
磷酸 H3PO4