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元素周期律教案(详细)一、教学目标1. 让学生了解元素周期律的基本概念，理解元素周期律的排列规律。
2. 使学生掌握元素周期表的结构，能运用元素周期律分析和解释一些化学现象。
3. 培养学生的观察能力、思维能力和实践能力，提高学生的科学素养。
二、教学内容1. 元素周期律的概念：元素周期律是指元素原子半径、化合价、原子序数等性质随着原子序数的增加而呈现周期性变化规律。
2. 元素周期表的结构：元素周期表是按照元素原子序数从小到大排列的，分为七个周期，十六个族。
3. 元素周期律的排列规律：a. 周期性变化：同一周期内，随着原子序数的增加，元素原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；b. 族的变化：同一族内，随着原子序数的增加，元素原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
三、教学重点与难点1. 教学重点：元素周期律的概念、元素周期表的结构、元素周期律的排列规律。
2. 教学难点：元素周期律的排列规律的理解和应用。
四、教学方法1. 采用问题驱动法，引导学生发现元素周期律的规律。
2. 利用图表、动画等多媒体教学手段，帮助学生形象地理解元素周期律。
3. 组织学生进行小组讨论，培养学生的合作能力。
五、教学步骤1. 引入新课：通过展示一些化学现象，引导学生思考元素之间是否存在某种规律。
2. 讲解元素周期律的概念：介绍元素周期律的定义和发现过程。
3. 讲解元素周期表的结构：介绍周期表的七个周期和十六个族。
4. 引导学生发现元素周期律的规律：通过观察周期表，引导学生发现原子半径、化合价等性质的周期性变化。
5. 讲解元素周期律的排列规律：详细讲解同一周期和同一族内元素性质的变化规律。
6. 练习与应用：给出一些实例，让学生运用元素周期律进行分析解释。
六、教学拓展1. 介绍元素周期律的应用领域：如化学反应原理、材料科学、生物化学等。
2. 讲解一些重要的元素周期律规律：如金属性与非金属性的分界线、过渡元素的特点等。
元素周期律的教学设计（优秀4篇）（经典版）编制人：__________________审核人：__________________审批人：__________________编制单位：__________________编制时间：____年____月____日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。
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第二节元素周期律（第1课时）三维目标知识与技能：1、以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子排布规律。
2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期变化规律。
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的变化规律。
教学难点：原子核外电子排布。
教具准备：实物投影仪、多媒体教学过程：[新课导入]我们已经知到，原子是由原子核和核外电子所构成的。
电子围绕着核作高速运动。
H原子核外只有一个电子，运动的情况是比较简单的，但是，在含有多个电子的原子中，电子运动情况就很复杂，如何研究微观粒子—电子的这种复杂运动呢？人们提出了这样的观点：[推进新课][多媒体播放：电子核模型示意图]（教材1-7图片）师：请同学们认真观察这个示意图，它表示了什么样的含义。
师（微笑）：同学们观察的比较仔细、全面，在多电子的原子中，各个电子的能量是不相同的，因此，它们运动的区域也是不相同的。
我们把电子在不同区域的运动，称为电子层，就好像示意图中一层一层的。
层与层之间是不连续的。
用n表示电子层，n=1、2、3、4……7或者用K、L、M、N、O、P、Q表示。
K表示第一层；L表示第二层……[多媒体播放：核外电子排布规律]1、核外电子量依据能量高低，分层排布的，离核越近能量越低，离核越远，能量越高。
2、电子层可以用K、L、M、N、O、P等表示。
3.最外层（除K为2外）电子数最多不超过8。
[知识拓展]4.次外层电子数最多不超过18。
5.倒数第3层不超过32。
6.每层电子容纳数，最多不超过2n2【例题剖析】【例题1】．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，把结果填在表中。
(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。
元素周期律教案（详细）第一章：元素周期律的发现1.1 背景介绍讨论化学的发展史，特别是在19世纪初期的化学研究。
介绍道尔顿、阿伏伽德罗、门捷列夫等科学家对化学的贡献。
1.2 元素周期律的发现解释元素周期律的概念，即元素的物理和化学性质具有一定的周期性。
讲述门捷列夫发现元素周期律的过程，以及他编制的第一张元素周期表。
1.3 元素周期律的意义强调元素周期律对化学研究的重要性，如预测新元素、了解元素性质等。
引导学生思考元素周期律对于现代化学科学的应用。
第二章：元素周期表的结构2.1 周期表的基本结构介绍周期表的横行（周期）和纵列（族），以及周期表的扩展。
解释周期表中元素的原子序数、电子排布和价电子等概念。
2.2 周期表的规律讲解周期表中的主要规律，如周期性、递变性、相似性等。
通过实例说明规律在周期表中的体现。
2.3 周期表的应用探讨周期表在元素分类、性质预测、反应规律等方面的应用。
引导学生学会利用周期表解决实际问题。
第三章：主族元素的性质3.1 主族元素的概念介绍主族元素的概念和分类，包括IA族到VIIA族。
解释主族元素的电子排布规律和价电子特点。
3.2 主族元素的性质探讨主族元素的物理和化学性质，如原子半径、电负性、化合价等。
通过实例分析主族元素在实际应用中的特点。
3.3 主族元素的代表性化合物介绍主族元素与非金属元素形成的典型化合物，如酸、碱、盐等。
分析主族元素在生物体和工业中的应用。
第四章：过渡元素的性质4.1 过渡元素的概念解释过渡元素的概念，包括d区元素和f区元素。
介绍过渡元素的电子排布特点和价电子行为。
4.2 过渡元素的性质探讨过渡元素的物理和化学性质，如电子亲和能、电负性、氧化态等。
通过实例说明过渡元素在催化剂和材料科学中的应用。
4.3 过渡元素的代表性化合物介绍过渡元素与非金属元素形成的典型化合物，如配合物、氧化物等。
分析过渡元素在现代化学工业和科学研究中的重要性。
第五章：镧系和锕系的性质5.1 镧系和锕系的概念解释镧系和锕系的概念，它们是周期表中的两个特殊系列。
元素周期律的教学设计（优秀7篇）《元素周期律》教案篇一[教学目的要求]1、使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
2、了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
3、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。
4、对学生进行科学研究方法的教育。
[教学重点]原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
[教学难点]元素金属性、非金属性变化的规律。
[教学方法]探索发现法和迁移类比法。
[教学用具]投影仪、实验仪器、有关药品。
教学过程（第一课时）[教师引入]（出示门捷列夫挂像），介绍门捷列夫是俄国伟大的科学家。
门捷列夫一生最伟大的功绩是什么？[学生回答]发现了元素周期律。
[教师板书]第三节元素周期律[教师引导]如何理解"律"、"周期"的含义？[学生讨论]略。
（可以从"星期"、"年"、"四季"等方面认识。
）[教师小结]律就是规律，是关于元素的规律；所谓周期，首先意味着周而复始的重现。
其次，严格说来并不是简单的重复，而是符合哲学上的观点：螺旋式上升。
望大家在这两节内容的学习中仔细体会。
我们现在明白了：元素周期律就是揭露元素发生周期性变化的规律。
下面，我们就具体研究一下元素在哪些方面发生了周期性变化。
[教师小结]请同学阅读课本130页表5—5中原子序数118号元素原子的核外电子排布一栏。
其中原子序数指的是人们按核电荷数给元素编的号。
阅读后请同学从这样几个角度分析，同时完成表5—6。
[教师板书]核外电子排布横行纵列行与行之间[学生活动]略。
[教师板书]核外电子排布横行纵列行与行之间周期性变化[教师引导]核外电子排布的情况我们已经清楚了，请同学利用所学知识推测元素原子半径的变化情况，还是按照刚才我们提出的三个方面讨论。
[学生活动]略。
必修2化学元素周期表教案5篇必修2化学元素周期表教案5篇化学元素周期表是依据原子序数从小至大排序的化学元素列表。
列表大体呈长方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素归在同一族中。
由于周期表能够精确地猜测各种元素的特性及其之间的关系，因此它在化学及其他科学范畴中被广泛使用，下面是我为大家整理的必修2化学元素周期表教案5篇，盼望大家能有所收获!必修2化学元素周期表教案1学问与技能：使同学初步把握元素周期表的结构以及周期、族等概念。
过程与方法：通过亲自编排元素周期表培育同学的抽象思维力量和规律思维力量;通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培育同学的分析和推理力量。
通过对元素周期律和元素周期表的关系的熟悉，渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。
情感态度价值观：通过同学亲自编排元素周期表培育同学的求实、严谨和创新的优良品质;提高同学的学习爱好教学方法：通过元素周期表是元素周期律的详细表现形式的教学，进行“抽象和详细”这一科学方法的指导。
教学重难点：同周期、同主族性质的递变规律;元素原子的结构、性质、位置之间的关系。
教学过程：[新课引入]学校我们学过了元素周期律，谁还记得元素周期律是如何叙述的吗?[同学活动]回答元素周期律的内容即：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。
[过渡]对!这样的叙述虽然很概括，但太抽象。
我们知道元素周期律是自然界物质的结构和性质变化的规律。
既然是规律，我们只能去发觉它，应用它，而不能违反它。
但是，我们能否找到一种表现形式，将元素周期律详细化呢?经过多年的探究，人们找到了元素周期表这种好的表现形式。
元素周期表就是元素周期表的详细表现形式，它反映了元素之间的相互联系的规律。
它是人们的设计，所以可以这样设计，也可以那样设计。
历史上原来有“表”的雏形，经过漫长的过程，现在有了比较成熟，得到大家公认的表的形式。
依据不同的用途可以设计不同的周期表，不同的周期表有不同的编排原则，大家可以依据以下原则将前18号元素自己编排一个周期表。
元素周期律三维目标一、知识与技能1．掌握元素周期律的涵义和实质。
2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3．以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
知道元素化合价与元素在周期表中的位置的关系。
4．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。
知道元素周期律和元素周期表对其他与化学相关的科学技术具有指导作用。
二、过程与方法1．培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力。
2．培养学生的逻辑推理能力。
3．通过引导学生观察分析实验现象，培养学生的观察和分析问题的能力。
三、情感态度与价值观1．在元素周期律的归纳过程中，重视发现意识，让学生在发现中寻找结论，在合作中享受成功。
2．结合元素周期律的学习，使学生认识事物变化由量变引起质变的规律，对他们进行辩证唯物主义教育。
教学重难点1．教学重点元素周期律的涵义和实质；元素性质与原子结构的关系。
2．教学难点元素性质和原子结构的关系。
教学过程【板书】元素周期表和元素周期律的应用【电子白板投出】1．元素在周期表位置、原子结构和元素性质的关系2．元素性质递变规律3．元素的化合价与元素在周期表中的位置关系【讨论】什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？它们分别位于元素周期表中的什么位置？【点评学生回答并明确】金属性最强的元素为Cr,非金属性最强的元素为F，它们分别位于元素周期表最左、最下，最右、最上的位置。
【过渡】元素的化合价与元素在周期表的位置有一定的关系。
【指导学生总结归纳】【板书】主族元素最高正价数=主族序数=最外层电子数｜最高正价｜+｜最低负价｜=8价电子：主族元素的价电子即最外层电子，过渡元素的内层电子也可为价电子。
【电子白板投出】4．元素周期表的应用——在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。
（1）预言未知元素并证实（2）分界处找半导体材料（3）较低毒磷农药代替砷农药（4）过渡区寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料布置作业：课后练习板书设计元素周期律主族元素最高正价数=主族序数=最外层电子数价电子：主族元素的价电子即最外层电子，过渡元素的内层电子也可为价电子。
能量凹凸低高[设疑]由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充溢后在填充下一层。
那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？[思索]下面请大家分析课本12页表1-2，依据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。
[学学生活动][讲解并板书]2、核外电子的排布规律2(1)各电子层最多容纳的电子数是2n个(n表示电子层)(2)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。
(3)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化学元素周期律教案低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K层再排L 层，排满L层才排M层)。
[老师]以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。
知道了原子的核电荷数和电子层的排布规律以后，我们就可以画出原子构造示意图。
如钠原子的构造示意图可表示为，请大家说出各局部所表示的含义。
[学生]圆圈表示原子核，+11表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。
[练习]1、判定以下示意图是否正确？为什么？［答案］(A、B、C、D均错)A、B违反了最外层电子数为8的排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不符合次外层电子数不超过18的排布规律。
2.依据核外电子排布规律，画出以下元素原子的构造示意图。
(1)3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs(2)9F 17Cl 35Br 53I〔3〕2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe［提问］请大家分析稀有气体元素原子电子层排布。
稀有气体的最外层电子数有什么特点？［学生］除氢为2个外，其余均为8个。
［问］元素的化学性质主要确定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？［学生］主要确定于最外层电子数。
因为它们的化学性质偷懒，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反响。
元素周期律的教学设计元素周期律的教学设计（精选7篇）作为一名为他人授业解惑的教育工作者，编写教学设计是必不可少的，教学设计以计划和布局安排的形式，对怎样才能达到教学目标进行创造性的决策，以解决怎样教的问题。
如何把教学设计做到重点突出呢？下面是店铺整理的元素周期律的教学设计，欢迎阅读，希望大家能够喜欢。
元素周期律的教学设计篇1教学目标：知识技能：让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的周期性变化；了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律；认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。
过程与方法：通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力。
情感态度价值观：结合元素周期律的学习，帮助学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。
从周期律的导出，培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。
结合周期律的推出，使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
教材分析：《元素周期律》是本章的第二节，本节包括三个部分内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。
第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。
元素周期表中同周期同主族元素性质的规律，是在原子结构的基础上建立起来的，因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。
考虑到新课改的要求，本部分内容有所降低，只是介绍了电子层的概念，对于排布规律示作介绍，但为了便于教学以及学生对以后知识的理解，可作适当的扩展，让学生了解简单的排布规律。
元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的要求，尽量发挥学生学习的自主性，鼓励学生自主总结出规律。
《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，掌握周期和族的划分，能够应用周期律理解元素性质和原子结构的干系。
2. 过程与方法：通过观察实验现象，分析实验数据，归纳总结元素性质的变化规律。
3. 情感态度与价值观：培养观察、分析和归纳总结能力，增强对化学学科的兴趣。
二、教学重难点1. 教学重点：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的划分。
2. 教学难点：应用周期律理解元素性质和原子结构的干系，分析实验现象和数据。
三、教学准备1. 准备教学PPT，包含元素周期表、实验图片和数据表格。
2. 准备实验器械，如试管、烧杯、试纸、磁铁等。
3. 准备教学视频，包含周期表的形成和元素性质的实验演示。
4. 安排学生预习元素周期表和周期律的基本知识。
四、教学过程：1. 引入：利用多媒体展示元素周期表和元素周期律的发现史，激发学生学习兴趣。
提问：你知道元素周期表和元素周期律是怎样发现的吗？它对我们的生活有什么帮助？2. 学习目标展示：明确本节课的学习目标，即理解元素周期律，能够利用周期律推测未发现的元素。
3. 预习效果展示：请学生展示课前预习的效果，教师对学生出现的问题进行点评，同时对学生的预习效果进行表扬。
4. 走进周期律：了解门捷列夫发现周期律时所做的实验，认识原子结构模型的演变过程。
5. 自主学习：学生阅读教材，了解什么是元素周期律，以及周期律的具体内容。
6. 合作探究：通过小组讨论，探讨下列问题：（1）元素性质的周期性变化的原因是什么？（2）根据元素周期律，你能推测出未发现的119号元素的一些性质吗？（3）如何运用元素周期律钻研元素的性质？7. 效果展示：请学生代表回答上述问题，其他同砚进行补充和纠错。
8. 达标检测：通过练习题的形式检测学生对周期律的理解和运用情况。
9. 教室小结：教师对本节课的内容进行总结，帮助学生梳理知识。
教学设计方案（第二课时）一、教学目标1. 学生能够准确理解和掌握元素周期律的内容和意义。
第二节元素周期律●教学目标1.使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
2.了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
3.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。
●教学重点原子核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
●教学难点元素金属性、非金属性变化的规律。
●课时安排2课时●教学方法归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等。
●教学用具投影仪、胶片。
金属钠、镁条、铝片、1 mol/L HCl、1 mol/L AlCl3、3 mol/L NaOH、6 mol/L NaOH、3 mol/L H2SO4、MgCl2液、水、砂纸、镊子、滤纸、试管、胶头滴管、小烧杯。
●教学过程★第一课时［引言］迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，而各种元素的种类又是由该元素原子内的核电荷数即质子数决定的，那么，核电荷数不同的各元素之间的关系是相互割裂的还是相互联系的呢？从前面我们所学的碱金属和卤族元素的知识知道，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？下面，我们以核电荷数为1~18的元素作为例子，从元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价等方面来进行分析。
［讲解］为了研究方便，我们把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号又叫原子序数。
显然，原子序数在数值上是与这种原子的核电荷数相等的。
［板书］原子序数=核电荷数［师］下面，请大家按课本P96第一节习题一、2的表格顺序，画出1～18号元素的核外电子排布示意图(可直接画在书上)。
并据此完成课本P98表5—6的相关内容。
［学生活动］［投影展示］1.1～18号元素原子结构示意图。
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——变化。
［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，我们便称之为周期性变化。
由此，可得出如下结论：［讲述并板书］随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。
［过渡］元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的。
元素原子半径的大小，直接影响着其在化学反应中得失电子的难易程度。
那么随着原子序数的递增，元素的原子半径会不会像元素原子的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，我们根据我们刚刚画出来的1～18号元素的原子结构示意图来进行讨论。
［问］怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢？［生］原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。
［讲解并投影板书］1.当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。
如Na与K。
2.当电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。
如Na与Mg。
3.当核电荷数相同，电子层数也相同时，核外电子数越多的，半径越大。
如Cl与Cl-。
［师］请大家根据以上结论，判断下列粒子的半径大小。
［投影练习］(1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2-［答案］(1)F＜Cl (2)Cl＜S＜P (3)Na+＞Mg2+＞Al3+ (4)Cl-＜S2-［师］请大家参考1～18号元素的原子结构示意图结合以上判断方法，来推测3～9、11～17号元素原子半径的变化趋势，并完成下表①、②项。
［①大→小②大→小③周期性］［师］请大家把自己的推测结果与课本P97表5—5中有关原子半径的实测值相比较，看变化趋势是否一致？［生］一致。
［师］从上面的分析我们知道，3—9号元素的原子半径的变化趋势是由大到小的，到11～17号元素时，又重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论： ［讲解并板书］随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。
［同时完成表5—7③］［说明］在表5—5中，稀有气体元素的原子半径并未列出，这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不具有可比性，故不列出。
［练习］课本P103二、3在下列元素中，原子半径最小的是( )A.NB.FC.MgD.Cl答案：B［过渡］从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈周期性变化，那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性与非金属性两个方面来进行探讨。
［师］请大家根据以前学过的知识及经验，标出下表中1～18号元素的最高正价和最低负价，并举例说明。
正负价都有的，要两者全标。
［投影］元素的主要化合价及实例［师］对于稀有气体元素，由于它们的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。
［教师和学生共同完成表中化合价及实例项。
表中画线处的例子，一般需要教师做补充说明，完成上表时，化合价的数值表示须用醒目的颜色来表示］［问］说出上表中元素化合价变化的规律？［生］原子序数为1～2时，化合价从+1下降到0；原子序数为3～9时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+5，最低负价从-4到-1；原子序数为11～17时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+7，最低负价从-4到-1。
稀有气体元素的化合价均为0。
［师］很好！那么，能不能由此说明：随着原子序数的递增，元素的化合价也呈周期性变化呢？［生］能！［板书］随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。
［投影练习］课本P103二、2、4、52.在下列元素中，最高正化合价数值最大的是( )A.NaB.PC.ClD.Ar4.原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是( )A.电子层数B.电子数C.原子半径D.化合价5.元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是( )A.XY2B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y答案：2.C 4.B 5.B［师］元素的化学性质是由元素的原子结构决定的。
原子结构决定了元素原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。
请大家根据已学知识分析3～9、11～17号元素随着原子序数的递增得失电子的难易程度。
［学生活动］［问］3～9、11～17号元素随着原子序数的递增，得失电子的能力怎样递变？依据是什么？［生］3～9号元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；11～17号元素重复了以上递变规律。
［问］这种规律性的变化是否为周期性变化？ ［生］是！［师］我们知道，元素原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性和非金属性的强弱。
因此，对于以上结论，我们也可以表述为：［表述并板书］随着原子序数的递增，元素的金属性与非金属性呈周期性变化。
［师］纵观以上结论，我们可以归纳出这样一条规律，即： ［讲解并板书］元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。
［师］这也是我们本节课的题目的内涵所在。
［板书］第二节 元素周期律(第一课时)［师］当然，大家应该明白，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。
［师］另外，刚才我们对元素金属性与非金属性的周期性变化仅仅是作了理论上的推测，如果要用实验来验证其递变规律，又应从哪些方面着手呢？请大家预习下节课内容。
［布置作业］课本习题一、2、3；三。
［参考练习］1.下列粒子半径之比大于1的是( )A.KK +B.MgCaC.SPD.-Cl Cl［粒子半径之比大于1，亦即分子上的粒子半径要大于分母位置上的粒子半径。
结合本节课内容可判断出答案为：B 、C 。
本题的目的是为了加深对原子半径和离子半径比较规律的理解］2.已知X 、Y 均为1～18号之间的元素，X 、Y 可形成化合物X 2Y 和X 2Y 2，又知Y 的原子序数小于X 的原子序数，则两种元素的原子序数之和为( )A.19B.18C.27D.9［析：符合化学式为X 2Y 和X 2Y 2的有：H 2O 、H 2O 2；Na 2O 、Na 2O 2；和K 2O 、K 2O 2等，只要认真细心地审题，便会选出A ，答案A ］●板书设计第二节 元素周期律(第一课时)原子序数=核电荷数元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。
这个规律叫做元素周期律。
●教学说明本节教学内容在许多地方都涉及到对初中知识的归纳。
而学生在初三学习时，由于初中教师对初中教材大纲的把握不同，处理方法也不一样，导致了高一学生对这部分内容的掌握也深浅不一。
如核外电子排布、半径大小的比较虽说在初中不作要求，但原初中的实际教学多数已达高中时的要求。
因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺。
教学中不但要注意对旧知识的复习，更应注意剖析新旧知识的区别与联系，帮助学生温故知新，实现由未知向已知、由浅入深的转化。
★第二课时［板书］第二节元素周期律(第二课时)［引言］从上一节我们分析3～9、11～17号元素的得失电子能力强弱知道：当电子层数相同时，随着元素原子序数的递增，最外层电子数从1递增到8，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，因而失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
那么，我们如何用实验来验证这个结论呢？这就是我们本节课所要学习的内容。
［师］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。
［学生回答，教师板书］判断元素金属性强弱的依据：1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易；2.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。
判断元素非金属性强弱的依据：1.跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
［师］回答得很好。
下面我们就按照这个标准，以11～18号元素为例，来研究元素的金属性和非金属性的变化情况。
为了使我们更好地理解本节课的内容，请大家先填写下表。
［投影］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［按序号依次填为：SiH4、PH3、H2S、HCl、Na2O、MgO、Al2O3、SiO2、P2O5、SO3、Cl2O7、NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3、H4SiO4、H3PO4、H2SO4、HClO4］［学生活动、教师巡视］［在黑板纠正共性错误，对画线部分须做补充说明］［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。
