我们在碱金属和卤素的学习中，已经意识到元素之间存在着某种内在联系，现在就来研究元素之间究竟存在着什么内在联系，以及这种联系的本质是什么。
我们将核电荷数1～18的元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价列成表（见表1）来加以讨论。为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫做原子序数。显然原子序数在数值上与这种原子的核电荷数相等。表1就是按原子序数的顺序编排的。
表1 1-18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价
一、核外电子排布的周期性
讨论1 根据表1，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填在表2中。
从表1可以看出，原子序数从1~2的元素，即从氢到氦，有一个电子层，电子由1个增到2个，达到稳定结构。原子序数从3~10的元素，即从锂到氖，有两个电子层，最外层电子1个递增到8个，达到稳定结构。原子序数从11~18的元素，即从钠到氩，有三个电子层，最外层电子也从1个递增到8个，达到稳定结构。研究18号以后的元素，同样可以发现每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子数从1个递增到8个的情况。即随着电子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
二、原子半径的周期性变化
讨论2 根据表1，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径呈现什么规律性的变化（稀有气体元素暂不考虑）？将讨论的结果填在表3中，并与“原子半径周期性变化”的彩图做对照。
从表1可以看出，由碱金属元素锂到卤素氟，随着原子序数的递增，原子半径由0.152nm递减到0.071nm，即原子半径由大逐渐变小。再由碱金属元素钠到卤素氯，随着原子序数的递增，原子半径由0.186nm递减到0.099nm，原子半径也是由大逐渐变小。如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，将会发现，随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化(见图)(稀有气体元素原子半径特殊)
1 第二节 元素周期律（第1课时）
学 案
学习目标：
1．了解原子核外电子的排布；
2．能画出1~20号元素的原子结构示意图。
学习重点：能画出1~20号元素的原子结构示意图。
一、学生自主学习
认真阅读教材P13~14，完成下列填空。
（一）原子核外电子排布
1．电子的能量
（1）在多电子的原子里，电子的能量是 的。（填相同或不同）
（2）在离核较近的区域内运动的电子能量 ，在离核较远的区域内运动的电子能量 。（填“高”或“低”）
2．电子层
（1）概念：在多电子原子里，把能量不同的区域简化为 的壳层。
（2）不同电子层的表示及能量关系
各电子层（由内到外） 序号（n） 1 2
3 4 5 6
7
符号
与原子核的距离 随电子层序数增大，距离越 （填远或近）
能量 随电子层序数增大，能量 （填增大或减小）
3．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
4．核外电子的排布规律
（1）各电子层最多容纳的电子数是 （n表示电子层）
（2）最外层电子数不超过 个（K层是最外层时，最多不超过 个）；次外层电子数不超过 个；倒数第三层不超过 个。
（3）核外电子总是尽先排布在能量 的电子层，然后由 向 从能量
的电子层逐步向能量高的电子层排布。
5．核外电子排布的表示方法——结构示意图法
（1）原子结构示意图 2 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
原子序数 1
2
元素名称
元素符号
原子结构
示意图
原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
元素名称
元素符号
第二节元素周期律 (第三课时)
【学习目标】（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）、掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。
【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。
金属性逐渐
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
0
1 非金属性逐渐
非金属性逐渐
2
3
4
5
6
7 金属性逐渐
【练习】X、Y是元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是
（ ）
A、 X原子的电子层比Y原子的电子层数多
B、 X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
C、 X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
二、元素的化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化合价：NaCl MgCl2 AlCl3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4
HClO4
2、总结最高正化合价与什么有直接关系？
___________________________________________________________________
得出结论：主族元素最高正化合价＝ ＝ ＝
思考: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之间的关系，并解释其原因。
得出结论： 。
1 【学案】
学第二节 元素周期律（第1课时）
课前预习学案
一、 预习目标：了解原子结构和原子表示方法。
二、 预习内容：
⑴原子是由居于_____________的带__________的__________和______带________的______构成的。
⑵原子核是由带____________的_________和_____________的_________构成的。
⑶原子符号“xAZ”中，Z表示_____________，A表示____________，核内中子数用______表示。
（4）写出1-20号原子结构示意图
课内探究学案
一、学习目标：
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。
学习重点难点：
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。
二、学习过程：
探究一：核外电子排布规律
（1）各电子层最多容纳_______个电子；
（2）最外层电子数不超过____个电子(K层为最外层时不超过_____个)；
（3）次外层电子数不超过______个电子；
（4）核外电子总是尽先排布在能量____ 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步_____的电子层。
分组讨论：
１、写出１至２０号元素的原子结构示意图．
２、总结１至１８号原子结构的特殊性。
（１）原子中无中子的原子：
2 （2）最外层有1个电子的元素：
（３）最外层有２个电子的元素：
（4）最外层等于次外层电子数的元素:
（５ ）最外层电子数是次外层电子数２倍的元素：
（６）最外层电子数是次外层电子数３倍的元素：
（７）最外层电子数是次外层电子数４倍的元素：
