高三化学二轮复习教案：元素周期表及元素周期律(原创)

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。

第2课时 必备知识——元素周期表和元素周期律 知识清单 [重要概念]①周期和族；②短周期和长周期；③元素周期律；④金属性和非金属性[基本规律]①同周期(或主族)元素性质的递变规律；②金属性和非金属性的判断；③元素周期表中“构－位－性”的关系；④元素化合价与元素周期表中位置的关系知识点1 元素周期表1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。

(2)存在关系：原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。

2．元素周期表的编排原则3．元素周期表的结构(1)元素周期表的结构(2)元素周期表的结构分解图示 元素周期表 ⎩⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎧周期（7个）⎩⎪⎨⎪⎧短周期⎩⎪⎨⎪⎧第一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种长周期⎩⎪⎨⎪⎧第四、五、六、七周期元素种数分别为18、18、32、32种族（16个）⎩⎪⎨⎪⎧主族：由短周期和长周期共同构成，共7个副族：完全由长周期元素构成，共7个Ⅷ族：第8、9、10共3个纵列0族：第18纵列①含元素种类最多的族是第ⅢB族，共有32种元素。

②过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个。

③最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。

4．元素周期表结构中隐含的两条规律(1)同周期主族元素原子序数差的关系①短周期元素原子序数差＝族序数差。

②两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。

两元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，第六周期元素原子序数差＝族序数差＋24。

③第四、五周期的第ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为11，第六周期为25。

(2)同主族、邻周期元素的原子序数差的关系①第ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。

②第ⅡA族和0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。

③第ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32。

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。

非金属性强弱第六讲 元素周期律和周期表一．考点梳理1．元素周期表(1)周期表结构(2)元素周期表与原子结构的关系原子序数=核电荷数=原子核内质子数， 周期序数=电子层数主族族序数=最外层电子数=元素最高正价 2．元素周期律(1)元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质周期性变化的实质是由于元素原子核外电子排布的周期性变化。

(2)元素周期表中主族元素原子结构和性质的变化规律二．方法归纳1．元素金属性、非金属性强弱的判断方法①单质与水或非氧化性酸反应难易②单质的还原性(或离子的氧化性) ③M(OH)n 的碱性④置换反应①与H 2反应生成气态氢化物难易 ②单质的氧化性(或离子的还原性) ③H n RO m 的酸性(R 为最高正价) ④置换反应2．元素的位、构、性三者之间的关系 金属性强 弱 3个短周期 3个长周期 第1周期(2种元素)第2周期(8种元素)第3周期(8种元素) 4周期(18种元素)第5周期(18种元素)6周期(32种元素)1个不完全周期：第7周期 7个周期 (7个横行) 16个族 (18列) 7个主族 (IA-VIIA)(1、2、13～17列)7个副族 (IIIB ～VIIB 、IB ～IIB)(3列～7列、11、12列)1个VIII 族 (8、9、10列) 1个0族 (18列)三．典例剖析例1 (07湛江)下列变化规律正确的是( )A ．O 、S 、Na 、K 的原子半径依次增大B ．Na 、Mg 、Al 、Si 的还原性依次增强C ．HF 、HCl 、H 2S 、PH 3的稳定性依次增强D ．KOH 、Ca(OH)2、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性依次增强〖解析〗本题考查元素周期律知识。

元素周期表中表现的规律主要是从同周期和同主族两方面。

由微粒半径大小比较的一般规律可知A 正确。

同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，因此单质的还原性递减，气态氢化物的稳定性增强，最高价氧化物的水化物的酸性增强，碱性减弱，B 、C 、D 均错误。

第4讲元素性质与元素周期律（表）学案一、知识重构1．元素周期律（表）推断必备知识熟记元素周期表的结构及核素的表示形式：①若为①A、①A族元素，差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。

①若为①A族至①A族元素，差值等于下周期元素所在周期的元素种类数。

第2、3周期没有过渡元素，相差1第4、5周期各有10种过渡元素，相差11第6、7周期各有24种过渡元素，相差25。

2．掌握元素推断中常用的两条规律 (1)最外层电子规律(2)“阴上阳下”规律电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期———“阴上阳下”规律．如 O 2－、F － 、Na + 、Mg 2+、Al 3+电子层结构相同，则 Na 、Mg 、Al 位于 O 、F 的下一周期．3．“等电子”微粒推断方法 ①“10电子”微粒①“18电子”微粒还有CH 3－CH 3、H 2N －NH 2、HO －OH 、F －F 、F －CH 3、CH 3－OH……4．牢记单质或化合物具有“特性”的元素 H 「单质密度最小、原子半径最小」Li 「①单质密度最小的金属元素；①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素」C 「①形成化合物种类最多的元素；①对应的某种单质是自然界中硬度最大的物质的元素；①某种氧化物可产生“温室效应”的元素①形成化合物种类最多」N 「①空气中含量最多的元素；①气态氢化物的水溶液呈碱性的元素；①元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素；①常见氢化物可作制冷剂；①某一氢化物可作气态燃料 O 「①地壳中含量最多的元素；①简单氢化物在通常情况下呈液态的元素；①某一单质可杀菌、消毒、漂白①简单气态氢化物的沸点最高」F 「①最活泼的非金属元素；①无正化合价的元素；①无含氧酸的非金属元素；①无氧酸可腐蚀玻璃的元素；①气态氢化物最稳定的元素；①阴离子的还原性最弱的元素；①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素」Na「①焰色反应呈黄色的元素；①短周期中金属性最强的元素；①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期金属元素；①两种常见氧化物的水化物均呈碱性的短周期元素；①短周期中原子半径最大的元素」Al「①地壳中含量最多的金属元素；①最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素；①氧化物可作耐火材料；①氧化物是刚玉、宝石主要成分的元素」Si「①单质为常见的半导体材料；①最高价非金属氧化物对应的水化物难溶于水①无机非金属材料主角」P「①组成骨骼和牙齿的必要元素；①某一单质和其氢化物都能自燃」S「①元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素；①元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素的单质的元素」Cl「单质是黄绿色气体、氧化物用做饮用水的消毒」K「焰色反应呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素」Ge「单质为常见的半导体材料」Br「常温下单质呈液态的非金属元素」Cs「①最活泼的金属元素；①最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素；①阳离子的氧化性最弱的元素」5．牢记“原子结构特点凸显”的元素(短周期元素)(1)原子核内无中子的原子：氢(H)。

高三化学教案：元素周期律与元素周期表鉴于大家对十分关注，小编在此为大家搜集整理了此文高三化学教案：元素周期律与元素周期表，供大家参考! 本文题目：高三化学教案：元素周期律与元素周期表元素周期律与元素周期表一.理解元素周期律及其实质。

1.元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。

2.元素原子核外电子排布的周期性变化(原子最外层电子数由1个增加到8个的周期性变化)决定了元素性质的周期性变化(原子半径由大到小、最高正价由+1递增到+7、非金属元素最低负价由-4到-1、元素金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强)。

二.掌握证明元素金属性和非金属性强弱的实验依据。

1.元素的金属性是指元素的原子失去电子的能力。

元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢越容易，最高价氢氧化物的碱性越强;金属性较强的金属能把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来(K、Ca、Na、Ba等除外)。

2.元素的非金属性是指元素的原子夺取电子的能力。

元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应的水化物酸性越强;非金属性较强的非金属能把金属性较弱的非金属从其盐或酸溶液中置换出来(F2除外)三.熟悉元素周期表的结构，熟记主族元素的名称及符号。

1.记住7个横行，即7个周期(三短、三长、一不完全)。

2.记住18个纵行，包括7个主族(ⅠA～ⅦA)、7个副族(ⅠB～ⅦB)、1个第Ⅷ族(第8、9、10纵行)和1个0族(即稀有气体元素)。

3.记住金属与非金属元素的分界线(氢、硼、硅、砷、碲、砹与锂、铝、锗、锑、钋之间)。

4.能推断主族元素所在位置(周期、族)和原子序数、核外电子排布。

四.能综合应用元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系。

1.原子序数=原子核内质子数;周期数=原子核外电子层数;主族数=原子最外层电子数=价电子数=元素最高正价数=8-最低负价。

2.同周期主族元素从左到右，原子半径递减，金属性递减、非金属性递增;同主族元素从上到下，原子半径递增，金属性递增、非金属性递减;位于金属与非金属元素分界线附近的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质。

高中化学教案：认识元素周期表认识元素周期表随着人类科技的不断进步和科学技术的不断发展，元素周期表成为了化学中不可或缺的一部分。

作为化学元素的历史与现状的总和，周期表既是化学科学的经典之作，也是化学知识的重中之重。

在高中化学教学中，学生了解和掌握元素周期表的各种特性和规律，是学习化学知识的重要一环。

元素周期表是由所有元素按照其原子核构成和化学性质排成的表格。

它按照递增的原子序数排列，具有相似性质的元素排列在一列上，形成周期性的规律。

周期表的最末尾是稀有气体，而每行至少有两种金属和一种非金属或金属与半金属相互交替。

学生需要了解周期表中元素的基本信息，如元素名称、元素符号、原子序数和相对原子质量等。

这些信息对于理解化学周期性规律和化学反应的过程很重要。

学生需要掌握元素周期表中元素的分组和分类规则。

在周期表中，元素依照电子层排布、元素电子结构和元素化学特性的相似性被分为同一族（8个主族、两个副族和一个杂家族）和同一周期（1至7周期）中。

同一族中的元素具有相似的化学性质，相邻两族中元素的化学性质存在很大的不同。

其中，8个主族元素包括水素（H）、铷（Rb）、钠（Na）、锂（Li）、钾（K）、鈹（Cs）、鈉（Fr）和氢（He）。

它们具有相似的电子结构和化学性质，例如，水素和氧气的结合可形成水，铷、钠则具有很强的化学反应性。

此外，元素周期表中的副族元素和杂族元素具有不同的特点和化学性质。

副族元素包括锌（Zn）、铍（Be）等，它们具有较弱的化学活性和相对较小的离化能。

而杂族元素则是位于周期表中心的三十种有特殊性质的元素。

此外，学生还需要了解元素周期表中化学性质的周期规律以及元素中几种坐标的含义和使用。

化学周期性规律主要表现为每个周期性质的变化，很多性质随着原子序数的增加而呈周期变化，例如原子半径和电负性。

具体，原子半径在同一周期内，原子序数增加而下降；而在同一族中，原子半径增加而下降。

电负性是一种化学性质，它表明一个原子吸引电子的能力。

完整版)元素周期律教案(详细)们来看看原子半径的周期性变化。

原子半径随着原子序数的增加而减小，但在同一周期内，随着电子层数的增加，原子半径也会增加。

这是因为电子层数增加，电子云的大小也会增加，从而使原子半径增加。

讲述]接下来我们来看看元素的化合价的周期性变化。

在同一周期内，元素的化合价随着原子序数的增加而增加，而在同一族内，元素的化合价相同。

这是因为在同一周期内，原子核外电子数不变，但电子云的大小会随着电子层数的增加而增加，从而使元素的化合价增加。

讲述]最后我们来看看元素的金属性和非金属性的周期性变化。

在元素周期表中，从左到右金属性逐渐减弱，从右到左非金属性逐渐减弱。

这是因为金属性元素的原子结构中，原子核外电子数少，容易失去电子成为阳离子；而非金属性元素的原子结构中，原子核外电子数多，容易吸收电子成为阴离子。

六、教学反思通过本节课的教学，学生们对元素周期律有了更深刻的理解。

启发式教学和引导讨论式的教学方法，激发了学生们的研究兴趣和自主思考能力。

在教学过程中，应注意引导学生进行观察比较和归纳总结，帮助学生理解元素周期律的实质，提高学生的空间想象能力和类比推理能力。

和探究，了解了元素周期律的基本规律。

在这个环节中，我们将进一步分析周期表中性质的规律。

首先，我们可以看到元素周期表中，同一周期的元素具有相似的化学性质，而不同周期的元素则有着明显的差异。

这是因为同一周期的元素拥有相同的电子层数，而不同周期的元素则拥有不同的电子层数。

其次，我们可以发现，元素周期表中，元素的化合价也呈现周期性变化。

具体来说，同一周期的元素化合价相同，而不同周期的元素则化合价不同。

另外，元素周期表中，金属性和非金属性的变化也呈现周期性。

同一周期元素的金属性和非金属性都随着原子序数的递增而呈周期性变化。

最后，我们需要注意的是，元素周期表中，元素的原子半径也具有周期性变化。

同一周期元素的原子半径随着原子序数的递增而逐渐减小，而不同周期的元素则原子半径不同。

元素周期律与元素周期表1．某化合物(结构如图所示)是一种家用杀虫剂。

X 、Y 、Z 、W 、R 为原子序数逐渐增大的短周期元素，Z 与R 不在同一周期。

下列叙述正确的是A ．Z 、W 的氢化物均很稳定B ．阴离子的还原性：R>XC ．W 、R 两种元素均可形成能使品红溶液褪色的化合物，且褪色原理相同D ．元素Y 与元素R 均能形成三种以上的含氧酸盐2．X 、Y 、Z 、V 、W 五种短周期元素，原子序数依次增大，其中Z 的原子半径最大，Z 的单质在W 的单质中燃烧产生黄色火焰，生成ZW 型化合物；五种元素可以组成一种有机盐(如图所示)。

下列说法正确的是A ．Y 与W 形成的分子空间结构为三角锥B ．V 单质微溶于Y 与V 组成的二元化合物C ．原子半径的大小关系为：Z>V>WD ．热稳定性：X 与V 组成的二元化合物>X 与W 组成的二元化合物3．根据下表中有关短周期元素性质的数据，下列说法正确的是 ① ① ① ① ① ① ① ① 原子半径(1010m -) 0.74 1.601.52 1.10 0.99 1.86 0.75 0.82 主要化合价 最高价 — +2+1 +5 +7 +1 +5 +3 最低价 2- — — 3- 1- — 3-— A ．①的简单氢化物沸点大于①的简单氢化物B ．①号元素简单离子半径大于①号元素简单离子半径C ．①号元素最高价氧化物对应水化物的酸性最强D ．①和①号元素形成的类似金刚石结构的化合物中两种原子杂化类型不同4．如图是元素周期表的一部分，X 、Y 、Z 、W 均为短周期元素，若Z 原子序数是Y 的两倍，则下列说法正确的是A ．X 元素的简单氢化物分子内可以形成氢键B ．Y 元素与X 、Z 、W 元素均可形成两种以上的化合物，且都能溶于水C ．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>WD ．阴离子半径由大到小的顺序为：Z>W>X>Y5.R、X、Y、Z为原子序数依次增大的前20号元素。

元素周期表和元素周期律班级：姓名：学习时间：【课前自主复习与思考】1．阅读并思考《创新设计》相关内容。

2．元素周期表的结构及应用，同主族、同周期元素性质的变化规律。

3．元素金属性与非金属性强弱的方法。

【结合自主复习内容思考如下问题】1．下列说法正确的是（）A．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强B．ⅥA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高C．同周期非金属元素的氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强D．第3周期元素的离子半径从左到右逐渐减小2．X、Y是元素周期表中ⅦA的两种元素，下列叙述中能说明X元素的非金属性比Y元素的强的是（）A．X原子的电子层数比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单质能将X从NaX的溶液中置换出来【考纲点拨】1．了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。

2．认识元素周期律的本质。

掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质的递变规律。

3．了解元素（主族和零族）原子结构、在周期表中的位置、性质及它们之间的关系。

【自主研究例题】1．（2010浙江卷.8）有X、Y、Z、W、M五种短周期元素，其中X、Y、Z、W同周期，Z、M同主族；X＋与M2－具有相同的电子层结构；离子半径：Z2－＞W－；Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料。

下列说法中，正确的是A.X、M两种元素只能形成X2M型化合物B.由于W、Z、M元素的氢气化物相对分子质量依次减小，所以其沸点依次降低C.元素Y、Z、W的单质晶体属于同种类型的晶体D.元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂教师点评：本题为元素周期律与周期表知识题。

首先，运用周期表工具，结合周期规律，考虑位、构、性关系推断X、Y、Z、W、M分别是什么元素。

在此基础上应用知识解决题给选项的问题。

本题分析的要点或关键词是：短周期元素、同周期、同主族、相同的电子层结构、离子半径大小、单质晶体熔点硬度、半导体材料等。

化学元素周期表教案（15篇）元素周期律的教学设计1一。

教材分析1.教学内容本节内容选自全日制高级中学化学课本必修第一册第五章（物质结构元素周期律）第二节。

主要内容包括：原子序数和周期性的概念；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。

以及了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念等几个部分。

并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教材的地位和作用本节内容属基础理论知识范畴，不仅是本书的重点，也是整个中学化学的重点。

在教材安排上，它起到了承上启下的作用。

它不仅对学过的碱金属‘卤素等主族元素作了规律性的总结，也为即将学习的元素周期表和氧族元素等律后元素的学习奠定了理论知识基础。

通过本节内容的学习，同学们才真正打开了运用基础理论知识系统性的学习元素及其性质的科学大门。

3教材目标（一）知识目标：（1）.使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与元素金属性、非金属性的周期性变化；（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结果，从而理解元素周期律的实质。

（3）．了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标：热爱、理解对规律探讨的科学家（二）能力目标：进行科学研究方法的教育观点教育：量变引起质变。

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（三）德育目标：结合元素周期律的学习，使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。

4教学的重点与难点重点：核外电子排布与金属性、非金属性的周期性变化；元素周期律的实质难点：金属性、非金属性的周期性变化二。

教学方法：1方法：诱思探究法──通过自学、讨论、对比、实验、设疑等方式诱导学生思考、观察、分析、归纳、推理、探究。