第二节元素周期律 (第二课时)导学案

元素周期表（第二课时）班级：姓名：小组：。

【学习目标】1.学生通过回忆元素周期表结构，能够根据残表推断元素及其序数。

2.学生通过自主学习课本P5，能够熟练地说出碱金属元素的符号和名称。

3.学生通过阅读课本P6-7，能够从原子结构、物理化学性质等认识碱金属的相似性和递变性。

4.学生通过教师讲解碱金属的原子结构，能从本质上说出碱金属元素的相似性和递变性。

【重点难点】重点：残表中元素的推断；碱金属元素物理、化学性质的递变性和相似性难点：原子结构和元素性质的关系【导学流程】一、基础感知请同学们结合课本P5-7，完成下列内容1）碱金属的结构特点：完成P5科学探究表格，总结碱金属的原子结构的异同点。

①相同点：碱金属元素的原子结构中相同，都为，均易电子，显价。

②不同点：从锂到铯，碱金属元素的原子结构中依次递增，原子半径依次。

2）碱金属元素的物理性质：结合P7表1-1，完成下列内容。

①从锂到铯的颜色、状态；熔沸依次，密度依次，但是（元素）反常。

②结合P7第二段，勾画碱金属的物理性质、相似性和规律性以及碱金属的用途。

思考1：Li、Na、K的密度比水，Rb、Cs密度比水。

锂保存在石蜡油中，Na、K保存在中，碱金属用完后能否放回原试剂瓶？3）碱金属元素的化学性质：请同学们结合P6-7，完成下列内容。

①与O2：Li和O2反应的产物？钠与O2反应的产物可能为（两种）？K与O2反应的产物为KO2（超氧化钾）②与H2O（酸）：Na与水的反应，取粒大小Na，K与水取粒大小K，说明什么？思考2：对比Na分别与O2或水反应的现象，描述K分别与O2和水反应的现象。

③结合P7第一段，勾画碱金属化学性质的特点，如何从原子结构的角度进行解释。

4）由元素位置推算原子序数——已知前四周期A—E五种主族元素，位置如图，则D为第周期元素，A、B、C为第周期，E为第周期，若B的核电荷数为Z，则根据序差规律分别用含Z的式子表示A、C、D、E的核电荷数。

第二节元素周期律（第2课时）导航➢学习目标1.以1-18号元素为例，理解随着原子序数的递增，元素性质（元素原子的电子层排布、化合价、原子半径）的周期性变化规律；2.以第三周期为例，理解随着原子序数递增，元素金属性和非金属性的周期性变化。

3.以第三周期元素的递变规律为线索，理解元素金属性、非金属性强弱的判断规律。

➢学习重难点1.能结合相关数据和实验事实理解元素周期律。

2.理解原子结构与元素性质的关系。

课前准备区（自主预习——问题导学）●KEQIANZHUNBEIQU»»『旧知准备』1.根据碱金属及卤素的学习，周期表中每个族的元素的性质从上到下表现规律性变化：原子的电子层数逐渐_____，原子半径逐渐_____，原子核对最外层电子的吸引力逐渐_____，所以得电子水平逐渐_____，失电子水平逐渐_____。

2.由“1”题推出，碱金属表现出还原性即_____（填“金属性”或“非金属性”）自上而下逐渐_____，表现为与_____或_____反应的剧烈水准逐渐_____，其最高价氧化物的水化物的碱性逐渐_____，如：碱性：LiOH___NaOH___KOH（填“>或<”）；3. 由“1”题推出，卤素单质表现出的氧化性即_____（填“金属性”或“非金属性”）自上而下逐渐_____，表现为与_____反应的条件逐渐_____，生成氢化物的稳定性逐渐_____。

»»『自主预习』1.完成课本P14页表格中前三周期的符号及原子的核外电子排布（用原子结构示意图表示）2.随着原子序数的递增，元素原子的、和都表现的变化。

如同周期的元素从左至右，原子的半径都是从变（填“大”或“小”）；最高正化合价从+1依次（填“升高”或“降低”）至，最低负化合价从-4依次（填“升高”或“降低”）至。

3.第三周期中的金属元素有、、，其单质表现出_____（填“金属性”或“非金属性”），能够与或酸在一定条件下反应；第三周期中的非金属元素除Ar外有、、、，其单质表现出__ ___（填“金属性”或“非金属性”），能够与在一定条件下反应生成氢化物。

第2课时元素周期律【学习目标】1.知道元素原子结构的周期性变化。

2.能够以第三周期元素为例，说明同周期元素性质的递变情况。

3.在理解元素周期律的内容和实质的基础上，形成结构决定性质的学科思想。

【重、难点】元素原子结构的周期性变化，同周期元素性质的递变情况。

【预习案】【导学流程】（一）基础过关1.元素原子结构及化合价的变化规律(1)以第三周期元素为例填写下表：（二）预习检测1.从原子序数11依次增加到17，下列所述递变关系错误的是( )A.原子电子层数不变B.原子半径逐渐增大C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价呈现从－4→－12.A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、C的最低价离子分别为A2－、C－，离子半径A2－大于C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构。

下列判断正确的是( )A.原子序数由大到小的顺序是C＞A＞BB.原子半径由大到小的顺序是r(B)＞r(A)＞r(C)C.离子半径由大到小的顺序是r(C－)＞r(B2＋)＞r(A2－)D.原子最外层电子数由多到少的顺序是B＞A＞C3.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：A.X、Y元素的金属性X＜YB.一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成ZW2C.Y的最高价氧化物的水化物能溶于稀氨水D.一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来4.在第三周期元素中，除稀有气体元素外：(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号)。

(2)金属性最强的元素是__________(填元素符号)。

(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________(用化学式回答，下同)。

(4)最不稳定的气态氢化物是__________。

(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是__________。

(6)氧化物中具有两性的是____________。

元素周期律内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。

实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布呈周期性变化的必然结果。

第二节 元素周期律（第二课时） 制作：田宇 审核：高一化学组【问题探究】【参考资料】元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

1． 通过实验探究，你能说出钠、镁、铝金属性的强弱吗？能试着解释一下吗？2． 参看课本P16页提供的信息，你能说出硅、磷、硫、氯元素非金属性的强弱吗？能试着解释一下吗？3．通过对第三周期元素性质的研究，我们可以得出结论：同周期元素的金属性随原子序数的递增，逐渐 ；非金属性逐渐 。

也呈现出了的变化。

4．通过两节课的学习，我们知道 、 、 、都呈现出了周期性变化。

通过这些事实，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化。

这一规律叫做 。

【课堂检测】１．元素的性质呈周期性变化的根本原因是 ( )A.元素相对原子质量的递增，量变引起质变B.元素的原子半径呈周期性变化C.元素原子的核外电子排布呈周期性变化D.元素的金属性和非金属性呈周期性变化２．下列递变规律正确的是 ( ) A．O、S、Na、K原子半径依次增大B．Na、Mg、A1、Si的还原性依次增强C．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强D．KOH、Ca(OH)2、Mg(OH)2、A1(OH)3的碱性依次增强３．(2007·广东)下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是 ( )A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强４．下列叙述正确的是 ( )A．同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体C．第ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等５．超重元素“稳定岛”的预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素x。

请根据原子结构理论和元素周期律，预测：(1)它在周期表的哪一周期?哪一族?是金属还是非金属?(2)写出它的最高价氧化物、氢氧化物(或含氧酸)的化学式，并估计后者的酸碱性。

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。

《元素周期律（第二课时）》教案【学生活动8】畅所欲言：元素周期律的应用和意义。

【课堂小结】元素周期律的应用和意义课后篇素养形成合格考达标练1.元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。

下列说法正确的是( )A.虚线左下方的元素均为非金属元素B.紧靠虚线两侧的元素都是两性金属元素C.可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge 、Si 等)D.可在虚线的右上方寻找耐高温材料,A 项错误;紧靠虚线两侧的元素既表现金属性又表现非金属性,但没有两性金属元素这一说法,B 项错误;耐高温材料应该在过渡元素中寻找,D项错误。

2.关于元素周期律和元素周期表的下列说法,正确的是()A.目前发现的所有元素占据了元素周期表里的全部位置,不可能再有新的元素被发现B.元素的性质随着原子序数的增加而呈周期性变化C.俄国化学家道尔顿为元素周期表的建立作出了巨大贡献D.同一主族的元素从上到下,金属性呈周期性变化,B 项正确;俄国化学家门捷列夫为元素周期表的建立作出了巨大贡献;有些元素还有待于发现,有些新元素已经被发现,因此不能说不可能再有新元素被发现;在元素周期表中,同一主族的元素从上到下,由于原子半径逐渐增大,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,属于递变性变化而不是周期性变化。

3.(2020北京师大附中高一期中)X、Y、Z、W均为短周期主族元素,它们在元素周期表中的位置如下图所示。

若Z原子的最外层电子数是其电子层数的2倍,下列说法中正确的是()X YZ WA.原子半径:X>Y>Z>WB.最高价氧化物对应水化物的酸性:X>Z>WC.4种元素的单质中,Z单质的熔、沸点最低D.W单质能与水反应,生成具有漂白性的物质原子的最外层电子数是其电子层数的2倍,其电子层数应为3,则最外层电子数为6,Z应为S元素,根据四种元素在周期表中的位置可知,X为N元素,Y 为O元素,W为Cl元素。

同周期元素从左到右,原子半径逐渐减小,则X>Y,Z>W,同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大,且原子核外电子层数越多,原子半径一般越大,则W>X,所以原子半径大小顺序为Z>W>X>Y,故A错误;同周期元素从左到右,元素的非金属性逐渐增强,根据元素的非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强可知,最高价氧化物对应水化物的酸性:W>Z,故B错误;4种元素的单质中,N2、O2和Cl2在常温下均为气体,而S为固体,即Z单质的熔、沸点最高,故C错误;氯气和水反应生成盐酸和次氯酸,次氯酸具有漂白性,故D正确。

元素周期律第二课时知识目标：1.掌握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规律2.掌握元素周期表和元素周期律的应用，了解周期表中金属元素、非金属元素分区，掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系教学重点与教学难点：1.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。

2.“位、构、性”的推导知识铺垫：1.随着原子序数的递增，元素原子的呈现周期性变化。

随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。

随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。

2.判断元素金属性强弱的依据：（1）；（2）。

判断元素非金属性强弱的依据：（1）；（2）。

3.钠与水反应的实验现象及方程式：4.Al(OH)3与酸、碱的反应方程式：、自主学习：1.2.相关反应的化学方程式：、、结论：Na、Mg、Al的金属性强弱的顺序是参考资料：/3请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据，比较：氢化物稳定性强弱顺序最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序结论：随着原子序数的递增，11~17号的元素的金属性逐渐，非金属性逐渐4.关系？非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和有什么规律？结论：特殊：氧元素的化合价一般是价，而氟元素正化合价。

元素只有正化合价而无负价。

(2)原子结构与元素在周期表中的位置的关系电子层数= 最外层电子数=5.元素周期表和元素周期律的应用：（1）在元素周期表中：同周期的元素从左至右，元素的金属性，元素的非金属性；同主族的元素从上至下，元素的金属性，非金属性。

在周期表的最右面一纵行是；金属元素与非金属元素之间没有严格的界限，位于金属与非金属分界线附近的元素既能，又能。

参考资料：/（2）指导新元素的发现及预测他们的原子结构和性质。

（3）寻找所需物质在能找到制造半导体材料，如；在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

合作交流：请根据学过的碱金属元素(ⅠA)，卤族元素(ⅦA)的性质递变规律思考：(1)哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？(2)哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?互动探究：例1：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.某离子的核电荷数与最外层电子数相等例2：R.W.X.Y.Z为原子序数依次增大的同一短周期元素，下列说法一定正确的是（m.n 均为正整数）（）A.若R(OH)m为强碱，则W(OH)m+1也为强碱B.若H n XO m为强酸，则Y是活泼非金属元素C.若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正价为+6D.若X的最高正价为+5，则五种元素都是非金属元素例3 超重元素“稳定岛”的假设预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素208X。

高中化学学习材料1.2《元素周期律》导学案（第2课时）【学习目标】1.知道周期表是元素周期律的具体表现形式；2.通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系；3.知道元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。

【温故知新】1.(回忆、思考)什么是元素周期律？其实质是什么？2.(回忆、思考)以第三周期元素为例分析：位于同一周期的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？3.(回忆、思考)以第IA族、第ⅦA族元素为例分析：位于同一主族的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？【课堂研讨】1.(自学、归纳)阅读教材，独立填充下列两个格表。

⑴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。

⑵同周期、同主族元素性质递变规律性质同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子半径电子层结构失电子能力得电子能力元素的金属性元素的非金属性主要化合价最高价氧化物对应水化物的酸碱性与氢气化合的难易气态氢化物的稳定性2.(自学、思考)什么叫价电子？主族元素的最高正价与元素在周期表的位置、元素的原子结构有什么关系？3.(思考、讨论)认真思考，可以与同学讨论，完成下列有关元素位置、性质的总结：⑴周期表中特殊位置的元素(短周期主族元素)①族序数等于周期数的元素：；②族序数等于周期数2倍的元素：；③族序数等于周期数3倍的元素：；④周期数是族序数2倍的元素：；⑤周期数是族序数3倍的元素：；⑥最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：；⑦除H外，原子半径最小的元素：；⑧原子半径最大的元素：；⑵常见元素及其化合物的特性(短周期元素)①空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：；②地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：；③最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：；④元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：；⑤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单质的元素：；⑥元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：；⑶在周期表中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。

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金属性、非金属性变化规律，会比较元素金属性、非金属性的强弱。

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】同周期元素金属性、非金属性变化规律。

【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？【答案】单质与水（或酸）反应的剧烈程度；氢氧化物碱性的强弱等。

2．比较卤素元素非金属强弱的方法有哪些？【答案】单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)；最高价氧化物对应的水化物的酸性越强；非金属单质间的置换反应（F除外）等。

新知预习：1．运用结构与性质的关系，预测第三周期主族元素金属性、非金属性变化。

【答案】第三周期主族元素从左至右，随原子序数增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，则金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

2．设计实验方案证明钠、镁、铝金属性的强弱。

【答案】取体积相同的钠、镁、铝三种金属，分别于水或同浓度的盐酸或稀硫酸反应等，反应最剧烈的是金属钠，最慢（不反应）的是铝，中等的是镁。

3．设计实验证明硫与氯非金属性的强弱。

【答案】将氯气通入氢硫酸溶液中，产生淡黄色沉淀（或溶液变浑浊）等：Cl2＋H2S===2HCl －＋S↓，则非金属性：Cl>S。

【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．交流：“新知预习2”。

2．仔细观察所给表格，完成表格填空，作出函数图象。

画出：函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---原子半径）3.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）：随原子序数的增加，原子半径逐渐减小；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）：随原子序数的增加，原子半径逐渐增大。