元素周期律

元素周期律（精选11篇）

元素周期律 篇1

教学目标

知识技能：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的周期性变化；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。

能力培养：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

科学思想：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。

科学品质：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。

科学方法：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。

重点、难点 元素周期律的实质。

教学过程设计

教师活动

学生活动

设计意图

【引言】我们已经学过了稀有气体、卤族、氧族和碱金属几个元素族的知识，了解到一个族内的元素性质相似，而族与族之间元素的性质不同。同一族内，我们学习了典型元素的性质，就可根据性质的相似性和递变性推知族内其他元素的性质。对已发现的一百多种元素，如果我们能找到它们之间的内在联系和变化规律，对于我们掌握元素化合物的知识以及应用知识解决实际问题都非常有帮助。如何研究元素间的内在联系和变化规律？这就是本节课要研究的内容。

【板书】第三节元素周期律

回忆、再现这几个元素族的知识及其研究方法。

理解：寻找元素间内在联系和变化规律的必要性。

思考：如何找到元素间的内在联系和变化规律。

理解、记录。

做好知识的铺垫。

创设问题情境，激发学生的学习兴趣，从而产生探求知识的欲望。

明确本节研究的内容。

续表

教师活动

学生活动

设计意图

【提问】研究元素及其化合物要从哪里入手？

【评价】同学们掌握得很熟。

【讲解】人们在长期的生产斗争和科学实验中已经认识到，事物变化的根本原因在于事物的内部，因此研究元素间的相互联系及其变化规律也必须从研究原子的结构入手。为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种序号叫作该元素的原子序数。

【设问】氢是第一号，氦是第二号，原子序数与核电荷数有什么样的关系？

【设问】用什么样的化学用语能表示原子的结构？

【练习】请同学们画出前18号元素的原子结构示意图，请三位同学分别在黑板上画出1～2、3～10、11～18号元素的原子结构示意图。

【提问】通过1～18号元素的原子结构示意图，请同学们分析原子的核外电子层数、最外层电子数的变化规律。

【设问】如果我们对18号以后的元素继续研究下去，同样可以发现这样的规律。我们应如何表述元素最外层电子排布的变化及其规律呢？

【归纳】随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。

联系所学元素化合物的知识，思考回答：从结构入手。

倾听、理解事物变化的根本原因在于事物的内部。

理解原子序数的概念。

思考回答：原子序数与该原子的核电荷数相等。

思考，回答：原子结构示意图。

三位同学到黑板上板演，其他同学在笔记本上写。

分析讨论、互相补充后得出结论：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，达到了稳定结构。从8～10号的元素，即从锂到氖，有两个电子层，最外层电子从1个递增到8个，达到了稳定结构。从11～18号的元素，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。

理解，组织语言：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（he除外）的情况。

理解核外电子排布的周期性。

通过回忆，架起探求知识的桥梁。

提高学习积极性。

引导学生从事物的内部寻找变化的根源。

为研究的方便，引入原子序数的概念。

理解原子序数的编排原则。

熟悉所学的化学用语。

培养学生正确使用化学用语的能力。

培养学生分析、处理数据过程中的抽象概括的能力。

培养学生从个别到一般的抽象归纳的能力。

加深对规律的理解。

续表

教师活动

学生活动

设计意图

【板书】

一、核外电子排布的周期性

【组织讨论】根据原子最外层电子排布的周期性，将原子序数为1～18的元素排列成表格。

【继续讨论】两种编排结果似乎都有些道理，究竟哪一种更合理呢？

【评价】这些同学思考得很深入，能够考虑到稀有气体结构的稳定性和元素性质相似两方面的原因，这是值得大家学习的。

【指导阅读】元素的性质随核电荷数的递增有什么变化呢？请同学们阅读课文中表5-3关于原子半径的数据，参考书上130页底端的小字注解，归纳原子半径的变化规律。

【评价】课本高度概括了原子半径的递变规律。他说的“不考虑稀有气体元素”是因为测定稀有气体元素原子半径的根据与其他元素不同。

【讲解】若把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，将会发现，随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。请同学们看课本图5-5，分析碱金属等族元素的原子半径的周期性变化。

【板书】

二、原子半径的周期性变化

理解、记录。

讨论、尝试，主要排出以下两种形式：一种he在be的上面、另一种he在ne的上面。

讨论、分析两种表格的优缺点，各抒己见、形成共识：第二种更好一些，因为he最外层电子数（2个）与ne最外层电子数（8个）均达到稳定结构，都是稀有气体元素。

倾听，思考。

边阅读边思考，得出结论：不考虑稀有气体元素，从li到f、从na到cl，原子半径都由大逐渐变小。

理解：稀有气体元素原子半径跟邻近非金属元素相比显得特别大的原因。

看图、分析原子半径的递变情况：同一横行从左（碱金属元素）到右（卤素元素），原子半径由大到小（不包括稀有气体元素的原子）；同一纵行从上到下原子半径由小逐渐变大。

理解、记录。

激发学生的学习兴趣、培养学生的创造性思维。

在争论中去伪存真、提高认识。

及时鼓励学生畅所欲言，形成探求知识的活跃氛围。

提高学生的阅读能力；培养学生从大量数据中提炼、归纳的能力。

解释稀有气体原子半径的特殊性。

形象化的教学给学生增加一些感性认识，提高了直观性，有利于调动学生的学习积极性。

体会原子半径的递变规律。

续表

教师活动

学生活动

设计意图

【提问】从原子的结构上考虑，原子半径受哪些因素制约？随原子序数的递增，原子半径为何出现这种周期性变化？

【评价】大家说的三种因素都起作用，但有主次关系。通常，电子层数越多，原子半径越大；当电子层数相同时，随核电荷数的递增，在后两种影响结果相反的因素当中，核吸引电子的影响是主要的，因此，当电子层数相同时，原子半径减小。（除了稀有气体元素）

【指导阅读】请同学们看课本表5-3，研究一下元素主要化合价的变化情况，怎样去描述？

【评价】叙述得很清楚。

【讲解】如果研究18号元素以后的元素主要化合价，同样可以看到与前面18种元素相似的变化。即元素的化合价随原子序数的递增而起着周期性的变化。

【板书】三、元素主要化合价的周期性变化

思考，在分析争论中得出以下几点：影响原子半径大小的因素有：①电子层数，电子层数越多，原子半径越大；②原子核对电子的吸引，使半径有减小的趋向；③核外电子多了，增加了电子之间的排斥，有使半径增大的倾向。

倾听、理解影响原子半径的因素。

分析，讨论后回答：在3～9号元素中，从li到n，正价由+1到+5，从c到f开始有负价，负价由-4到-1；在11～17号元素中，正价由+1（na）到+7（cl）；从中部的元素开始有负价，负价是从-4（si）递变到-1（cl），呈周期性变化。

理解元素主要化合价的递变规律。

培养学生分析问题、解决问题的能力。加深对事物进行辩证分析的能力。

培养学生分析问题时要抓住主要矛盾以及矛盾的主要方面。

训练学生从分析大量的数据中提取、归纳知识的能力。鼓励学生积极参与。

培养学生从个别到一般的推理方法。

续表

教师活动

学生活动

设计意图

【设问】元素的化合价与其原子结构有怎样的关系？

思考、讨论后回答：除由于f、o元素化学性质的特殊性不显正价和稀有气体外，其他元素的最高正价数值=最外层电子数。负价的绝对值=8-最外层电子数。

尽可能使学生实现最大程度的参与，让学生在“发现真理”中体会成功的喜悦。

【讲解】以上我们共同研究了元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价的周期性变化。原子半径和元素主要化合价都是元素的重要性质。如果我们继续研究元素的其他性质，多数也是随着元素原子序数的递增呈周期性的变化。你能否列举一些性质方面的事实？

【评价】很好。

【提问】同学们能否概括一下元素性质的变化情况？

【讲解】元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这就是对我们今后探索、研究化学知识具有重要指导作用的规律——元素周期律。

【板书】元素周期律的内容

【提问】是什么因素直接决定原子半径、元素化合价等元素性质的变化呢？即元素的性质是由什么决定的？

【讲解】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。这就是元素周期律的实质。

【板书】元素周期律的实质

【投影】课堂练习

巩固、整理所学的知识，将其条理化。

联系所学知识，讨论后列举：从碱金属元素到卤族元素，最外层电子数从1递变到8，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

思考、概括：元素的性质呈周期性的变化。

理解元素周期律的意义。

理解、记录。

思考、回答：结构。即元素原子的核外电子排布的周期性变化引起的。

理解周期律的实质。

巩固知识，加深认识，使知识条理化，促进对知识的落实。

培养学生的发散思维。培养学生的整理、概括的能力。

引出元素周期律。

学以致用，提高学生的学习兴趣。

培养学生透过现象看本质的能力，使学生加深和巩固对原子结构理论的认识。

续表

教师活动

学生活动

设计意图

1.填空

从na到cl，它们的原子核外电子层数均为____层，但随着核电荷数的增加，核对最外层电子的吸引力依次____，因此，从na到cl原子半径越来越______。

理解并掌握原子半径的递变规律及变化的原因。

通过练习，加深对元素周期律的理解、消化，促进知识的落实。

2.下列递变情况不正确的是（ ）。

（a）na、mg、al最外层电子数依次增多

（b）p、s、cl最高正价依次升高

（c）c、n、o原子半径依次增大

（d）na、k、rb原子半径依次减小

【作业】1.课本第132页1～3题；2.预习本章第四节

理解并掌握元素原子核外电子排布、元素主要化合价、原子半径的递变规律。

【随堂检测】

1.元素性质呈周期性变化的根本原因是____

2.从na到cl，原子半径最大的金属元素是____，原子半径最小的非金属元素是____。

3.在1～18号元素中，如某元素气态氢化物为hnr，其最高价氧化物水化物分子中含m个氧原子，则其最高价氧化物水化物化学式为____。

考查元素性质呈周期性变化的规律及其根本原因。根据检测结果，教师可以有目的地改进教学方法。

板书：

第三节 元素周期律

一、核外电子排布的周期性

二、原子半径的周期性变化

三、元素主要化合价的周期性变化

小结：元素周期律的内容 元素性质随着元素原子序数的递 增而呈周期性的变化。

元素周期律的实质 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。

课堂练习参考答案：

1.三；增大；小 2.（c）（d）

随堂检测答案：

1.元素原子的核外电子排布的周期性变化

2.na；cl

3.h2m+n-8rom

元素周期律 篇2

教学目标 ：

知识目标：

1. 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必然结果，从而理解的实质。

能力目标：

通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。

教学重点：原子的核外电子慨排布和元素金属性、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。

(第一课时)

教学过程 ：

[引入]我们在学习碱金属和卤素时，已经知道一些元素的原子结构相似其性质也相似，人类已经了现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？这就是本节要讨论的问题。

[板书]第二节

一个星期由星期一到星期日为一周，种表记时，从零点到24点为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。我们学过的碱金属元素、卤族元素，随原子核外电子数的增加，原子核外电子层数增加，但最外层电子依然是1个和7个，这也是周期性的一种表现，元素以什么为序排列表现周期性呢？

[设问]什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪种粒子有关？有什么关系？

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

我们把核电荷数从1～18的元素按课本p97页表5-5排列。

1.根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。

讨论

原子序数

电子层数

最外层电子数

达到稳定结构时的最外层电子数

1～2

1

1 2

2

3～10

11～18

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

[板书]：一。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。

2.根据表5-5，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）？将讨论的结果填在下表中，并与p99图5-5对照。

讨论

原子序数

原子半径的变化

3～9

0.152nm 0。071nm

大 小

11～17

结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 的变化。

[板书]二。随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。

注意：原子半径最小的是氢原子。

[建议介绍]原子半径似乎应该是原子核到最外电子层的距离，但事实上，单个原子的半径是无法测定的，原子总是以单质或化合物的形式存在，而在单质和化合物中，原子间总是以化学键结合的，一般：r（原）=r（共），共价半径为2个以共价键结合时，它们核间距离的一半。

3.根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入下表中。

讨论

原子序数

化合价的变化

1～2

+1 0

3～10

+1 +5

-4 -1 0

11～18

结论：随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现 的变化。

[板书]三。随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。

注意：①金属无负价，O、F无正价；

②一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+∣最低负价∣=8

③一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。

作业 ：p103 一

第二课时

[引入]从上节课讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子排布，原子半径和化合价均呈周期性的变化。元素的化学性质是由原子结构决定的，那么元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化。

[板书]四.元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化

讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？

小结：金属性的判断：

① 单质与水反应置换出氢的难易程度；

② 单质与酸反应置换出氢的难易程度；

③ 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。

非金属性的判断：

① 与氢气反应生成氢化物的难易程度；

② 氢化物的稳定性；

③ 最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。

以11～17号元素为例来学习。

[板书]1。钠镁铝金属性的递变规律

实验1：将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。

实验2：将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

讨论

实验3：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。

1. 镁与（冷水、热水）反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2. 镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。

实验4：将一小段铝用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

实验5：取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL 1mol/L盐酸。观察发生的现象。

1. 镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2. 镁和铝的金属性哪种纱？说明判断的根据。

讨论

下面我们再来研究铝的氧化物的性质。

实验6：取少量氧化铝粉末，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。写出化学方程式。

Al2O3 + 6HCl =2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH =2NaAlO2 + H2O

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。

实验6：取少量1mol/LAlCl3溶液注入试管中，加入3mol/LNaOH溶液至产生大量Al（OH）3白色絮状沉淀为止。将Al（OH）3沉淀分盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入3mol/LH2SO4溶液和6mol/LNaOH溶液。观察现象。

上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

讨论

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。

[说明]

① 镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实；

② 虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。铝是金属，但能表现出一定的非金属性。

③ 关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。

[小结]：

反应

金属

钠

镁

铝

与水反应

与冷水剧烈反应

与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应

与冷水很难反应，与热水缓慢反应

与酸反应

剧烈反应

迅速反应

氧化物

Na2O和Na2O2

MgO为碱性氧化物

Al2O3为两性氧化物

对应碱

NaOH为强碱

Mg（OH）2为中强碱

Al（OH）3为两性氢氧化物

结论

金属性逐渐减弱

作业 ：p103 二

第三课时

[复习]1。钠、镁、铝金属性的递变规律；

2.金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？

[板书]2。硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律

讨论1：硫和氯气分别与氢气反应的剧烈程度如何？能说明硫和氯气的非金属性强弱关系如何？

[介绍]硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物——SiH4。磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物——pH3，但相当困难。硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物——H2S。

讨论2：在加热条件下，氯化氢易分解吗？

[介绍] SiH4很不稳定，pH3也不太稳定，在生成时就易分解，H2S也不很稳定，在较高温度时可以分解，HCl十分稳定。

讨论3：比较磷酸、硫酸和高氯酸的酸性强弱。

[介绍]硅的氧化物——SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H4SiO4），原桂酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸——H2SiO3，磷的最高价氧化物是p2O5，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO3，SO3的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl2O7，Cl2O7的对应的水化物是高氯酸（HClO4），它是比硫酸更强的一种酸。

第18号元素氩是一种稀有气体元素。

小结：

Si

p

S

Cl

最高正价

最低负价

单质与氢气反应的条件

最高价氧

化物

离高价氧化物的水化物

H4SiO4

弱酸

H3pO4

中强酸

H2SO4

强酸

HClO4

最强无机酸

酸性逐渐增强

结论

综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：

Na Mg Al Si p S Cl Ar

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 稀有气体元素

如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。

讨论：比较HF、H2O、NH3的稳定性。

[板书]五.

[思考]什么是？

[板书]1。概念：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。

2.的实质

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。

练习：

写出下列化学方程式：

（1） 氧化铝与氢氧化钠溶液

（2） 氧化铝与硝酸

（3） 氢氧化铝与盐酸

（4） 氢氧化铝与氢氧化钾溶液

作业 ：课本p104 三

元素周期律 篇3

教学内容

元素周期律

教

学

目

标

知识

1.使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价以及元素的金属性和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。

能力

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

德育

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。

教学重点

原子的核外电子排布和元素金属性、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　师　活　动

学生活动

设计意图

[投影引入]迄今，已经发现的元素有100多种，化合物更有二千多万种，如果不找出它们的内在规律，便是一堆杂乱的知识，难以掌握，更不能有效应用。经过几代人的努力，终于在1869年由俄国科学家门捷列夫成功地对当时已知的元素进行了科学分类，并总结出了重要的规律。

[过渡]这也就是本节课我和同学们共同探讨的课题。

[提问引导]在中学阶段我们不可能对一百多种元素的性质全部来研究，应如何研究？

选哪一部分元素作代表？

[讲述]元素的性质有很多，对于前18种元素的性质，我们将从下面几个方面进行探究。

[投影] 对于前18种元素的性质，我们将从下面几个方面进行探究。

1、1-18号元素随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈现出怎样的规律？

2、1-18号元素随着核电荷数的递增，元素原子半径（除稀有气体元素外）呈现出怎样的规律?

3、1-18号元素核电荷数的递增，元素的化学性质（金属性和非金属性）呈现出怎样的规律?

4、1-18号元素随着核电荷数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律?

[投影]探究问题1：1-18号元素随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈现出怎样的规律？

[引导]要解决这个问题我们需要哪些资料？给你这些资料你将如何处理？

[讲解]请一位同学在到前面利用磁性黑板将1~18号元素原子的核外电子排布进行排列，并说出排列依据。

[提问] 有不同意见的同学说出自己的排列方式，说出排列依据。

[讲解]刚才同学们看了几种排列方式，你认为最合理的一种是？

[投影]核电荷数为1-18元素的原子结构示意图排列

[讲解]经过分析我们发现，随着元素核电荷数的递增，除1、2号元素外，最外电子层数上的电子数重复出现从1递增8的变化，我们把这种变化称作周期性。

[讲解]请一名同学们试着说一下探究问题1的结论。

[投影]探究问题1的结论：随核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性变化，即：随着核电荷数的递增，最外层电子数重复出现从1个逐渐递增到至8个（达到稳定结构）。

[投影]探究问题2：1-18号元素（除稀有气体元素外）随着核电荷数的递增，元素原子半径呈现出怎样的规律?

[引导]要解决这个问题我们需要哪些资料？

[投影展示]3-9和11-17号元素随着元素原子核电荷数的递增，元素原子半径的数据。

[讲述]请同学们在下面写出探究问题2的结论。

[归纳投影] 探究问题2的结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化，即：随着核电荷数的递增，半径重复出现从大逐渐变小。

[过渡] 随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素的原子半径（除稀有气体外）呈现出周期性的变化。那么，元素的化学性质是否也有呈现出相应的周期性变化呢？

[投影]探究问题3：1-18号元素（除了稀有气体元素）随着元素原子核电荷数的递增，元素化学性质（金属性和非金属性）呈现出怎样的规律?

[投影讲解] 金属性即元素原子失电子的能力，金属性越强，越易失电子。非金属性即元素原子得电子的能力，非金属性越强，越容易得电子。

[讲解]今用11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。

[投影]资料卡：

下列性质可用于判断元素金属性的强弱

1、 .该元素的单质与水（或酸）反应置换出氢气越容易，则该元素的金属性越强；反之，越弱。

2、 该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强，则该元素的金属性越强；反之，越弱。

[讲述]根据资料卡提示，利用大屏幕上所给出的试剂和仪器设计实验方案探究钠、镁、铝的金属性强弱顺序？

[投影] 试剂和仪器：

钠、镁条、铝片、稀盐酸、蒸馏水、小试管、烧杯、砂纸

[讲述]请同学们在下面讨论一下，一会请同学起来说一下。

[提问]哪位同学说一下的自己的实验方案？

[板书]学生有关的实验方案。

方案1：

方案2：

………

[讲解] 分析实验方案x

钠与水的反应我们在教材必修1中，已经做过。今天由我给大家演示一下钠与水的反应。做完演示实验后，同学们在下面分组做镁铝和水的实验。

做分组实验时请同学注意下列问题：

1、每四人一组。

2、银白色比较长的是铝片，比较窄的是镁条。

[教师演示]钠与水的反应

需要的仪器和药品

展示台、培养皿（带玻璃片）、小刀、镊子、滤纸、玻璃片

钠、酚酞、蒸馏水

边提问边操作：钠保存在哪里，如何取出，取出后如何处理?

[讲解]下面请同学们在下面分组做镁铝与水的反应。

[投影] 镁铝与操作方法

取两支试管分别加入2ml的蒸馏水，将用砂纸打磨后的一小块镁条和一小块铝片同时投入试管中观察实验现象，并做好记录。

[提问]哪位同学说说一下的实验现象。

请根据实验现象，请试判断钠镁铝金属性强弱顺序。

[讲解]镁铝用冷水无法验证金属性强弱，那么我们应如何验证？

[讲解]下面请同学分组做镁铝与同浓度的盐酸的反应。

[提问]请一名同学说一下实验现象

[投影]实验记录

金属元素的性质

钠

镁

铝

单质与冷水

与酸反应

结论

[讲述]请根据资料卡中的判据2的提示说出一种判断钠镁铝金属性依次减弱的事实？

[投影] 阅读、分析硅、磷、硫、氯的单质及化合物的性质，你可以得到什么结论？请将结论分别写在右边的框中。

项目

元素

14si

15p

16s

17cl

结论

1

单质与氢气的反应

高温下反应

磷蒸汽与氢气能反应

加热反应

光照或点燃时发生爆炸而化合

气态氢化物的化学式

sih4

ph3

h2o

hcl

2

气态氢化物的稳定性

很不稳定

不稳定

受热分解

稳定

最高价含氧酸

h4sio4

h3po4

h2so4

hclo4

3

最高价含氧酸性

弱酸

中强酸

强酸

酸性更强

[提问]项目1给出元素什么性质?你能获得怎样的结论?

项目2呢？

项目3呢？

[投影]信息提示 ：

下列性质可用于判断元素非金属性的强弱：

1、该元素单质与氢气生成气态氢化物越容易，该元素的非金属性越强；反之，越弱。

2、该元素气态氢化物的越稳定，则该元素的非金属越强；反之，越弱。

3、该元素的最高价含氧酸的酸性越强，则该元素非金属越强；反之，越弱。

[提问]根据信息提示，结合上表的结论，回答下列问题

元素硅、磷、硫、氯的非金属性强弱顺序？

写出11~17号元素随着核电荷数的递增，金属性和非金属性呈现出的变化规律？

推测如果是3~9号元素，随着核电荷数的递增非金属性和金属性会如何变化？

[问题]请一名同学试着说出探究问题3的结论？

[投影展示]探究问题3的结论：1-18号元素（除稀有气体），随着核电荷数的递增，金属性和非金属性呈现出周期性变化：随着核电荷数的递增，重复出现金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强这个变化。

[投影]探究问题4：1-18号元素（除了稀有气体元素）随着核电荷数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律?

[板书] 11na 12mg 13al 14si 15p 16s 17cl

最高正价

最低负价

[提问]　请一名同学到黑板上写出11~17号元素的最高正价和最低负价

[提问] 请试着总结11~17号元素随着核电荷数的递增，最高正价和最低负价分别呈现出怎样的变化规律？

[提问]再请一名同学试着目前所知道说出3~9号元素的最高正价和最低负价。（氧没有最高正价，氟没有正价）。

[板书] 3li 4be 5b 6c 7n 8o 9f

的主要化合价

注意：氟没有正价，氧没有最高正价

[投影] 1~18号元素（除稀有气体元素外）的主要化合价

[要求]请一名同学试着说出问题4的结论

[投影]问题4的结论：随着核电荷数的递增，元素的主要化合也呈现出周期性的变化规律。即：随着核电荷数的递增，最高正价重复出现从+1逐渐递增到+7；最低负价重复出现从-4递变到到-1。

[提问]元素的最高正价和最低负价有什么关系？

[讲述]刚才我们探究的四个方面都称为元素的性质，请同学们用一句话概括本节课的内容？

[投影] 元素周期律的定义

[小结]

1、元素性质的四个方面是如何周期性变化的？元素性质的周期性变化的根本原因是什么？

2、本节课我们学过哪些事实可判断金属性和非金属性强弱？

[课堂练习

1、下列说法能够说明氯元素的非金属性比硫元素强的是（ ）

a、 hclo3的酸性比h2so3强

b、 hcl的酸性比h2s强

c、 hcl的稳定性比h2s强

d、 氯气与氢气常温下见光爆炸，单质硫与氢气需要不断加热才反应。

2、随着原子序数的递增，下列说法正确的是( )

a、 最外层电子数逐渐增多

b、 原子半径逐渐减小

c、 元素的主要化合价逐渐增加

d、 元素的化合价、原子半径、最外层电子数、金属性和非金属性呈周期性变化

3、下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是（ ）

a、 金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。

b、 koh的碱性比mg（oh)2强

c、金属钾与mgcl2溶液反应可置换出金属镁

d、在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子

一名普通话较好的同学朗读

选一部分元素作代表

1~18号元素作代表

利用1分钟默读

观看、思考

回答：1~18号元素原子的最外层电子排布或者原子结构示意图

回答：

按照的核电荷数的递增，排列起来

其余学生在下面思考，观看

观看

回答

观察思考

学生回答、

其他同学补充

修改记录

思考解决问题的办法

思考 回答

需要它们的半径的大小的数据（需按核电荷数递增的顺序排列）

观察、思考、交流讨论、回答、补充

思考

讨论

学生说实验方案

学生补充

同学观看实验现象

分组实验（每4人一组），

回答

钠的金属性比镁铝的都强，镁铝用冷水无法验证金属性强弱

镁铝与同浓度的盐酸反应

分组实验（每4人一组）

镁条与盐酸剧烈反应放出氢气，铝片与盐酸能反应放出氢气

观看、思考

回答

回答

思考

一名同学回答

随着核电荷数的递增，单质与氢气化合越来越容易

随着核电荷数的递增，气态氢化物越来越稳定

随着核电荷数的递增，最高价含氧酸越来越强

书写

观看修改

随着核电荷数的递增，金属性在逐渐减弱，非金属性在逐渐增强。

回答

其他同学补充

学生书写

回答：随着核电荷数的递增，最高正价从+1递增到+7价；从+4价开始出现了-4价，依次递变至-1价。

学生能回答一部分

回答

其他同学补充

激发学生的学习兴趣

培养学生由局部探究整体规律的思维方法

让学生明确本节课研究目标

培养学生提出问题，解决问题的探究能力

培养学生的分析能力

养学生的概括能力

培养学生提出问题，解决问题的探究能力

培养学生分析问题的能力

归纳总结能力

培养学生提出问题，解决问题的探究能力

培养学生信息提取得能力

培养学生的实验能力

培养观察能力

培养学生的概括能力

培养学生综合分析问题的能力

板书设计

教学后记

元素周期律 篇4

教材分析

物质结构和元素周期律是化学的重要理论知识,也是中学化学教学的重要内容.通过学习这部分知识,可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳,从理论进一步加深理解.同时作为理论指导,也为学生继续学习打下基础.本章内容虽然是理论性知识,但教材结合元素化合物知识相互融合,以利于学生理解和掌握.

第一节 元素周期表

第1课时

教学目标

1、能描述元素周期表的结构。

2、了解元素原子核外电子排布.

3、通过对原子结构的初步认识，树立对立统一的观点，知道有关元素、核素、同位素的涵义及其简单的计算。

重点难点

元素周期表的结构及元素周期律

教学过程

[导入]展示一张元素周期表（有条件的可让学生自己查找各种元素周期

表）

[过度]我们按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。可见原子序数与原子结构间存在什么关系？（结合1~18号元素原子结构）

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

[提问]请同学们回忆初中所介绍的原子结构的知识。

[学生]原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的。原子核由质子和中子构成。下面我们对原子的结构做进一步认识。

[板书]第一章 物质结构 元素周期律

第一节 元素周期表

一、原子结构

原子核

质子

中子

原子

核外电子

[过渡]下面我们先分析构成原子的个微粒的电性及其质量情况。

（投影）

表5—1 构成原子的粒子及其性质

构成原子的粒子

电 子

质 子

中 子

电性和电量

1个电子带1个单位负电荷

1个质子带1个单位正电荷

不显电性

质量/kg

9.109×10－31

1.673×10－27

1.675×10－27

相对质量

1/1836（电子与质子质量之比）

1.007

1.008

[提问]从表格得出原子的质量主要取决于哪种微粒？

[教师]原子的质量主要集中在原子核，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值相加起来，所得的数值叫做质量数。

[提问]根据质量数的定义，可得质量数与质子数和中子数间的关系。

[板书]质量数（a）=质子数（z）+中子数（n）

[过渡]在化学上，我们为了方便地表示某一原子。在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数 x。

［教师］请大家做如下练习

［投影练习］

粒子符号

质子数（z）

中子数（n）

质量数（n）

用 x表示为

①o

8

18

②al

24

27

③ar

18

22

④cl

cl

⑤h

h

［答案］①n=10 o ②z=13  al ③a=40 ar

④z=17 n=18 a=35 ⑤z=1 n=0 a=1

[引导]科学研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。如组成氢元素的氢原子，就有以下三种：我们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的原子叫核素。

[投影展示]

三种不同的氢原子

原子符号

质了数

中子数

氢原子名称和简称

① h

氕（h）

② h

氘（d）

③ h

氚（t）

[提问]上面的 h、 h和 h就是核素。那么 h、 h和 h间我们把他们互称为什么？

[板书]同位数：同一元素的不同核素间互称为同位数。

[阅读]同位数的特点

[学生]天然同位数相互间保持一定的比率。

[教师]同位数在元素周期表中占据同一位置。下面我们再来讨论这张元素周期表。

[学生观察]元素周期表中有多少横行、纵行？

[教师]元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，18个纵行，除了8、9、10三个纵行称为ⅷ外，其余的每一个纵行称为一族。

[提问]共多少族（16）

［提问］把不同的元素排在同一个横行即同一个周期的依据是什么？

［学生］依据为具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列在一个横行里。

［提问］周期序数与什么有关？

［学生］周期序数等于该周期元素具有的电子层数。

［教师］如此，我们可以得出如下结论：

［板书］周期序数=电子层数

［学生看元素周期表］

［教师］元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，4、5、6周期称为长周期，第7周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。

请大家根据自己绘制的元素周期表，完成下表内容。(课本p105表5—11)］

［投影］

表5—11 周期表的有关知识

类别

周期序数

起止元素

包括元素种数

核外电子层数

短周期

1

h—he

2

1

2

li—ne

8

2

3

na—ar

8

3

长周期

4

k—kr

18

4

5

rb—xe

18

5

6

cs—rn

32

6

不完全周期

7

fr—112号

26

7

［学生活动，让一个学生把结果写在胶片上］

［教师］从上面我们所填表的结果可知，在元素周期表的7个周期中，除第1周期只包括氢和氦，第7周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为1的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7的卤素，最后以最外层电子数为8的稀有气体结束。

需作说明的是：第6周期中，57号元素镧(la)到71号元素镥(lu)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。第7周期中，89号元素锕(ac)到103号元素铹(lr)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称锕系元素。为了使表的结构紧凑，将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。在锕系元素中92号元素铀(u)以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素又叫做超铀元素。

元素周期表上列出来的元素共有112种，而事实上现在发现的元素还有：114号、116号、118号元素。

[学生活动，教师板书]

［教师］罗马数字ⅰ、ⅱ、ⅲ等表示什么意思？

［学生］族序数。

［教师］a、b又分别表示什么呢？

［学生］a表示主族，b表示副族。

［教师］什么是主族？什么是副族？

［学生］由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。

[总结]最后我们用一句话来概括元素周期表的结构：三短三长一全；七主七副ⅷ和零。

补充习题

1.α射线是α粒子组成的，α粒子是一种没有核外电子的粒子，它带有2个单位正电荷的质量数等于4，由此可判断，α粒子带有 个质子，

个中子。

2.某粒子用 rn-表示，下列关于该粒子的叙述不正确的是( )

a.所含质子数=a-n b.所含中子数=a-z

c.所含电子数=z+n d.所带电荷数=n

3.某元素mn+核外有a个电子，该元素的某种原子的质量数为a，则该原子的核内中子数为( )

a.a-a+n b.a-a-n

c.a+a-n d.a+a+n

4、已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？

5、某元素形成气态氢化物为 ，其最高价氧化物水化物的分子中有m个氧原子，则其最高氧化物水化物的化学式（ ）

a. b.

c. d.

6、元素周期表是一座开放的“元素大厦”，元素大厦尚未客满。请你在元素大厦中为119号元素安排好它的房间（ ）

a.第八周期第ia族 b.第七周期第 ⅶa族

c.第七周期第0族 d.第六周期第ⅱa族

7、短周期主族元素a、b、c、d的原子序数依次增大，其中a、c同主族，b、c、d同周期，a原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，b是短周期元素中原子半径最大的主族元素。试回答下列问题：

(1)a的元素符号 ；d的原子结构示意图 。

(2)a、b、c三种元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序是 。

(3)a、b、c、d形成的化合物b2a2、cd2、d2a、da2中各原子都满足最外层8电子结构的是 (填写具体的化学式 )。

(4)ca2与d元素的单质在水溶液中反应的化学方程式是 。

参考答案：1、2,2 2、a 3、b

4、第四周期ⅰa族 第五周期ⅶa族

5、a 6、a 7、（1）o ，（2）s2- > o2- > na+

（3）na2o2,scl2,cl2o （4）so2 +cl2 + 2h2o = 2hcl + h2so4

元素周期律 篇5

教学内容

元素周期律

教

学

目

标

知识

1.使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律

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。

能力

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

德育

结合元素周期律的学习，使学生初步掌握从大量的事实和资料中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。

教学重点

原子的核外电子排布和原子半径变化的规律。

教学难点

原子半径变化的规律，元素周期律的实质。

教　师　活　动

学　生　活　动

设计意图

[课前情景]放映钟表，时间的周期性变化，的flash.

[引入] 四季的轮回，年复一年，日复一日，这些描述时间的词语，都体现了时间变化的一个典型的特点——周期性，这节课，我们将通过元素周期律的学习来研究元素性质的变化特点，总结其规律。

[幻灯片]第二节 元素周期律

[讲述]为了更方便的研究元素的性质的变化规律，我们引入原子序数的概念

[幻灯片]一、原子序数

按照核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。

[提问]根据原子序数的概念，思考：它与原子组成粒子的数量有什么关系？

数值上 原子序数=核电荷数=质子数

意义上 并不相同

二、原子结构和性质的递变规律

[练习)]写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。

[幻灯片] 1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。

请同学们对照，自己写得对不对。

[讲述]今天要讲的是元素性质的递变规律，我问什么要大家写原子结构是意图呢？这二者有什么关系呢？

[学生回答]结构决定了元素的性质。所以要研究性质必须先研究结构。

[总结学生的回答]很好，说得全面。就构决定性质！

[提问]那么，现在为了研究元素的性质，我们一起来找找看元素的结构随着原子序数的增加有什么变化。请同学们观察你们手中的原子结构够示意图，总结其变化规律。

[幻灯片]1~18号元素的电子层结构

[学生回答]（填表）

原子序数

电子层数

最外层电子数

达到稳定使得最外层电子数

1-2

1

1-2

2或8

3-10

2

1-8

8

11-18

3

1-8

8

结论：随着原子序数的递增，最外层电子呈现周期性变化

[总结]随着原子序数的增加，电子层数每隔一定数目就增加一层，最外层电子数则呈周期性变化。

【指导阅读】元素的性质随核电荷数的递增有什么变化呢？请同学们阅读课文中表5-3关于原子半径的数据，参考书上130页底端的小字注解，归纳原子半径的变化规律。

[幻灯片](呈周期性变化)

完成表5-7

[投影(3)]1~18号元素的半径归纳

原子序数

原子半径的变化

3-9

0.152nm-------------------0.071nm

由大到小

10-17

0.186nm---------0.099nm

由大到小

结论：随着原子序数的递增，原子半径周期性变化

[提出问题]原子半径为什么呈周期性变化呢？从原子结构角度来讲，半径受哪些因素影响呢？请同学们分析影响原子半径的因素，

1 电子层数

2 核对电子的吸引

3 电子间的斥力

[评价]大家说的三种因素都起作用，但有主次关系。通常，电子层数越多，原子半径越大；当电子层数相同时，随核电荷数的递增，在后两种影响结果相反的因素当中，核吸引电子的影响是主要的，因此，当电子层数相同时，原子半径减小。（除了稀有气体元素）

习题

比较下列粒子的半径大小

（1）o f na mg al

（2 o2- f- na+ mg2+ al3+

根据习题归纳解题技巧

[过渡]以上，我们总结了一些元素半径的变化规律，并且总结了根据规律如何判断半径的大小，那么，元素的其他性质有没有周期性的变化呢？下面，我们来研究化合价。

[幻灯片]3.元素化合价(呈周期性变化)

[投影(3)]1~18号元素化合价归纳

[幻灯片](呈周期性变化)

完成表5-8

原子序数

化合价的变化

1~2

+1------------------0

3~10

+1--------------+5

-4----------1---0

11~18

+1--------------+5

-4----------1---0

结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性 变化

[提问]元素的化合价与其原子结构有怎样的关系？

练习题：配合化合价有关的习题。

【讲解】以上我们共同研究了元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价的周期性变化。原子半径和元素主要化合价都是元素的重要性质。如果我们继续研究元素的其他性质，多数也是随着元素原子序数的递增呈周期性的变化。你能否列举一些性质方面的事实？

【提问】同学们能否概括一下元素性质的变化情况？

【讲解】元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这就是对我们今后探索、研究化学知识具有重要指导作用的规律——元素周期律。

练习（看时间长短）

提示 下节课内容

元素的金属性，非金属性的递变，请做好预习

主题:

看动画

听讲、思考

理解为什么引入原子序数的

思考，回答

记笔记

练习

写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。

思考

回答

对照

根据投影的表格进行讨论、归纳

阅读

按照原子结构示意图总结结构变化归律

分析总结归纳

做练习

边阅读边思考，根据投影的表格进行讨论、归纳得出结论：不考虑稀有气体元素，从li到f、从na到cl，原子半径都由大逐渐变小

思考，在分析争论中得出以下几点：影响原子半径大小的因素有：①电子层数，电子层数越多，原子半径越大；②原子核对电子的吸引，使半径有减小的趋向；③核外电子多了，增加了电子之间的排斥，有使半径增大的倾向。

思考习题

听讲思考

分析，讨论后回答：在3～9号元素中，从li到n，正价由+1到+5，从c到f开始有负价，负价由-4到-1；在11～17号元素中，正价由+1（na）到+7（cl）；从中部的元素开始有负价，负价是从-4（si）递变到-1（cl），呈周期性变化。

思考、讨论后回答：除由于f、o元素化学性质的特殊性不显正价和稀有气体外，其他元素的最高正价数值=最外层电子数。负价的绝对值=8-最外层电子数。

联系所学知识，讨论后列举：从碱金属元素到卤族元素，最外层电子数从1递变到8，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

对周期有初步的认识，通过生活常识对周期性变化有所理解。

做好知识的铺垫。

明确本节研究的内容。

为研究的方便，引入原子序数的概念。

理解原子序数的编排原则。

熟悉所学的化学用语。

通过与旧知识的联系，巩固新知识。理解其意义。

复习，重温以前学过的，为总结规律做准备

培养学生阅读、归纳能力

订正

进一步明确性质是结构决定的，要研究性质必须首先研究结构。

此处由学生自己总结，找到规律，提高学生分析问题，解决问题的能力

总结结构上的变化规律，为性质上底变化规律打下基础。

形象化的教学给学生增加一些感性认识，提高了直观性，有利于调动学生的学习积极性。

体会原子半径的递变规律。

培养学生分析问题、解决问题的能力。加深对事物进行辩证分析的能力。

培养学生分析问题时要抓住主要矛盾以及矛盾的主要方面。

课堂上进行联系，使学生对所学知识马上应用，加深理解，学会应用。

总结解题技巧，注意学习方法的渗透

培养学生从分析大量的数据中提取、归纳知识的能力。鼓励学生积极参与。

培养学生从个别到一般的推理方法。

尽可能使学生实现最大程度的参与，让学生在“发现真理”中体会成功的喜悦。

巩固知识，加深认识，使知识条理化，促进对知识的落实。

培养学生的发散思维。培养学生的整理、概括的能力。

引出元素周期律。

学以致用，提高学生的学习兴趣。

作业布置

步步高 第二节 第一课时 p16

元素周期律 篇6

第五章《物质结构、元素周期律》期末复习讲义（二） 一、复习要求1.掌握元素周期律的实质及元素周期表(长式)的结构(周期、族)。2.以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质(如：原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅡA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。二、知识结构3.元素周期表的结构元素周期表的结构位置与结构的关系周 期 周期序数元素的种数1.周期序数＝原子核外电子层数2.对同主族(nA族)元素若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。短周期第一周期2第二周期8第三周期8长周期第四周期18第五周期18第六周期32第七周期不完全周期 族主 族ⅠA族ⅡA族ⅢA族ⅣA族ⅤA族ⅥA族ⅦA族由长周期元素和短周期元素共同构成的族。最外层电子数 主族序数 价电子数零 族 最外层电子数均为8个（He为2个除外） 副 族 ⅠB族ⅡB族ⅢB族ⅣB族ⅤB族ⅥB族ⅦB族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）最外层电子数只有1～7个。第Ⅷ族有三列元素 4.元素周期律涵 义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。实 质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。核外电子排布最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。原子半径原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。主要化合价最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数元素及化合物的性质金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。5.简单微粒半径的比较方法原子半径1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs离子半径1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子.例：rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小.例：rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+3.带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大.例：rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2-4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+＞rNa+＞rMg2+6.元素金属性和非金属性强弱的判断方法金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强。判断依据1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。5.若xn++y x+ym+ 则y比x金属性强。非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强。判断方法1.与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。4.An-+B Bm-+A 则B比A非金属性强。7.同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期（左 右）同主族（上 下）原子结构核电荷数逐渐增大增大电子层数相同增多原子半径逐渐减小逐渐增大 化合价最高正价由+1 +7负价数=8-族序数最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。单质的氧化性和还原性氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。最高价氧化物的水化物的酸碱性酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性。稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强。稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱。

8.元素的原子结构，在周期表中的位置及元素性质之间的关系。三、例题与练习1.在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个电子的元素是 （ ）DA.金属元素 B.稀有气体元素 C.非金属元素 D.无法确定为哪一类元素 2.1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子 质量数为298。以下叙述不正确的是 （ ）B A.该元素属于第七周期 B.该元素位于ⅢA族 C.该元素为金属元素，性质与 相似 D.该同位素原子含有114个电子和184个中子3.由短周期两种元素形成化合物A2B3，A3＋比B2－少一个电子层，且A3＋具有与Ne原子相 同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）BD A.A2B3是三氧化二铝 B.A3＋比B2－最外层上的电子数相同 C.A是第2周期第ⅢA族的元素 D.B是第3周期第ⅣA族的元素4.根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是 （ ）C A.K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等 B.L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等 C.L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等 D.M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等5.下列微粒半径比较中正确的是 （ ）C A.r (Cl-) < r (Cl) B.r (Na) < r (Na+) C. r (Na)< r (K) D. r (O2-) < r (F-)6.A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈 碱性，且碱性B＞A，C和D的气态氢化物的稳定性C＞D；E是这五种元素中原子半径 最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是 （ ）C A.A、B、C、D、E B.E、C、D、B、A C.B、A、D、C、E D.C、D、A、B、E7. 、 、 、D、E5种粒子（分子或离子），它们分别含10个电子，已知它们有如下转化关系：① ；② 。据此，回答下列问题：（1）含有10个电子的阳离子有___ ____________，含有10个电子的阴离子有______________。（2） 和 的电子式 ____________、 ____________。（3） 、D、E3种粒子结合质子 的能力由强到弱的顺序是（用粒子的化学式表示）____________；这一顺序可用以下离子方程式加以说明：①_____________________________________________；②_____________________________________________。答案：（1） 、 ； （2） ； （3） ；① ；② X Y Z

8.短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置关系如右图.

(1)X元素单质化学式为 ，若X核内质子数与中子数相等， 则X单质 的摩尔质量为 ；(2)自然界中存在的一种含Y元素的另一种元素的天然矿物，其 名称是 ，该矿物与浓H2SO4反应的化学方程式为 .(1)He、4g/mol(2)萤石 CaF2+H2SO4(浓) CaSO4+2HF↑9.A、B、C均为短周期元素，它们在周期表中的位置如下图.已知B、C两 元素在周期表中族 序数之和是A元素序数的2倍；B、C元素的原子序 数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C 所在的一组是（ ）C A.Be、Na、Al B.B、Mg、Si C.O、p、Cl D.C、Al、p

元素周期律 篇7

第一课时教学目标 ：知识目标： 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。能力目标：通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养学生总结归纳及逻辑推理能力。情感目标： 使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。教学重点：原子的核外电子层排布，微粒半径变化规律。教学过程 ：引入：前面我们学习过卤素和碱金属元素。意识到元素之间存在着某种联系，现在我们就一起揭示其内在的联系，探究这种联系的本质。我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。显然核电荷数＝原子序数。教师提出要求：画出1～18号元素原子结构示意图，然后从核外电子排布、原子半径、元素主要化合价几个方面进行讨论，寻找是否体现一定的规律性，若有规律是什么？学生活动：画出1～18号元素原子结构示意图，然后讨论。学生发表自己的见解，填写表格表1原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～211 223～1021 8811～1831 88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。表2原子序数原子半径的变化3～10逐渐减小11～17逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 周期性 变化。表3原子序数化合价的变化1～2＋1 03～10＋1 ＋511～18－4 －1 0结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性 变化。教师评价并播放元素周期律的动画练习：1.比较微粒间半径的大小 （1）Na、Mg、Al、Si、p、S、Cl （2）Na与Na＋；Cl与Cl－ （3）Na、Ca、H引导学生总结出比较微粒半径的方法： 一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。2.列出具有10电子和18电子的微粒。小结：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径和化合价均呈现周期性变化。板书设计 ：第二节元素周期律一、元素性质的周期性变化 1.原子的电子层排布的周期性 2.原子半径的周期性 3.化合价的周期性小结：微粒比较微粒半径的方法：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。 列出具有10电子和18电子的微粒。

元素周期律 篇8

教学目标

1、了解原子结构与元素性质的关系。

2、能初步学会总结元素递变规律的能力，具有把元素的性质、元素周期表的位置与元素组成微粒的结构初步联系起来并在一定条件下相互转化的运用能力。

3、通过对元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系。从而认识事物变化过程中量变引起质变的规律性，接受辨证唯物主义观点的教育。

重点难点

元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系

教学过程

[导入]我们把ⅰa 称为碱金属族，我们为什么要把他们编在一个族呢？请同学们观察碱金属的原子结构示意图，分析碱金属原子结构的共同之处。

[思考]我们知道物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？

[学生] 由于元素化学性质与元素原子的最外层电子数密切相关，碱金属元素原子的最外层上都只有一个电子，因此它们应该具有相似的化学性质，由此可推知它们也应该像碱金属的代表物钠一样，在化学反应中易失去一个电子，形成+1价的阳离子，并能与氧气等非金属元素及水发学生化学反应。

[教师]实验是检验真理的标准，下面我们通过实验来探讨同一族元素的性质。

[实验1]将一干燥的坩埚加热，同时取一小块钾，擦干表面的煤油后，迅速的投入到热坩埚中，观察现象。同钠与氧气的反应比较。

[实验2]在培养皿中放入一些水，然后取绿豆大的钾，吸干表面的煤油，投入到培养皿中，观察现象。同钠与水的反应进比较

钠

钾

与氧气的反应

学生成淡黄色的固体，并发出黄色火焰

比钠要剧烈

与水的反应

浮、溶、游、动、响

浮、溶、游、动、响

且反应要比钠快

[学生活动，完成表格]

[思考与交流]根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？

[学生]有关系。同一主族元素化学性质相似。且

li na k rb

还原性增加

碱金属的物理性质的比较

li na k rb cs

相

似

点

颜色

均为银白色（cs略带金色）

硬度

柔软

密度

较小

熔沸点

较低

导电导热性

强

递变性

密度变化

逐渐增大（k特殊）

熔沸点变化

单质的熔沸点逐渐降低

[教师]有上表可见，碱金属在物理性质上也表现出一些相似性和规律性。

[过渡]刚才我们以典型的金属一族为例，下面我们以典型的非金属为例。看看他们的性质有原子结构间是否存在联系？

[投影]卤素单质的物理性质

元素名称

元素符号

核电荷数

单质

颜色和状态（常态）

密度

熔点

℃

沸点

℃

溶解度

（100g水中）

氟

f

9

f2

淡绿色的气体

1.69g/l

-219.6

-188.1

与水反应

氯

cl

17

cl2

黄绿色气体

3.124g/l

-101

-34.6

226 cm3

溴

br

35

br2

深红棕色液体

3.119

g/ cm3

-7.2

58.78

4.16g

碘

i

53

i2

紫黑色固体

4.93g/cm3

113.5

184.4

0.029g

［教教师］请大家根据表，总结出卤素单质在颜色、状态、密度、熔沸点、溶解性等各方面的递变规律。

［学生总结］

［板书］颜色：浅 深

状态：气 液 固

密度：小 大

熔沸点：低 高

在水中的溶解性：大 小

［设问］大家能否根据卤素原子的结构特点来解释一下卤素单质在性质上的相似性与递变性呢?

[投影]卤族元素的原子结构示意图

［讲解］卤素原子的最外层电子数相等，决定了他们在化学性质上的相似性(元素的化学性质主要决定于原子的最外层电子数)，原子半径的不同，又导致了它们得电子的难易程度不同，从而表现出氧化性的强弱不同，即结构决定性质。

下面请同学们看表格：卤素单质与氢气的反应。从中我们得出什么结论？

［投影］卤素单质与氢气的反应

名称

反应条件

方程式

学生成氢化物的稳定性

f2

冷暗处爆炸

h2+f2====2hf

hf很稳定

cl2

光照

光

h2+cl2=====2hcl

hcl稳定

br2

高温

500℃

h2+br2======2hbr

hbr较不稳定

i2

高温、持续加热

h2+i2======2hi

hi很不稳定

［讲解］分析上表可知，卤素和h2的反应可用通式h2＋x2====2hx来表示，反应时按f2、cl2、br2、i2的顺序，反应条件越来越苛刻，反应程度依次减弱，形成的卤化氢的稳定性也依次减弱，与我们的推测相符。

［板书］h2＋x2=====2hx（x=f、cl、br、i）

［讲解］其中h2与i2的反应不同于我们以往学过的化学反应，它的特点是在同一条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行，我们把这样的反应叫可逆反应。

［板书］可逆反应：同一条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。

2h2o======2h2↑+o2↑

2h2+o2======2h2o

通电

点燃

判断下列各对反应是否为可逆反应。

(1) （×）

2so2+o2=========2so3

2so3=========2so2+o2

高温、高压

催化剂

高温、高压

催化剂

(2) （√）

[学学生活动]

f2 cl2 br2 i2

剧烈程度：

学生成的氢化物的稳定性：

[教师]我们可以通过金属与盐溶液的置换反应可以比较金属的强弱，通过卤素间的置换反应实验，比较非金属的氧化性的强弱。

[实验1]将少量新制的饱和氯水分别注盛有nabr溶液和ki溶液的试管中，用力振荡后，在注入少量四氯化碳，振荡。观察四氯化碳层和水层的颜色变化。

[实验2]将少量的溴水注入盛有ki溶液的试管中，用力振荡后，在注入少量的四氯化碳。观察四氯化碳层和水层颜色的变化。

［学生讨论、分析］

［板书］cl2＋2nabr=====2nacl＋br2 cl2＋2br-=====2cl－＋br2

cl2＋2ki=====2kcl＋i2 cl2＋2i－=====2cl－＋i2

［小结］卤素单质随着原子核电荷数的递增，在物理性质和化学性质方面，均表现出一定的相似性和递变性。但一般之中有特殊。由此可见同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性。

补充习题

1、下列说法中错误的是 （ ）

a.原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在周期数

b.元素周期表中从ⅲb族到ⅱb族10列的元素都是金属元素

c.除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8个

d.同一元素的各种同位素的物理性质和化学性质完全相同

2.鉴别cl－、br－、i－可以选用的试剂是 （ ）

a.碘水，淀粉溶液 b.氯水，四氯化碳

c.淀粉，ki溶液 d.硝酸银溶液，稀hno3

3.砹(at)是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备的性质是 （ ）

a.砹易溶于某些有机溶剂 b.砹化氢很稳定不易分解

c.砹是有色气体 d.砹化银不溶于水或稀hno3

4、在hi溶液中滴加淀粉溶液无明显变化，但加入某种物质后，溶液立即变蓝。该物质可能是。 （ ）

a.fecl3 b.k2so3 c.kno3 d.na2s 5、下列关于卤素的叙述正确的是 （ ）

a、卤素只以化合态存在于自然界中

b、 随核电荷数增加，单质熔沸点升高

c、随核电荷数增加，单质氧化性增强

d、单质与水反应，均可用通式x2+h2o=hx+hxo表示

6 、 a、b、c、d、e、f六种短周期元素的原子序数依次增大。已知a、c、f三原子的最外层共有11个电子，且这种三元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应，均能生成盐和水，d元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4个，e元素原子的次外层电子数比最外层电子数多3个。试回答：

(1)写出下列元素的符号a　　　　 ，d　　　　 ，e　　　　 。

(2)用电子式表示b、f形成的化合物　　　　 。

(3)a、c两种元素最高价氧化物的水化物之间反应的离子方程式　　　 。

(4)d的固态氧化物是　　 晶体。含nmold的氧化物的晶体中含d-o共价键为　　　　　　 mol。

参考答案：1、ad 2、bd 3、bc 4、ac 5、ab

6、（1）na；si；p (2)

mg2+

(2)

(3)al(oh)3＋oh－＝＝alo2－＋2h2o

（4）原子，4n

元素周期律 篇9

一、说教材

1、本章教材的地位和作用

《物质结构元素周期律》是新课程人教版《化学(必修II)》的第一章，也是选修化学的基础。物质结构和元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学教学的重要内容。通过学习这部分知识，可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论进一步加深理解。同时，作为理论指导，也为学生继续学习化学打下基础。

2、本节教材简析

《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。

3、教学目标

知识与技能：(1)以1-20号元素和稀有气体元素为例，让学生自主总结归纳元素原子核外电子排布规律。(2)根据元素周期表，以1-18号元素为例，让学生自主得出元素原子核外排布、原子半径、化合价随原子序数的递增呈现周期性变化规律。

过程与方法：(1)归纳法、比较法。通过归纳1-20号元素的性质，(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，提高学生自主建构知识的能力。

4、教学重点和难点

教学重点：元素的原子核外排布、原子半径、化合价随原子序数的递增呈现周期性变化

教学难点：发挥学生的自主学习兴趣和能力，让学生自主建构化学知识

二、说教法、说学法

在长期的教育教学实践中人们已经从知识观认识到，知识本质上是建构性的，是认识主体在与外部世界相互作用的基础上建构的产品，有相对的客观性，是开放的、发展的。新课程的学习观认为，学习不是把知识由外部传输给学生的过程，相反，学习是以学生已有的经验和原始观念为基础，主动建构意义的过程。根据新课程理念，本节课主要采取引导探究法、比较法、归纳法让学生自主建构化学知识，自主发现核外电子排布的规律以及元素的性质随原子序数的递增而呈现的周期性变化规律。在实际开展教学活动时力求把教师的讲授转变为启发引导，把学生的被动接受转化为自主探索，以教师为主导，学生为主体，促使学生动眼、动手、动脑、动口，通过自主建构知识使学生的学习过程和认识过程统一为一个整体。

三、说教学程序

1、引入新课：

复习引入，复习原子结构，由已知推出未知。

2、核外电子排布规律

(1)给出数据让学生自主总结出核外电子运动的特征(质量小、速度快、运动空间小)

①核外电子的质量：9.1010-31kg

②炮弹的速度2km/s，人造卫星7.8 km/s，宇宙飞船11 k

元素周期律 篇10

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、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，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，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。

五.能综合应用同短周期、同主族元素性质的递变性及其特性与原子结构的关系。

原子半径、化合价、单质及化合物性质。

主族序数、原子序数与元素的正价及最低负价数同为奇数或偶数。

六.能综合应用元素周期表。

预测元素的性质；启发人们在周期表中一定区域内寻找新物质等。

七.典型试题。

1.同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的价氧化物对应的水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是

A.含氧酸的酸性：H3ZO4 > H2YO4 > HXO4

B.非金属性：X > Y > Z

C.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序由弱到强

D.元素的负化合价的绝对值按X、Y、Z顺序由小到大

2.若短周期中的两种元素可以可以形成原子个数比为2:3的化合物，则这两种元素的原子序数差不可能是

A.1 B.3 C.5 D.6

3.已知短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是

A.原子半径：A > B > C > D B.原子序数：d > c > b > a

C.离子半径：C > D > B > A D.单质的还原性：A > B > C > D

4.1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298。以下叙述不正确的是

A.该元素属于第七周期 B.该元素为金属元素，性质与82pb相似

C.该元素位于ⅢA族 D.该同位素原子含有114个电子，184个中子

5.W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数X > W > Z > Y。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1:1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1:1，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。Na、Mg、C、O。

（1）X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学反应方程式是___________ ___________2Mg＋CO2点燃 2MgO＋C。 Mg(OH)2 _____ > _____ > _____（填元素符号）。Na > Mg > C > O。

6.设计一个实验证明铍元素的氢氧化物（难溶于水）是两性氢氧化物，并写出有关的化学方程式。Be(OH)2＋H2SO4BeSO4＋2H2O；Be(OH)2＋2NaOHNa2BeO2＋2H2O。

7.制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到制冷目的。人们曾采用过乙醚、NH3、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。

据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：

（1）氢化物的易燃性：第二周期_____ > _____ > H2O、HF；

第三周期SiH4 > pH3 > _____ > _____。

（2）化合物的毒性：pH3 > NH3；H2S_____H2O；CS2_____CO2；CCl4 > CF4（填>、 Mg2+ > Al3+ > F B.碱性：KOH > NaOH Mg(OH)2 > Al(OH)3

C.稳定性：HCl > H2S > pH3 > AsH3 D.酸性：H3AlO3 X；氢化物稳定性是HX > HT；原子序数T > Z，其稳定结构的离子核外电子数相等，而其离子半径是Z > T。四种元素的非金属型从强到弱排列顺序正确的是

A.X、Y、Z、T B.Y、X、Z、T C.X、Y、T、Z D.Y、X、T、Z

10.我国最早报道的超高温导体中，铊（Tl）是重要组成之一。已知铊是ⅢA族元素，关于铊的性质判断值得怀疑的是

A.能生成＋3价的化合物 B.铊既能与强酸反应，又能与强碱反应

C.Tl(OH)3的碱性比Al(OH)3强 D.Tl(OH)3与Al(OH)3一样是两性氢氧化物

11.根据已知的元素周期表中前七周期中的元素种类数，请预言第八周期最多可能含有的元素种类数为

A.18 B.32 C.50 D.64

12.有X、Y、Z、W四种短周期元素，原子序数依次增大，其质子数总和为32，价电子数总和为18，其中X与Z可按原子个数比为1:1或2:1形成通常为液态的化合物，Y、Z、W在周期表中三角相邻，Y、Z同周期，Z、W同主族。

（1）写出元素符号：X_____、Y_____、Z_____、W_____。H、N、O、S。

（2）这四种元素组成的一种化合物的化学式是__________

13.A、B、C、D是短周期元素，A元素的价氧化物的水化物与它的气态氢化物反应得到离子化合物，1 mol该化合物含有42 mol电子，B原子的最外层电子排布式为ns2np2n。C、D两原子的最外层电子数分别是内层电子数的一半。C元素是植物生长的营养元素之一。式写出：N、O、p、Li。

（1）A、B元素形成酸酐的化学式__________N2O3、N2O5。

（2）D元素的单质与水反应的化学方程式___________________________2Li＋2H2O

（3）A、C元素的气态氢化物的稳定性大小__________ < __________。ph3

14.在周期表中，有些主族元素的化学性质和它左上访或右下方的另一主族元素相似，如锂与镁都能与氮气反应、铍与铝的氢氧化物均有两性等，这称为对角线规则。请回答：

（1）下列关于锂及其化合物性质的叙述中，正确的是

A.Li跟过量O2反应生成Li2O2 B.LiOH加热时，不会分解

C.Li遇浓H2SO4不发生钝化 D.Li2CO3加热时，分解成Li2O和CO2

（2）锂在空气中燃烧，除生成__________外，也生成微量的__________。

（3）铍的价氧化物对应水化物的化学式是__________，具有_____性，证明这一结论的离子方程式是__________________________________________________

（4）若已知Be2C＋4H2O2Be(OH)2＋CH4，则Al4C3与过量强碱溶液反应的离子方程式为_____________________________________

15.下表是元素周期表的一部分：

周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA

2 ① ② ⑨ ③

3 ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧

（1）表中元素 ⑧ 的价氧化物对应水化物的化学式为__________，它的_______（填酸、碱）性比元素 ⑦ 的价氧化物对应水化物的_______（填强、弱）。

（2）位于第二周期的某元素的原子核外p电子数比s电子数多1个，该元素是表中的_____（填编号），该元素与元素 ⑤ 形成的化合物的电子式是_______________，其中的化学键是__________键；该元素与元素 ⑨ 形成的化合物中，元素 ⑨ 显_____价。

（3）设计一个简单实验证明元素 ⑦ 与 ⑧ 的非金属性的相对强弱，并写出有关的离子方程式。

元素周期律 篇11

说课我说课的课题是《元素周期律》。

一、教材分析：

教材的低位和作用，本节内容选自人教版化学2《必修》第一章《物质结构元素周期律》第二节，本节教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，既有利于学生从本质上认识元素周期律又有利于巩固原子结构的知识。将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期表是元素周期律具体表现形式，增强学生对元素周期律学习的探究性。本节教学内容属于基础理论的教学，在学生了解了钠镁铝铁等元素及其化合物，以及卤素知识，原子结构的理论知识等基础上，引导学生探究元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质，通过本节内容的学习，既能巩固原子结构的知识，又能巩固元素周期表的教学，通过本节内容的学习，可以促使学生对以前学过的知识进行概括、总结，实现由感性认识上升到理性认识;同时也能使学生以此为理论指导，来探究以后将要学习的化学知识。

二、教学目标：

知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

三、本节教学难点与重点元素周期表和元素周期律的意义

【课标要求】

知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。

情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

【教学重点】元素周期表和元素周期律的意义

【教学方法】讨论、比较、归纳。

【教学过程设计】

【复习导入】

1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律;

2、听写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。

课件(课件出示1——18号元素原子结构示意图)

[思考与交流]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化?

[归纳与整理]

板书二、元素周期律

课件(随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性)

原子序数 电子层数 最外层电子数

1～2 1 1～2

3～10 2 1～8

11～18 3 1～8

结论1：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。

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)现象，我们称之为周期性。这就如同我们一年四季更替及每天都是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。因此可以得出如下结论：

板书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。