(共47张PPT)
一、元素周期表（长式）
根据元素周期律，把电子层数目相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层的电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，这样就可以得到一个表，这个表就叫做元素周期表。
1、元素周期表的编排方法
元素周期表是元素周期律的具体表现形式
2、元素周期表的结构
周期
短周期：第1~3周期
长周期：第4~6周期
不完全周期：第7周期
族
主族：IA~VIIA族 7个
副族：IB~VIIB族 7个
VIII族：由3个纵行组成 1个
0族：稀有气体元素 1个
二.元素的性质和元素在周期表
中的位置关系
元素在周期表中的周期和元素的性质
注意
2
8
18
18
32
相
邻
周
期
元
素
原
子
序
数
之
差
8
二 .元素的性质和元素周期表的位置关系
2.同周期元素的性质变化规律
化合价
+1
+2
+3
+4-4
+5-3
+6-2
+7-1
0
原子半径
氧化还原性
离子半径
金属.非金属性
阳离子氧化性
阴离子还原性
递 减
还原性递减 氧化性递增
阳 . 阴 离 子 均 递 减
递 增
递 减
金属性递减非金属性递增
化合价
+1
+2
+3
+4-4
+5-3
+6-2
+7-1
0
最高氧化物R
对应
水化
物
碱性
酸性
气态氢化物
稳定性
R2O
RO
R2O3
RO2
R2O5
RO3
R2O7
对应水化物
化学式
ROH
R(OH)2
R(OH)3
H2RO3
HRO3
H3RO4
H4RO4
H2RO4
HRO4
递 增
递 增
递 减
RH4
RH3
H2R
HR
二.元素的性质和元素在周期表中的位置关系
3. 元素在周期表中的同主族
和元素的性质
原
子
半
径
氧化
还原
性
离
子
半
径
氧化
还原
性
金属性
非金属
性
高价氧
化对应
水化物
酸碱性
气态
氢化
物稳
定性
递
增
单
质
还
原
性
增
氧
化
性
递
减
金
属
性
递
增
非
金
属
性
递
减
递
增
阴
离
还原
性
增
阳
离
子
氧化
性
减
碱
性
递
增
酸
性
递
减
递
减
非 金 属 性 递 增
金 属 性 递 增
金
属
性
递
增
非
金
属
性
递
增
金 属 最 强
非金属性最强
四、等电子体：含有相同电子总数的粒子
含有10个电子的粒子有：
1、分子：HF、H2O、NH3、CH4
2、原子：Ne
3、阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+
4、阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－
含有18个电子的粒子有：
SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、Ar、S2－、Cl－、K+、Ca2+、HS－
含有2个电子的粒子有：H－、He、Li+、Be2+
具有2、8结构的粒子：
五、具有相同电子层结构的粒子
N3－、O2－、F－ （Ne）
Na+、Mg2+、Al3+
具有2、8、8结构的粒子：
S2－ Cl－ （Ar）
K+ Ca2+
注意这些原子（或离子）在周期表中的位置和排列规律以及半径大小。
六、微粒半径比较规律
(1)同一种元素的微粒看核外电子数。核外电子数越多，微粒半径越大。 如r(Cl-)＞r(Cl)，r(Na+)＜r(Na)；
(2)电子层结构相同时，比核电荷数。核电荷数越大，微粒半径越小。 如: r(F－ )＞r Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)；
(3)同周期元素原子半径随原子序数递增逐渐减小。
同主族元素原子和离子半径随原子序数递增逐渐增大。
AB型：NaCl、HCl、MgO、CO、NO、NaH……
A2B型：Na2S、H2O、N2O……
AB2型：CaCl2、CO2、NO2、OF2、（CaC2）、（FeS2）……
A2B2型：H2O2、Na2O2、C2H2……
A2B3型：Al2O3、Al2S3、N2O3、B2O3……
A3B2型：Mg3N2……
AB3型：AlCl3、BF3、PCl3……
七、由一种元素的原子序数推另一元素的原子序数时常见类型
3.斜线是金属和非金属的分界线
分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性
周期序数等于主族序数的元素具有两性.
和铝相似,最高氧化物和对应水化物既能和
酸反应又能碱反应
4.价电子:
一般是元素原子的最外层电子
5.最高正价=主族元素的原子的最外层电子数
=8—|负价|
八、1—18号元素的结构性质特点
(1)H：
①原子半径最小；
②外层电子数=周期数；
③电子总数=电子层数；
④第ⅠA族中唯一形成共价化合物的元素；
⑤在化合物中该原子的数目虽有改变，但该元素原子质量分数改变不大；
⑥原子序数最小；
⑦（）没有中子；
⑧成酸、碱必需的元素；
⑨单质密度最小，最轻的气体；
⑩与氧可生成两种液体：H2O、H2O2；
单质是电解水产物之一；
单质可由金属与酸反应得到。
(2)He：
①最外层属饱和结构，但唯一个不是8电子；
②电子总数是电子层数的二倍。
(3)Li：
①最外层电子数是次外层的一半；
②碱金属中不能形成过氧化物；
③热核反应原料之一；
④密度最小的轻金属；
⑤保存于石蜡中。
(4)Be：
①最外层电子数=次外层电子数；
②最外层电子数=电子层数
③价态为+2价
(5)B：
①最外层电子数比次外层多一个；
②BF3属非极性分子（本章后边将学到）；
③氢化物为B2H6（了解就可以）；
④硼酸（H3BO3）可洗涤皮肤上的碱液；
⑤硼砂（Na2B4O7、10H2O）是硼酸盐玻璃材料。
(6)C：
①最外层电子数是次外层的二倍；
②是形成化合物种类最多的元素；
③有石墨、金刚石、足球碳（C60）等几种同素异形体，（第六章后边将学到）；
④氧化物有CO、CO2；
⑤氢化物有多种最简单的是CH4；
⑥最高价含氧酸是H2CO3。
(7)N：
①最外层电子比次外层多3个；
②单质在空气中含量最多；
③除希有气体外难与其它物质反应；
④化肥三元素之一（N、P、K）；
⑤氢化物为NH3；
⑥氧化物形式最多（6种：N2O、NO、N2O3、NO2、N2O5）；
⑦含氧酸有HNO3、HNO2；
⑧气态氢化物水溶液唯一呈碱性。
(8)O:
①最外层电子数目是次外层的三倍；
②地壳中含量最多；
③占空气体积的21%；
④能形成H2O2、H2O、Na2O2、Na2O等价态氯化物；
⑤ 单质助燃
(9)F：
①最外层电子数比次外层多5个；
②除H后前18号元素中原子半径最小；
③无正价；
④不能被任何物质氧化；
⑤能与水反应置换水中的氧；
⑥CaF2难溶、AgF溶于水；
⑦无含氧酸；
⑧HF为弱酸。
(10)Ne：略
(11)Na：
①最外层电子数是次外层的，最内层的1/2；
②前18号元素原子半径最大；
③氧化物对应的水化物为NaOH；
④能形成氧化物Na2O和过氧化物Na2O2；
⑤与K的合金形成原子能反应堆的导热材料。
(12)Mg：
①最外层电子数=最内层电子数，次外层电子数是最外层电子数的4倍；
②Mg(OH)2是难溶性的中强碱；
③Mg遇冷水难反应，遇热水放H2；
④MgCl2为苦卤、MgSO4为泻盐。
(13)Al：
①最外层比次外层少5个电子；
②最外层电子数=电子层数；
③铝是金属元素但具有一定的非金属性；
④Al2O3是两性氧化物；
⑤Al(OH)3是两性氢氧化物；
⑥地壳中含量最多的金属元素。
(14)Si：
①最外层电子数是次外层的一半，最内层的2倍；
②地壳中含量排第二位；
③只有一种氧化物SiO2；
④气态氢化物SiH4；
⑤含氧酸为H4SiO4；
⑥H2SiO3是唯一难溶酸。
(15)P：
①最外层比次外层少2个电子；
②氢化物为PH3；
③对应的酸为H3PO4、H3PO3；
④常见白磷P4、红磷二种单质。
(16)S：
①最外层比次外层少2个电子；
②1—18号元素中离子半径最大；
③最外层与最内层电子数之和=次外层电子数；
④氢化物H2S、剧毒；
⑤氧化物有SO2、SO3；
⑥对应的水化物H2SO3、H2SO4；
⑦对应的盐常见的有Na2S、NaHS、Na2SO3、NaHSO3、Na2SO4、NaHSO4。
(17)Cl：
①最外层比次外层少一个电子，比最内层多5个电子；
②有多种化合价—1、+1、+3、+5、+7；
③对应的含氧酸有HClO、HClO2、HClO3、HClO4；
④HClO4是目前发现的含氧酸中的最强酸。
(18)Ar（略）
重点是：H、C、N、O、F、Na、Mg、Al、SiP、S、Cl。
第二节 元素周期律
原子序数 核电荷数 质子数
原子核外电子数
［提问］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些粒子数有关系？有什么关系？
=
=
=
随着原子序数的递增
1、元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
2、元素原子半径呈现周期性变化
3、元素化合价呈现周期性变化
元素化学性质与原子结构的关系
判断元素金属性强弱的方法
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方法
2、最高价氧化物的水化物的酸性强弱
1、单质与氢气生成气态氢化物的难易程度
以及氢化物的稳定性
3、非金属性强的可以置换非金属性弱的
3、金属性强的可以置换金属性弱的
钠、镁和水的反应
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2
金属性
Na>Mg
向盛有已擦去表面氧化膜的镁条和铝片的试管中，各加入2mL 1mol/L的盐酸。
镁
铝
镁、铝和盐酸的反应
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
镁、铝和盐酸的反应
金属性
Mg > Al
原子序数 11 12 13
元素符号 Na Mg Al
单质与水(或酸)反应情况
氢氧化物 碱性强弱
冷水剧烈
热水较快盐酸剧烈
盐酸较快
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
金属性 Na > Mg > Al
金属性 Na > Mg > Al
强碱
中强碱
AlCl3 溶液和NaOH溶液的反应
取少量1mol/L AlCl3溶液注入试管中，加入3mol/L的NaOH 溶液至产生大量Al(OH)3白色絮状沉淀为止。
NaOH溶液
AlCl3溶液
Al(OH)3
将Al(OH)3沉淀分盛在两只试管中，然后在两只试管中分别加入3mol/L HCl溶液和3mol/L NaOH溶液。
Al(OH)3 和酸、碱的反应
稀硫酸
HCl
Al(OH)3
NaOH
既能跟酸反应，又能跟碱反应的氢氧化物，叫作两性氢氧化物。
两性氢氧化物
碱
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3是两性氢氧化物
酸
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + OH– = AlO2– + 2H2O
Al(OH)3是两性氢氧化物
象Al2O3这样，既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。
两性氧化物
AlCl3 + H2O
Al2O3 + HCl
6 2 3
Al2O3 + 6 H+
2Al3+ + 3H2O
Al2O3 + NaOH
NaAlO2 + H2O
2 2
Al2O3+2 OH– 2 AlO2– + H2O
原子序数 11 12 13
元素符号 Na Mg Al
单质与水(或酸)反应情况
氢氧化物 碱性强弱
冷水剧烈
热水较快盐酸剧烈
盐酸较快
NaOH 强碱
Mg(OH)2中强碱
Al(OH)3
金属性 Na > Mg > Al
Al(OH)3两性氢氧化物
冷水剧烈
热水较快盐酸剧烈
盐酸较快
NaOH 强碱
Mg(OH)2中强碱
金属性 Na > Mg > Al
原子序数 11 12 13
元素符号 Na Mg Al
单质与水(或酸)反应情况
氢氧化物 碱性强弱
金属性 Na > Mg > Al
原子序数 14 15 16 17
元素符号 Si P S Cl
单质与H2化合的难易
气态氢化物的稳定性
最高价氧化物对应水化物的酸性
H4SiO4极弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4最强酸
高温
光照或点燃爆炸化合
磷蒸气
加热
非金属性
Si < P < S < Cl
非金属性
Si < P < S < Cl
很不稳定
SiH4
不稳定
PH3
不很稳定
H2S
稳定
HCl
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
单质和水(或酸）反应情况 冷水剧烈 热水较快
盐酸剧烈 盐酸较快
高温
磷蒸气与H2能反应
须加热
光照或点燃爆炸化合
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性氢
氧化物
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
稀有气体元素
非金属单质与氢气反应
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
金属性和非金属性递变
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
元素原子半径呈现周期性变化
元素化合价呈现周期性变化
元素的化学性质呈现周期性变化
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化—元素周期律
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。
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：
下列递变情况 的是：
A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单
质的还原性依次减弱
B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化
物稳定性增强
C. C、N、O原子半径依次增大
D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强
不正确
C
同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列说法判断 的是
A. 阴离子半径 X > Y > Z
B. 气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3
C. 元素的非金属性 X > Y > Z
D. 单质的氧化性 X > Y > Z
错误
A
元素原子半径的周期性变化导学案
必修Ⅱ 第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律（第3课时）
课前预习学案
一、预习目标
预习第一章第二节第三课时的内容，初步了解元素化合价与元素在周期表中位置的关系和元素周期律的应用。
二、预习内容
1.元素的化合价与元素在周期表中位置的关系。
（1）主族元素最高正化合价= 。
（2）非金属元素， ,
即:
2. 元素周期表和元素周期律的应用：
（1）预测新元素，
（2）在 寻找半导体材料，
（3）利用含有 等元素合成新农药，
（4）在 中寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金，
（5）进行“位、构、性”的推导。
三、提出疑惑
同学们，通过你的自主学习，你还有哪些疑惑，请把它填在下面的表格中:
疑惑点 疑惑内容
课内探究学案
一、学习目标
（1）通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。
（2）通过自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系并得出结论。
二、学习过程
1.请写出氢氧化锂、氢氧化钠、氢氧化钾的化学式，并标出Li、Na、K三种元素的化合价。
氢氧化锂： 氢氧化钠： 氢氧化钾：
2. （1）标出下列有下划线元素的化合价：NaCl MgCl2 AlCl3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
（2）根据第一问，你能总结出最高正化合价与什么有直接关系吗？
3. 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。
三、反思总结
通过本节课的学习，你对元素的化合价与元素在周期表中的位置关系以及元素周期律的应用有什么新的认识？说说看。
四、当堂检测
1.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（ ）
X原子的电子层比Y原子的电子层数多
X的单质能将Y从NaY的溶液中置换出来
X原子的最外层电子比Y原子的最外层电子多
Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
2．已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2－、dZ－都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是
A． 质子数c＞b B． 离子的还原性Y2－＞Z－
C． 氢化物的稳定性H2Y＞HZ D． 原子半径X＜W
3．下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是
A．F、Cl、Br、I B．K、Mg、C、S
C．C、N、O、F D．Li、Na、K、Rb
4．按Be、Mg、Ca、Sr、Ba的顺序而递增的性质是
A．氧化性 B．还原性 C．熔点 D．化合价
5．1～18号元素的离子中，原子核电荷数和离子最外层电子数相同的是
A．Cl— B．Na＋ C．O2— D．S2—
6．1～18号元素中，原子的核外电子数与电子层数相同的是
A．氢 B．铍 C．铝 D．氯
7.Ra（镭）是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列说法不正确的是（ ）
原子半径是第ⅡA族中最大的
遇冷水能剧烈反应
Ra（镭）位于第七周期
D、Ra(OH)2是两性氢氧化物
8．R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是（m、n均为正整数）
A．若R(OH)n为强碱，则W(OH)n＋1也为强碱
B．若HnXOm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的最高正化合价为＋6
D．若X的最高正化合价为＋5，则五种元素都是非金属元素
9.(2002．上海市高考题)致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，达到致冷的目的。人们曾用乙醚、NH3、CH3C1等作致
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致冷剂。
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2周期： > >H20>HF；第3周期：SiH4>PH3> >
(2)化合物的毒性：PH3>NH3；H2S H20；CS2 C02；CCl4>CF4(选填“>”、“<”或“=”)。
于是科学家们开始把注意力集中在含F、C1的化合物上。
(3)已知CCl4。的沸点为76．8℃，CF4的沸点为-128℃，新的致冷剂的沸点范围应介于其间。经过较长时间反复试验，一种新的致冷剂氟里昂CF2Cl2终于诞生了，其他类似的还可以是 。
(4)然而，这种致冷剂造成了当今的某一环境问题是 。
但求助于周期表中元素及其化合物的变化趋势来开发致冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。(填写字母)
①毒性②沸点③易燃性④水溶性⑤颜色
a．①②③ b．②④⑤ c．②③④
10.非金属元素R，其单质4.8g在氧气中充分燃烧生成RO29.6g，在R原子中，核内质子数等于中子数，则R
的元素名称为 ，其最高价为 ，与左右相邻元素比较，R的氢化物比 稳定，R的最高价氧化物的水化物酸性比 弱。
11.A、B两元素形成的简单离子具有相同的电子层结构，A、B两元素的单质都能与水剧烈反应，在反应中，A单质为氧化剂，B单质为还原剂，则：
(1)A单质的化学式为 ，A的原子结构示意图为 ，B单质的化学式为 ，B的离子结构示意图为 。
(2)A单质与水反应的化学方程式为 ，B单质与水反应的化学方
程式为 。
12.已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A＜B＜C，且都小于18，A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个。试推断：
(1)三种元素的名称和符号：A________，B________，C________。
(2)画出三种元素的原子结构示意图：A________，B________，C________。
五、参考答案
A.课前预习学案参考答案：
二、预习内容
1.元素的化合价与元素在周期表中位置的关系。
（1）=主族序数=最外层电子数=价电子数。
（2）最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8,
即:｜最高正价｜+｜最低负价｜=8
2. 元素周期表和元素周期律的应用：
（2）周期表中金属和非金属的分界处
（3）氟、氯、硫、磷，
（4）过渡元素
B.课内探究学案参考答案:
二、学习过程
1.LiOH NaOH KOH Li、Na、K的化合价都为+1价
2.
（1）NaCl MgCl2 AlCl3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4的化合价依次是：+1 、+2 、+3 、+4 、+5 、+6 、+7。
（2）答：主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数=价电子数。
3. Na2CO3：+4 CH4：—4 H2SO4：+6 H2S：—2 HCl：—1 HClO4：+7
非金属元素，最高正化合价中与最低负化合价绝对值之和等于8。
四、当堂检测参考答案：
1. B。说明：A、C选项只能从一方面说明原子结构，不能作为比较依据。
2．B 3．B 4．B 5．C 6．A 7.D 8．B
9. 【答案】 (1)CH4、NH3；H2S 、HC1(2)>；>；(3)CFCl3(或CF3Cl)；(4)使大气臭氧层出现空洞，a。
10.硫，+6，PH3,HClO4
11.(1)F2 Na (2)2F2+2H2O＝4HF+O2 Na+2H2O＝2NaOH+H2↑
12．（1）A：碳、C B：硅、Si C：氯、Cl
（2）A： B： C： 17．磷；P；导学案
必修Ⅱ 第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律（第2课时）
课前预习学案
一、预习目标
预习第一章第二节第二课时的内容，初步了解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。
二、预习内容
（一）1.钠、镁、铝的性质比较：
性质 Na Mg Al
单质与水（或酸）的反应情况
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 Al(OH)3两性氢氧化物
2.硅、磷、硫、氯的性质比较
性质 Si P S Cl
非金属单质与氢气反应的条件
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 HClO4比H2SO4更强的酸
（二）元素周期律
1．第三周期元素性质变化规律： 从Na C1 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
2. 同周期元素性质递变规律： 从左 右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
3. 元素周期律
（1）定义: 。
（2）实质: 。
三、提出疑惑
同学们，通过你的自主学习，你还有哪些疑惑，请把它填在下面的表格中:
疑惑点 疑惑内容
课内探究学案
一、学习目标
1.能够理解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，培养实验技能。
3.重点：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。
4.难点：探究能力的培养
二、学习过程
（一）Na 、Mg、Al和水的反应
Na Mg Al
与冷H2O反应与沸H2O反应 现象
化学方程式
结 论 Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。
（二）Mg、Al和盐酸的反应
Mg Al
现象
反应方程式
结论 Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈
（三）Mg（OH）2的性质
现象 加入NaOH 加入稀盐酸
反应方程式
结论
Mg（OH）2不能溶于氢氧化钠 Mg（OH）2能溶于盐酸
（四）Al(OH)3的性质
加入NaOH， 加入稀盐酸
现 象
反应方程式
结 论 Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸
（五）归纳
Na Mg Al
单质与水（酸）反应
最高价氧化物水化物
碱性强弱比较 NaOH强碱
结 论 随着原子序数的递增，金属性Na＞ Mg＞ Al
三、反思总结
通过本节课的学习，你对元素周期律有什么新的认识？说说看。
四、当堂检测
1.从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是( )
A.电子层数逐渐增多 B.原子半径逐渐增大
C.最高正价数值逐渐增大 D.从硅到氯负价从-4-1
2.已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是
A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3
B.非金属活泼性：Y＜X＜Z
C.原子半径：X＞Y＞Z
D.原子最外电子层上电子数的关系：Y=(X+Z)
3．元素性质呈周期性变化的原因是
A．相对原子质量逐渐增大 B．核电荷数逐渐增大
C．核外电子排布呈周期性变化 D．元素的化合价呈周期性变化
4．元素X的原子核外M电子层上有3个电子，元素的离子核外有18个电子，则这两种元素可形成的化合物为
A．XY2 B．X2Y3 C．X3Y2 D．X2Y
5．A、B均为原子序数1～20的元素，已知A的原子序数为n，离子比离子少8个电子，则B的原子序数为
A．n＋4 B．n＋6 C．n＋8 D．n＋10
6．X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是
A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X
B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C．3种元素的气态氢化物中Z的气态氢化物最稳定
D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X
7.用元素符号回答原子序数11～18号的元素的有关问题
(1)除稀有气体外，原子半径最大的是 。
(2)最高价氧化物的水化物碱性最强的是 。
(3)最高价氧化物的水化物呈两性的是 。
(4)最高价氧化物的水化物酸性最强的是 。
(5)能形成气态氢化物且最稳定的是 。
8.用原子结构的观点说明元素性质随原子序数的递增而呈周期性变化的原因。
答：
9．X、Y、Z三种元素的原子具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X大2，Z的核电荷数比Y多4，1 mol X单质跟足量的酸起反应能置换出1g氢气，这时X转为与氖原子相同电子层结构的离子，根据上述条件，试回答：
(1)X、Y、Z的元素符号依次为 、 、 。
(2)X、Y最高价氧化物对应水化物跟Z的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式
分别为① ，② 。
五、参考答案
A.课前预习学案参考答案：
二、预习内容
（一）1.钠、镁、铝的性质比较：
性质 Na Mg Al
单质与水（或酸）的反应情况 与冷水剧烈反应放出氢气 与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气 与酸迅速反应放出氢气
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性氢氧化物
2.硅、磷、硫、氯的性质比较
性质 Si P S Cl
非金属单质与氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 须加热 光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4比H2SO4更强的酸
（二）元素周期律
1．减弱，增强。
2. 减弱，增强。
3. 元素周期律
（1）定义: 元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性变化的规律。
（2）实质:核外电子排布随原子序数的递增而呈现出的周期性变化。
B.课内探究学案参考答案:
二、学习过程
（一）Na 、Mg、Al和水的反应
Na Mg Al
与冷H2O反应与沸H2O反应 现象 与冷水剧烈反应放出氢气 与冷水反应缓慢，Mg带表面有气泡；Mg带表面变红 与水不反应
化学方程式 2Na +2H2O=2NaOH+ H2↑ Mg + 2H2O=Mg（OH）2↓+ H2↑
（二）Mg、Al和盐酸的反应
Mg Al
现象 反应剧烈，放出大量的H2 反应迅速，放出大量的H2
反应方程式 Mg+2HCl= MgCl2+H2↑ 2Al +6HCl= 2Al Cl3+3H2↑
（三）Mg（OH）2的性质
现象 加入NaOH 加入稀盐酸
反应方程式 Mg(OH)2+2HCl= MgCl2+2H2O
结论 沉淀不溶解 沉淀溶解
（四）Al(OH)3的性质
加入NaOH， 加入稀盐酸
现 象 沉淀溶解 沉淀溶解
反应方程式 Al(OH)3+NaOH=Na AlO2+2H2O Al(OH)3+3HCl= Al Cl3+3H2O
结 论 Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸
（五）归纳
Na Mg Al
单质与水（酸）反应 与冷水剧烈反应放出氢气 与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气 与酸迅速反应放出氢气
最高价氧化物水化物 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
碱性强弱比较 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性氢氧化物
四、当堂检测
1. AB
2.解析：本题的关键信息是：“最高价氧化物对应水化物的酸性强弱”。这说明，这三种元素为成酸元素，应显非金属性。由于其原子序数相连，意味着其有相同的电子层数(即周期数)，然后利用有关知识，不难推出，正确答案为A、D。
3．C 4．B 5．A 6．AD
7.答案：(1)Na (2)Na (3)Al (4)Cl (5)Cl
注：此处(2)、(3)、(4)、(5)分别容易错填为：NaOH、Al(OH)3、HClO4、HCl
8.元素的化学性质主要由原子的最外层电子数决定。从核外电子的排布情况可知，原子的最外层电子数随原子序数的递增而呈周期性变化。从锂到氖，原子的最外层电子数由1个依次递增到8个；从钠到氩，原子的最外层电子数也由1个依次递增到8个。也就是说，每隔一定数目的元素，就出现与前面元素具有相同最外层电子排布的情况，从而表现出相似的化学性质。所以，元素原子的核外电子排布呈周期性变化，从而也决定了元素性质的周期性变化。
9．答案：（1）Na A1 C1 （2）①OH_ +H+ ==== H2O ② A1(OH)3 + 3H+ ====== A13+ + 3H2O
【教师精讲】本题确定X是关键，定量关系：2X――――H2 不要找错。离子反应方程式写好之后，要注意检查两个守恒:质量守恒、电荷守恒。必修2 第一章物质结构 元素周期律
元素周期律（第一课时）
一、教材分析：
通过初三和必修I的学习，学生已经基本具备了一定的无机化学基础知识。例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的学习奠定了一定的基础。在本章中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。通过《物质结构元素周期律》的学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生在初中和必修I中所学习的氧化还原反应和许多元素化合物的知识连汇贯通。在第三节，通过化学键的学习，可以为今后有志深入学习化学的同学打下一定的基础。
总之，本章内容既是必修的重要理论内容，也是为选修内容的学习打下良好的基础。
二、教学目标：
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。
三.教学重点难点：
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。
四、学情分析：
通过初三和必修I的学习，学生已经基本具备了一定的无机化学基础知识。例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的学习奠定了一定的基础。
五、教学方法：学案导学
六、课前准备：
学生学习准备：导学案
教师教学准备：投影设备
七、课时安排：一课时
八、 教学过程：
（一）、检查学案填写，总结疑惑点（主要以学生课前板书答案展示的方式）
（二）、情景导入，展示目标：
老师：原子结构大家在初中就已经了解了，刚才通过同学们对导学案的展示已经对原子结构了解的不成问题了，那么核外电子具体怎样排布？有什么规律特点，以及元素周期表能够体现出哪些结构规律，与元素性质规律有什么联系，是我们这节课要探讨的内容。
（三）、合作探究，精讲点拨
探究一：核外电子排布规律
教师：阅读课本P13 表1-2，小结出原子核外电子排布规律思考以下问题：
展示投影：
（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．（找同学板书）
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）最外层有1个电子的元素H、Li、Na
（３）最外层有２个电子的元素：He、Be、Mg
（4）最外层等于次外层电子数的元素: Be、Ar
（５ ）最外层电子数是次外层电子数２倍的元素：C
（６）最外层电子数是次外层电子数３倍的元素：O
（７）最外层电子数是次外层电子数４倍的元素：Ne
※(8)氩原子电子层结构相同的阳离子是: K+；Ca 2+
与氩原子电子层结构相同的阴离子是: S2- ；Cl-
核外有10个电子的粒子:
分子: CH4；NH3;H2O;HF;Ne
阳离子: NH4+;H3O+;Na+;Mg2+;Al 3+
阴离子: O2-;F-;OH-
探究二、元素的原子结构和主要化合价及原子半径 的变化规律
教师：请阅读P14科学探究部分，比较1-18号元素化合价和半径的有关数据，从中能找出什么规律？
学生：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化。
（Ⅰ）半径
讨论:(1)第二周期元素从左到右半径变化规律是什么 第三周期呢 为什么
(2)比较O2- 与O半径大小 Ca 2+与Ca原子半径大小
(3)比较O2-与Na+半径大小
学生:分小组讨论后给出各组答案.
最后总结:简单微粒半径的比较方法:
电子层书相同时，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小。
最外层电子数相同时，随电子层数的递增原子半径逐渐增大。
同种元素：阴离子大于原子，原子大于阳离子。
电子层结构相同的离子，核电荷数越大半径越小。
带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
总体方法：比较微粒半径大小，先看电子层数，电子层数越多半径越大；电子层数相同，再看核电荷数，核电荷数越多半径越小。
（Ⅱ）化合价
教师：价电子——元素原子的最外层电子或某些元素的原子的次外层或倒数第三层的部分电子。
投影：
1、主族元素的最高正化合价=______________
=______________
2、非金属最高正价+|负化合价|=______
（注：副族和第VⅢ族化合价较复杂）
学生阅读课本回答：最外层电子数 主族的族序数 8
教师：思考：金属的化合价有什么特点？记住氟没有正化合价.
学生：金属元素全是正价。
投影：填写表格;
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
主要化合价 +1 +2 +3 +4，-4 +5,-3 +6,-2 +7,-1(除氟外)
气态氢化物的通式 RH4 RH3 H2R HR
最高价氧化物的通式 R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
（四）反思总结，当堂检测：
1、原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是 （ ）
A．电子层数逐渐增多 B．.原子半径逐渐增大
C．最高正化合价数值逐渐增大 D．从Si到Cl，最低负化合价从-4到-1
2、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是 （ ）
A、Li Na K B、Ba2+ Ca2+ Mg2+ C、Ca2+ K+ Cl- D、N O F
3、下列元素原子半径最大的是 （ ）
A、Li B、F C、Na D、Cl
4、按原子半径增大的顺序排列的一组是 （ ）
A、Be、N、F B、Mg、Si、C C、Na、Mg、Ca D、Cl、S、P
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.XY2 B.X2Y3 C.X3Y2 D.X2Y
6、A、B两种原子，A原子M层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰好是A原子L层的两倍，则A元素是（ ）
A.O B.Si C.C D.Mg
7、元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
A.元素原子半径大小呈周期性变化 B.元素原子量依次递增
C.元素原子最外层电子排布呈周期性变化D.元素的最高正化合价呈周期性变化
8、aXn-和bYm+两种简单离子，其电子层结构相同，下列关系式或化学式正确（ ）
A、a – n = b + m B、a + m = b – n
C、氧化物为YOm D、氢化物为HnX或XHn
9、已知元素X能形成H2X和XO2化合物，则X的最外层电子数为
某元素气态氢化物的分子式为H2R,该元素的最高价氧化物的化学式为 __.
10、原子序数为３４的元素位于 周期， 族，属于 类单质；原子序数为５６的元素位于 周期， 族，属于 类单质。
11、A、B、C、D、4种元素,已知A— 核外有18个电子；B原子最外层电子数比D原子核外电子数多2个，B原子比D原子多2个电子层；D+ 核外没有电子，C元素原子核外电子数比B元素原子核外电子数多5个。(1)、写出四种元素的名称 。（2）、画出C和D原子及A-的结构示意图。
（1）A 、B 、C 、D
（2）
（五）发导学案，布置预习：略。
九、板书设计：
一、核外电子排布规律
二、元素的原子结构和主要化合价及原子半径 的变化规律
三、简单微粒半径的比较方法
十、教学反思：
这节课采用提出问题——分组讨论——总结规律——归纳方法——练习巩固的方式让所有
同学都能积极参与进来。课堂气氛活跃，学习氛围浓厚，让同学们在真正的探索中学习。
十一、参考答案见学案【学案】
必修2 第一章物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律（第1课时）
课前预习学案
预习目标：了解原子结构和原子表示方法。
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“”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）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：
※(8)氩原子电子层结构相同的阳离子是:
与氩原子电子层结构相同的阴离子是:
分子:
阳离子:
阴离子:
探究二、元素的原子结构和主要化合价及原子半径 的变化规律
（Ⅰ）半径
讨论:(1)第二周期元素从左到右半径变化规律是什么 第三周期呢 为什么
(2)比较O2- 与O半径大小 Ca 2+与Ca原子半径大小
(3)比较O2-与Na+半径大小
总结:简单微粒半径的比较方法:
（Ⅱ）化合价
价电子——
1、主族元素的最高正化合价=______________
=______________
2、非金属最高正价+|负化合价|=______
（注：副族和第VⅢ族化合价较复杂）
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
主要化合价
气态氢化物的通式
最高价氧化物的通式
三、反思总结：
四、当堂检测
1、原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是 （ ）
A．电子层数逐渐增多 B．.原子半径逐渐增大
C．最高正化合价数值逐渐增大 D．从Si到Cl，最低负化合价从-4到-1
2、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是 （ ）
A、Li Na K B、Ba2+ Ca2+ Mg2+ C、Ca2+ K+ Cl- D、N O F
3、下列元素原子半径最大的是 （ ）
A、Li B、F C、Na D、Cl
4、按原子半径增大的顺序排列的一组是 （ ）
A、Be、N、F B、Mg、Si、C C、Na、Mg、Ca D、Cl、S、P
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.XY2 B.X2Y3 C.X3Y2 D.X2Y
6、A、B两种原子，A原子M层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰好是A原子L层的两倍，则A元素是（ ）
A.O B.Si C.C D.Mg
7、元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
A.元素原子半径大小呈周期性变化 B.元素原子量依次递增
C.元素原子最外层电子排布呈周期性变化D.元素的最高正化合价呈周期性变化
8、aXn-和bYm+两种简单离子，其电子层结构相同，下列关系式或化学式正确（ ）
A、a – n = b + m B、a + m = b – n
C、氧化物为YOm D、氢化物为HnX或XHn
9、已知元素X能形成H2X和XO2化合物，则X的最外层电子数为
某元素气态氢化物的分子式为H2R,该元素的最高价氧化物的化学式为 __.
10、原子序数为３４的元素位于 周期， 族，属于 类单质；原子序数为５６的元素位于 周期， 族，属于 类单质。
五、课后练习与提高：
11、A、B、C、D、4种元素,已知A— 核外有18个电子；B原子最外层电子数比D原子核外电子数多2个，B原子比D原子多2个电子层；D+ 核外没有电子，C元素原子核外电子数比B元素原子核外电子数多5个。(1)、写出四种元素的名称 。（2）、画出C和D原子及A-的结构示意图。
（1）A 、B 、C 、D
（2）
六、参考答案：
1.AB 2.AC 3.C 4.D 5.B 6.B 7.C 8.BD
9.6 H2RO4 10. 23. 四 VIA 非金属 六 IIA 金属
11. .A 氯 B C 硫D 氢（2） 略【教学设计】
必修Ⅱ 第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律（第2课时）
一、教材分析：
在本节中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本节的学习奠定了一定的基础。通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。本节用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。
二、教学目标：
1、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，培养学生实验技能。
2、过程与方法：
（1）自主学习，归纳比较元素周期律。
（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
3、情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点——量变到质变规律
三、教学重点难点：
重点：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。
难点：探究能力的培养
四、学情分析：
元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生去动手实验获取证据，让学生去分析图表、资料获取信息。具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和 Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料、观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。
五、教学方法：对比、分类、归纳、总结等方法
六、课前准备：
1．学生的学习准备：预习课本上相关的实验，初步把握实验的原理和方法步骤；完成课前预习学案。
2．教师的教学准备：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延伸拓展学案。
3．教具准备：两人一组，实验室内教学。课前打开实验室门窗通风，课前准备好——试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、、1m o1/L盐酸，1m o1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1m o1/LMgC12溶液。
七、课时安排：1课时
八、教学过程
（一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。
（二）情景导入，展示目标
[新课导入]：请同学们回忆我们上节课所学的内容：
1、元素原子核外电子排布规律有哪些？
2、元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？
[多媒体课件展示：元素原子核外电子排布规律、化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律]
[推进新课]
师：上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性变化。元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
[多媒体播放：金属性强弱判断依据]
1、金属与H2O或与酸反应难易程度。2、置换反应。3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱。
（三）合作探究，精讲点拨
实验一.Mg、Al和水的反应
1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。
[多媒体展示出表格] 表（一）Na 、Mg、Al和水的反应
Na Mg Al
与冷H2O反应与沸H2O反应 现象 与冷水剧烈反应放出氢气 与冷水反应缓慢，Mg带表面有气泡；Mg带表面变红 与水不反应
化学方程式 2Na +2H2O=2NaOH+ H2↑ Mg + 2H2O=Mg（OH）2↓+ H2↑
结 论 Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。
实验二.Mg、Al和盐酸的反应
取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管，再各加入2-3ml稀盐酸观察现象。
[多媒体展示出表格]表（二）Mg、Al与稀盐酸反应比较
Mg Al
现象 反应剧烈，放出大量的H2 反应迅速，放出大量的H2
反应方程式 Mg+2HCl= MgCl2+H2↑ 2Al +6HCl= 2Al Cl3+3H2↑
结论 Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈
实验三：Mg(OH)2的性质
取一支试管，加入2ml，1mO1/L、MgCl2溶液，再逐滴加入3mO1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在两支试管中，分别加入3mO1/L、NaOH溶液、稀盐酸观察，完成下表：
[多媒体展示出表格]
表（三）Mg（OH）2的性质
现象 加入NaOH 加入稀盐酸
反应方程式 Mg(OH)2+2HCl= MgCl2+2H2O
结论 沉淀不溶解 沉淀溶解
Mg（OH）2不能溶于氢氧化钠 Mg（OH）2能溶于盐酸
实验四：Al(OH)3的性质
取一支试管，加入1mo1/L Al Cl3溶液，加入3mo1/LNaOH溶液至少产生大量的Al(OH)3白色絮状沉淀，把Al(OH)3沉淀分别盛放于2支试管中，然后，向2支试管中分别加入1mo1/L稀盐酸和6mo1/LNaOH溶液，观察现象。
[多媒体播放表格]表（四）：Al(OH)3的性质
加入NaOH， 加入稀盐酸
现 象 沉淀溶解 沉淀溶解
反应方程式 Al(OH)3+NaOH=Na AlO2+2H2O Al(OH)3+3HCl= Al Cl3+3H2O
结 论 Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸
师：从上面几个实验，我们已经了解了Na、Mg、Al与H2O或者与酸反应的难易；知道了NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的性质，请大家在此基础上完成下表。
表（五）
Na Mg Al
单质与水（酸）反应 与冷水剧烈反应放出氢气 与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气 与酸迅速反应放出氢气
最高价氧化物水化物 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
碱性强弱比较 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性氢氧化物
结 论 随着原子序数的递增，金属性Na＞ Mg＞ Al
（四）反思总结，当堂检测。
1．第三周期元素性质变化规律 2.同周期元素性质递变规律 3. 元素周期律
从Na C1 从左 右 （1）定义:
金属性逐渐减弱， 金属性逐渐减弱， （2）实质:核外电子
非金属性逐渐增强。 非金属性逐渐增强。 排布的周期性变化
师：请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？
[多媒体展示出：元素非金属判断依据]请同学们看教材P15、3资料，之后完成下表：
S P S Cl
气态氧化物化学式 SiH4 PH3
单质与H2化合的条件 高温 磷蒸气与H2能反应 加热
对应水化物合或最高价氧化物 H2SiO3 HCl O4
酸性强弱 弱酸 中强酸 最强含氧酸
结 论
师：从以上对第三周期元素的分析、比较中，同学们能得出什么结论？
[多媒体同时展示元素周期律内容]
1.定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。
板书：元素周期律的实质
【例2】．甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应水化物酸性强；④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔沸点比乙的低．能说明甲比乙的非金属性强的是 ( )
A．只有④ B．只有⑤ C．①②③ D．①②③④⑤
【教师精讲】元素非金属性得强弱判断是重要得知识点，其判断得标准很多：与H2化合得难易程度；气态氢化物得稳定性；含氧酸的酸性强弱。得到电子的难易程度等。 答案：C。
【例3】．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 ( )
A．铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性
B．砹(At)为白色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强
C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体
D．硒化氢(H2Se)是无色、有毒，比H2S稳定的气体
【教师精讲】元素周期律是高考的重点。解题时要充分利用同周期、同主族元素的性质变化规律。A正确，因为， 铍的性质类似于铝，氧化物可能有两性。C正确，Sr是第ⅡA族元素，其性质类似于Ca、Ba，SrSO4与BaSO4相似，难溶于水。【答案】 BD。
课堂小结：本节课我们重点讨论了第三周期元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性变化的规律，并又通过事实，我们得出了元素周期律，希望同学们能掌握这种分析问题的方法，培养自己的创新能力。
（五）发导学案，布置预习
元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就是我们下节课要学习的内容。请预习下节，并完成预习导学案。
［布置作业］
1. 课本习题P18 T6
2.写出Al2O3、Al(OH)3分别与强酸强碱反应的离子方程式。
3.模仿本书附录，画一张元素周期表，下节课上课时带上。(不用写外围电子构型)
九、板书设计：
第二节 元素周期律（第2课时）元素周期律 1．第三周期元素性质变化规律 2.同周期元素性质递变规律 3. 元素周期律 从Na C1 从左 右 （1）定义:金属性逐渐减弱， 金属性逐渐减弱， （2）实质:核外电子非金属性逐渐增强。 非金属性逐渐增强。 排布的周期性变化
活动与探究Al(OH)3性质探究
现 象 解释或方程式
1、通入
2、加入KOH溶液
3、加入Ba(OH)2
4、加入稀H2SO4
5、加入稀HNO3
结 论
十、教学反思：
本节课因为有演示实验，也是本章的第一次实验，根据高一学生的心理特点，讲授此课并不会显得十分枯燥，但本节内容的目的是在实验验证的基础上来帮助学生巩固和理解元素周期律的实质的。若教师引导不好，往往易使实验起到喧宾夺主的作用。因此，教师在讲授本节内容时，一定要注意让学生参与到教学活动中来，让其既动手练习，又动脑思考，从而激活他们的思维，使其认识上升到认知的高度，并锻炼他们的抽象思维推理能力。【教学设计】
必修Ⅱ 第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律（第3课时）
一、教材分析：
本节在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。
二、教学目标：
1、知识与技能：
（1）掌握元素周期表和元素周期律。
（2）掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
2、过程与方法：
（1）归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。
（2）自主学习。引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。
3、情感、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。
三、教学重点难点：
重点：周期表、周期律的应用
难点：“位、构、性”的推导
四、学情分析：
本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。进而学生会了解并掌握元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。
五、教学方法：启发——归纳——应用
六、课前准备：多媒体、实物投影仪
七、课时安排：1课时
八、教学过程
（一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。
（二）情景导入，展示目标
[新课导入]
元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就是我们这节课要学习的内容。
[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。
（三）合作探究，精讲点拨
师：元素在周期表中的位置（简称“位”）、反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响着元素的性质（称简“性”）。因此，我们只要知道三种量（位、构、性）中的一种，即可推出另外2种量。
师：请同学们打开周期表观察：用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素？如果沿着硼（B）、铝（A1）；硅（Si）、锗（Ge）；砷（As）、锑（Sb）；碲（Te）钋（Po）画一折线，则位于折线左侧的是什么元素？折线右侧的又是什么元素？
[板书]1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系
【例题剖析】
【例1】（2004江苏）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的氢化物的沸点性Y的氢化物的沸点低。
C、X的气态氢化物比Y的气太氢化物稳定。D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。
【教师精讲】本题考查元素的非金属性强弱的判断，要熟记并理解判断标准，不能随意变换标准。
[知识拓展]元素金属性，金属活动性区别（优化设计）
[板书]2：元素的化合价与元素在周期表中位置的关系。
师：请同学们写出氢氧化锂、氢氧化钠、氢氧化钾的化学式，并标出Li、Na、K三种元素的化合价。
[板书]（1）主族元素最高正化合价二族序数=最外层电子数=价电子数。
[知识拓展]
1、价电子数：元素外层电子—一般指最外层电子，有时还包括次外层电子，对主族元素而言，价电子数就是最外层电子数。
2、上述规律对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。
[板书]（2）非金属元素，最高正化合价中与最低负化合价绝对值之和等于8。
【例2】：氧化还原反应中除了原子守恒（质量守恒）外，氧化剂得电子总数和还原剂失电子总数相等，在一定条件下，RO3n-和I 发生反应的离子方程式为：
RO3n-+6I-+6H+=R-+3I2+3H2O（R为主族元素）则：
（1）RO3n-中R的化合价为 ，n值为 。
（2）R元素最外层电子数为 个。
【教师精讲】很好，解题时，要注意一题多解，当然，还要注意选择最简单的方法。
（2）题，容易错为5个，忽略了题中所给的信息“R-”。因此，分析时要合理，不能有遗漏。
答案：（1）+5，1（2）7
师：现在我们来共同归纳一下元素周期律、元素周期表的用途。
[多媒体播放：元素周期律、周期表的用途]
预测新元素。寻找半导体材料。合成新农药。寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金。进行“位、构、性”的推导。
（四）反思总结，当堂检测。
通过本节课的学习，我们进一步了解了元素金属性、非金属元素化合价与元素在周期表中的位置的关系，通过学习，我们了解元素周期律、元素周期表对我们的生活、生产及科学研究有多么巨大的指导作用。希望同学们刻苦学习，努力掌握科学文化知识，在不久的将来，有所发明、有所创造，报效祖国，服务全人类！
当堂检测，见学案对应部分。
（五）发导学案，布置预习
化学键的含义及其分类，以及从化学键的角度认识化学变化的本质，是高中化学重要的化学理论之一，对今后的学习有很大的影响。这就是我们下节课要学习的内容，请同学们认真预习，并完成预习导学案。
［布置作业］
1.教材P18，T4，T5
2.课外活动与探究：
（1）上网或查阅其资料，写一篇科学小论文：门捷列夫事迹简介。
（2）查阅资料，最新发现的是一种什么元素？
九、板书设计：
第二节 元素周期律（第3课时）
三.元素周期表和元素周期律的应用
1.金属性.非金属性与元素在周期表中位置的关系
2.位构性的推导
位 构
性
3、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系：
（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数
（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8,即:｜最高正价｜+｜最低负价｜=8
4、应用——在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。
十、教学反思：
一节课的好坏不是看教师知识教授得怎样，而是要看学生是否学习到了一定的知识、能力、方法，并能通过学习形成学生的情感态度与价值观。一个有效的教学，不一定非得探究，但要做到教得有效，学得快乐。本节内容进行的是元素周期律的学习，注重学生交流、讨论，所以课堂气氛很活跃，通过同学们自己的努力得到了属于自己的知识，但是老师引导的不够简练，所以有些托水带泥的感觉。
