第二节元素周期律第1课时学案
学习目标：
知识与技能：?
1.以1～20号元素为例，了解元素原子核外电子的排布规律。?
2.掌握元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。??
过程与方法：?
1.学会归纳法、比较法。?
2.培养抽象思维能力。??
情感、态度与价值观：?
养成勤于思考、勇于探究的科学品质。??
学习重点： 元素的原子半径和主要化合价随原子序数的递增而变化的规律。?
学习难点： 原子核外电子的排布。?
学习过程：
一、元素周期律
元素周期律
1、自主探究1：
1、电子层排列的周期性
写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。根据原子结构示意图总结并找出规律。
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： 随着核电荷数的增加发生周期性变化。
2、自主探究2：2、化合价的周期性变化
标出1—18号元素的化合价，找出规律。
原子序数
最高正价或最低负价的变化
1~2
+1
3~10
+1 +4 +5
-4 -1
11~18
+1 +4 +5 +7
-4 -1
结论：随着原子序数的递增，元素 也呈现周期性变化。
3、自主探究3：3、原子半径的递变规律
元素符号
H
He
原子半径nm
0.037
元素符号
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
原子半径nm
0.152
0.089
0.082
0.077
0.075
0.074
0.071
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
原子半径nm
0.186
0.160
0.143
0.117
0.110
0.102
0.099
总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 ，呈现周期性变化。
4、课堂练习：1、比较Na、S原子半径的大小。 ；
2、比较Na、O原子半径的大小。 。
5、自主学习：（二）、微粒半径大小的比较
1、原子半径大小的比较
同主族，从上到下，原子半径逐渐 。
同周期，从左到右，原子半径逐渐 。
2、离子半径大小的比较
（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较
电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力 ，半径 。
（2）同主族离子半径大小的比较
元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 ，离子半径逐渐 。
（3）同一元素的不同离子的半径大小比较
同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径 ，高价阳离子半径 低价离子半径。
6、练习反馈：1．ⅦA族元素单质的沸点( );第三周期元素的最高正化合价( );IA族元素单质熔点( );F-,Na+,Mg2+,Al3+四种离子的离子半径( );同周期短周期元素的原子半径( ).
2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )? A.Cl,S,P B.N,O,F C.Al3+,Mg2+,Na+ D.K,Na,Li 3.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是( ) (A)Al3+,Al,Na,K (B)F,Cl,S2- ,S (C)S2-,Cl - ,K + ,Ca 2+ (D)Mg,Si,P,K 4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a,b,c三种离子半径大小的顺序是( ) A.a>b>c B.b>a>c C.c>a>b D.c>b>a
7、反思，谈得失：
8、课后练习：1．有一种碘和氧的化合物可以称为碘酸碘（提示：碘酸的化学式为HIO3）,其中碘元素呈+3,+5两种价态,则这种化合物的化学式为 ( ) (A) I2O4 (B) I3O5 (C) I4O7 (D) I4O9
2．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＞D＞C? B．原子序数 d＞c＞b＞a?
C．离子半径 C＞D＞B＞A? D．原子结构的最外层电子数目 A＞B＞D＞C
3．具有相同电子层结构的三种粒子A2＋、B2－、C．下列分析正确的是 ( )
A．原子序数关系是C＞B＞A? B．粒子半径关系是B2-＜A2+
C．C一定是稀有气体元素的一种原子? D．原子半径关系是A＜C＜B?
4．下列说法中正确的是 ( )
A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数
B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．最外层有5个电子的原子都是非金属原子
5．某主族元素R的最高正价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断 ( )
A.R一定是第四周期元素 B.R一定是ⅣA族元素
C.R的气态氢化物比同族其他元素气态氢化物稳定D.R气态氢化物化学式为H2R
6．主族元素X的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构,下列叙述正确的是 ( )
(A)X的原子序数比Y的小 (B)X原子的最外层电子数比Y的大
(C)X的原子半径比Y的大 (D)X元素的最高正价比Y的小
7．若短周期的两元素可形成原子个数比为2 ：3的化合物，则这两种元素的序数之差不可能是 （ ??? ）
A．1 B．3 C．5 D．6
8． aXn-和bYm+为两主族元素的离子, 它们的电子层结构相同, 下列判断错误的是 ( )
A．原子半径XC．Y最高价氧化物的化学式为YOm D．X的氢化物的化学式为HnX
9.下列微粒半径之比大于1的是 ( ) A． B． C． D．
10．属于短周期的A、B两元素，A的原子半径小于B的原子半径，两元素可形成A显正价的AB2的化合物。 下列有关A、B两元素的叙述中，正确的是 ( )
A.A、B可能属于同一周期 B.A是B的前一周期元素
C.A只能是金属元素 D. A可能是第二周期中的II A族或IV A族元素
11． 有a、b、c、d四种主族元素，已知a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构，而且原子半径，阴离子所带的负电荷数为。则四种元素核电荷数由小到大的顺序为 ( )
A. B. C. D.
12．X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素，Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素原子序数的关系是 （ ）
A. X>Y>Z B. Y>X>Z C. Z>X>Y D. Z>Y>X
13．在1~18号元素中，除稀有气体元素外：
(1)原子半径最大的元素是 ，
(2)原子半径最小的元素是 。
14．aA2+, bB+ , cC3- , dD-具有相同的电子层结构,则它们的原子序数大小关系是__________________________________原子半径大小关系是_______________________,离子半径大小关系是____________________15．设X、Y、Z代表三种元素。已知：（1）和两种离子具有相同的电子层结构；（2）Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个；（3）Y和Z两种元素可以形成4核（其中有1核为Y核）42电子的价阴离子。据此，请填空：
（1）Y元素是___________，Z元素是_____________。
（2）由X、Y、Z三种元素所形成的含60个电子的盐类化合物的化学式是______。
第二节元素周期律第2课时学案
学习目标：
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，提高探究能力。??
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子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：
1、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2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。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
NaOH
Mg(OH)2
中强碱
Al(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 。
3、自我总结：看资料总结：
Si
P
S
Cl
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合
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
HClO4
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 。
4、自主学习：2、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：3、元素周期律
（1）定义： 。
（2）实质： 。
6、课堂反馈练习：
1．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克氢气，这时X转为具有氖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子方程式分别为
① ，② 。
2．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是
(A)铍(Be)是一种轻金属,它的氧化物的水化物可能具有两性
(B)砹是一种有色固体,HAt很不稳定,AgAt是有色难溶于水且感光性很强的固体
(C)硫酸锶(SrSO4)是难溶于水和盐酸的白色固体
(D)硒化氢(H2Se)是无色,有毒,比H2S稳定的气体
7、反思，谈得失：
8、课后练习：1.金属还原能力大小主要是由下列哪些因素决定的( )?
A.金属原子失去电子的多少 B.1 mol金属失去电子的多少?
C.原子失去电子能力的大小 D.1 mol金属与水反应放出氢气的多少?
2.M、N两种元素的原子，当它们分别获得两个电子形成稀有气体元素的电子层结构时，放出的能量M大于N，由此可知（ ）?
A.M的氧化性小于N B.M的氧化性大于N?C.N2-的还原性小于M2-?D.N2-的还原性大于M2-?
3.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水化物的酸性比乙的最高价氧化物对应水化物的酸性强；④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙多；⑤甲单质的熔沸点比乙的低。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
4.下列关于元素性质递变规律的叙述错误的是（ ）?
A.O、F、N原子半径依次减小? B.P、S、Cl最高正化合价依次增大?
C.Na、Mg、Al原子最外层电子数依次增大? D.Li、Na、K金属性依次增强
5.有A、B、C、D四种非金属元素：A、B在反应中各结合1个电子，形成稳定的结构，且B-的还原性小于A-的还原性；氢化物稳定性HDA.A、B、C、D B.B、A、C、D C.A、B、D、C D.B、A、D、C
6.能够说明元素A的非金属性比元素B的非金属性强的理由有（ ）?
A.通常条件下，元素A的单质是气态，元素B的单质是固态?
B.A、B两元素的原子具有相同的电子层数，且原子半径AC.A的气态氢化物比B的气态氢化物分解温度高?
D.A的最高价氧化物对应水化物酸性弱于B的最高价氧化物对应水化物的酸性
7.下列排列顺序错误的是( )?
A.原子半径：OH2S>NH3?
C.酸性：H3PO48.气态氢化物按稳定性递增顺序排列的一组是（ ）?
A.NH3、HF、PH3、HCl B.SiH4、PH3、HCl、HF?
C.SiH4、PH3、H2O、H2S D.CH4、NH3、PH3、HCl
9.甲、乙、丙三种溶液各含有一种X-(X-为Cl-、Br-、I-)，甲中加淀粉溶液和氯水，则溶液变为橙色，再加丙溶液，颜色无明显变化，则甲、乙、丙依次含有（ ）?
A.Br-,Cl-、I- B.Br-、I-、Cl-? C.Br-,Cl- D.Cl-、I-、Br-
10.卤素原子获得电子的能力由强到弱的顺序是______________________(填化学式，下同)，它们的单质与氢气化合的能力由强到弱的顺序是______________________，它们的气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序是______________________。?
答案:1、C2、BD3、C 4、A5、D6、BC7、B8、B9、B10、F>Cl>Br>I F2>Cl2>Br2>I2 HF>HCl>HBr>HI
第二节元素周期律第3课时学案
学习目标：
知识与技能：?
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位置的关系。??
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。???
情感、态度与价值观：?
培养学生辩证唯物主义观点，培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力?
学习重点：周期表、周期律的应用??
学习难点：“位、构、性”的推导。?
学习过程：三、元素周期表、元素周期律的应用
1、自主学习：（一）元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
看书并认真观察下表，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
2、课堂练习：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（ ）
X原子的电子层比Y原子的电子层数多
X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
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
3、探究思考：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＝ ＝ ＝
4、探究思考：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： 。
5、课堂练习：某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式为： ；
若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是： 。
6、课堂探究练习：（三）元素周期律、元素周期表的应用1、预测未知物的位置与性质
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
位于第七周期
Ra(OH)2是两性氢氧化物
2、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。
7、随堂练习：在周期表中金属和非金属的分界线附近能找到 （ ）
A、制农药的元素 B、制催化剂的元素
C、做半导体的元素 D、制耐高温合金材料的元素
2、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（元素X、Y都为主族元素）。 （ ）
A、XY2 B、X2Y3 C、X3Y2 D、X2Y
3、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，下面的叙述不正确的是 （ ）
A、该元素的原子最外电子层上有6个电子
B、该元素最高正价氧化物的化学式为XO2
C、该元素是非金属元素
D、该元素最高正价氧化物对应水化物的化学式为H2XO4
8、反思，谈得失：
9、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？?
10、课后练习：1. 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）m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的最高化合价为+5，则五种元素都是非金属元素
2.A、B、C、D、E五种元素从左向右按原子序数递增(原子序数为5个连续的自然数)的顺序排列如下：?
下列说法正确的是( )?
A.E元素的最高化合价为+7价时，D元素的负化合价可为-2价?
B.A(OH)n为强碱时，B(OH)m也一定为强碱?
C.HnDOm为强酸时，E的非金属性一定很强?
D.HnCOm为强酸时，E的单质可能有强还原性
3.甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为Z，则乙的原子序数不可?能是?( )?A.Z+2 B.Z+4 C.Z+8 D.Z+18
4.已知元素砷(As)的原子序数为33，下列叙述正确的是（ ）?
A.砷元素的最高化合价为+3 B.砷元素是第四周期的主族元素?
C.砷原子的第3电子层含有18个电子 D.砷的氧化物的水溶液呈强碱性?
5.某主族元素的最高价含氧酸的阴离子的符号是则该元素的气态氢化物的化学式是（）
?A.HR B.H2R C.RH3 D.RH4?
6.铝和铍的性质十分相似，下列关于铍性质推断不正确的是( )?
A.铍能与强酸或强碱起反应 B.氢氧化铍不溶于水?
C.氧化铍的化学式Be2O3 D.铍的金属性比镁强
7.下列叙述中的非金属元素，其氢化物最稳定的是( )?
A.构成矿物和岩石的主要元素 B.空气中含量最多的元素?
C.单质在常温下是液态的元素 D.地壳中含量最多的元素
8.在周期表中金属和非金属的分界线附近能找到（ ）?A.制农药的元素 B.制催化剂的元素? C.做半导体的元素 D.制耐高温合金材料的元素
9.今有A、B两种原子，A原子的M层比B原子的M层少3个电子，B原子的L层电子数为A原子L层电子数的2倍，A和B分别是（ ）?
A.硅原子和钠原子 B.硼原子和氦原子?C.氯原子和碳原子 D.碳原子和铝原子
10.有A、B、C、D四种元素：A元素形成的－2价阴离子的核外电子数比氦的核外电子数多8个，B元素的一种氧化物为淡黄色固体，该固体遇到潮湿的空气能生成A的单质；C为原子核内有12个中子的二价金属，当2.4 g C与足量热水或稀盐酸反应时，在标准状况下均可产生2.24 L H2；D的M层上有7个电子。?
(1)A、B、C、D各是什么元素??
(2)写出B、C、D最高价氧化物对应水化物的化学式。?
(3)比较D的气态氢化物与H2S和HF的稳定性。?
答案：1、B2、AD3、B4、BC 5、C6、CD7、D8、C9、D10、 (1)O、Na、Mg、Cl (2)NaOH，Mg(OH)2，HClO4 (3)稳定性H2S元素周期律
教学目标
1、了解元素原子核外电子排布，
2、培养学学生分析问题，总结归纳的能力。
重点难点
元素原子核外电子排布
教学过程
[引言]我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。
[板书] 第二节 元素周期律
[教师]元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。
[展示]电子层模型示意图
[讲解]原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关知识。
[板书]一、原子核外电子的排布
[讲解]科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。
通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。
[讲解并板书]1、电子层的划分
电子层（n） 1、2、3、4、5、6、7
电子层符号 K、L、M、N、O、P、Q
离核距离 近 远
能量高低 低 高
[设疑]由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？
[思考]下面请大家分析课本12页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。
[学学生活动]
[讲解并板书]2、核外电子的排布规律
(1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层)?
(2)最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。?
(3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。
[教师]以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。知道了原子的核电荷数和电子层的排布规律以后，我们就可以画出原子结构示意图。?如钠原子的结构示意图可表示为 ，请大家说出各部分所表示的含义。
[学生]圆圈表示原子核，+11表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。
[练习]1、判断下列示意图是否正确？为什么？
［答案］(A、B、C、D均错)A、B违反了最外层电子数为8的排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不符合次外层电子数不超过18的排布规律。
2.根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。
(1)3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs
(2)9F 17Cl 35Br 53I
（3）2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe
［提问］请大家分析稀有气体元素原子电子层排布。稀有气体的最外层电子数有什么特点？?
［学生］除氢为2个外，其余均为8个。?
［问］元素的化学性质主要决定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？?
［学生］主要决定于最外层电子数。因为它们的化学性质懒惰，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反应。?
［教师］我们把以上分析归纳起来，会得出什么结论呢？?
［学生］原子最外层电子数为8的结构的原子，不易起化学反应。?
［教师］通常，我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。一般不与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。??
［教师］原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。从初中所学知识，我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。?
［投影练习］1.写出下列离子的离子结构示意图：?Mg2+ F- Br- Ca2+
答案：1.Mg2+ ?
［小结］本节课我们重点学习了原子核外电子的排布规律，知道了多电子 中的电子排布并不是杂乱无章的，而是遵循一定规律排布的。
元素周期律
教学目标
1、了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
2、了解元素周期表和元素周期律的意义。
3、认识事物变化由量变引起质变的规律。
重点难点
元素周期表和元素周期律的意义
教学过程
[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；
2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。
[学生活动]
[投影展示]1～18号元素原子结构示意图。
[提问]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。
[板书]二、元素周期律
[学生活动]?
[投影展示] 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：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。?
[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)的现象，我们称之为周期性。这就如同我们一年一年的四季更替及学生活中的每天都是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。由此，可得出如下结论：?
[讲述并板书]随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。?
[过渡]元素的性质是由元素的原子结构决定的，那么，随着原子序数的递增，元素的性质是否也会像元素原子最外层电子排布一样呈现周期性变化？我们从元素的化合价和元素的金属性与非金属性两个方面来进行探讨。?
［投影］元素的主要化合价?
原子序数
1
2
元素符号
H
He
最高正化合价或最低负化合价
+1
O
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
10
元素符号
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
主要化合价
+1
+2
+3
+4、-4
+5、-3
-2
-1
0
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
18
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
最高正化合价或最低负化合价
+1
+2
+3
+4、-4
+5、-3
+6、-2
+7、-1
0
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周其性变化。
［教师］对于稀有气体元素，由于它们的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发学生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。
［提问］说出上表中元素化合价变化的规律？?
［学生］原子序数为1～2时，化合价从+1下降到0；原子序数为3～9时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+5，最低负价从-4到-1；原子序数为11～17时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+7，最低负价从-4到-1。稀有气体元素的化合价均为0。
［教师］很好！那么，能不能由此说明：随着原子序数的递增，元素的化合价也呈周期性变化呢？
［板书］随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。?
［过渡］下面我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨元素的金属性与非金属性有何变化。
［提问］假如我们要用实验来验证这个结论，又应从哪些方面着手呢？
［学生回答，教教师板书］
判断元素金属性强弱的依据：?
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依据：?
1.跟氢气学生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；?
2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。?
［教师］一般，对于金属元素我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性。下面我们就按照这个标准，以11～18号元素为例，来研究元素的金属性和非金属性的变化情况。下面我们通过实验来研究Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱。
［演示实验］
+Na
滴有酚酞的水 +Mg
+Al
［教师］请大家分别描述实验现象(注意反应现象的剧烈程度)?
［学生］
1.Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产学生大量无色气体，溶液变红。
2.Mg在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡出现，溶液变红。?
3.Al在常温或加热下，遇水无明显现象。?
［注］学生在描述实验现象时，常把“产学生无色气体”回答成“产学生氢气”；“与Mg反应在常温下现象不明显”常易错答为“Mg与冷水不反应”。教教师根据具体情况进行纠正。?
［教师］上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？?
［学生］Na的金属性最强，Mg次之，Al最弱。
［教师］也即Na、Mg、Al的金属性强弱顺序为Na＞Mg＞Al?
［板书］金属性Na＞Mg＞Al?
［教师］请大家预测一下，Mg、Al分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同？应该有什么区别？?
［学生］Mg与盐酸反应要比Al与盐酸反应剧烈。?
［教师］实践是检验真理的惟一标准。下面，我们通过实验来进行验证。?
［演示实验］
+Mg条
1 mol/L盐酸
+Al条
［同时让附近的学学生用手摸一下试管的外壁，请这位同学告诉大家，两支试管的温度是否一样？］
［学生］与Mg反应的试管壁温度高，与Al反应的试管壁温度低。?
［教师］从刚才的实验现象我们可知，Mg与稀HCl的反应剧烈得多，同时放出大量的热。这说明大家的预测是正确的。根据Na、Mg、Al三者的金属性强弱顺序，我们可推知，Na与HCl反应将会更剧烈，甚至发学生爆炸。?
［过渡］那么，Na、Mg、Al的最高价氧化物的水化物的性质怎样呢？?
［学生］NaOH是强碱，由酚酞的颜色可知Mg(OH)2的碱性应弱于NaOH，强于Al(OH)3。?
［讲解并板书］碱性强弱NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3?
［投影展示］?
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
［过渡］上面我们研究了11～18号元素中金属元素的金属性。下面我们来研究非金属元素的非金属性。
［投影展示］
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
光照或点燃时发学生爆炸而化合
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
［教师］请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据，做如下练习：?
［板书］氢化物稳定性强弱顺序 SiH4 PH3 H2S HCl?
酸性强弱顺序 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4?
［请学学生说出结果，教教师把“＜”“＞”填在上述板书中适当的位置?
［教师］因此我们不难判断下列元素的非金属性强弱。
［板书］非金属性的强弱 Si＜P＜S＜Cl?
［教师］因为18号元素氩是一种稀有气体元素，一般情况不难与其他物质发学生化学反应。因此，我们不研究它的性质。?
［教师］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：?
［讲解并板书］
Na Mg Al Si P S Cl
同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
［教师］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。因此，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。通过大量事实，我们归纳出这样一条规律：
［板书］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。
［小结］本节课我们主要实验探究认识到元素周期表中所蕴涵的规律。?
元素周期律
教学目标
1、掌握元素周期律的涵义和实质
2、了解元素周期律的应用
重点难点
元素周期律的应用
教学过程
［引言］从前面的学习，我们可以认识到：我们知道，元素在周期表中的位置，由元素原子的结构决定，而元素原子的结构又决定了元素的性质，即元素的性质是元素在元素周期表中的位置的外在反映。那么研究元素周期表和元素周期律有何意义呢？
［板书］三、元素周期表和元素周期律的应用
［教师］我们首先从元素的金属性和非金属性、元素的化合价两方面来研究元素的性质与元素在周期表中位置的关系。(中学化学里我们主要研究主族元素)
［板书］1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系
［教师］请大家观察附录中的元素周期表。?
［学生活动］
［提问］元素周期表中的表格底色有几种？为什么要这样表示？?
［学生］底色有两种，绿色和浅绿色。可以使我们很明显地区别出金属元素和非金属元素.
［教师］回答得很好。而且，从表上我们可以看出，元素周期表中，金属元素和非金属元素的区域特别集中，沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹跟铝、锗、锑、钋之间画一条线，线的左面是金属元素，右面是非金属元素。由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。在周期表中，主族元素从上到下从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。我们可以把以上的内容用以下形式简要地表示出来。
［投影］
元素金属性和非金属性的递变
［板书］
(1)同一周期从左到右元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(不包括稀有气体元素)。?
(2)同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱(不包括稀有气体元素)。?
［教师］请大家根据我们上面学过的知识，参考元素周期表，分析除稀有气体元素外，在周期表中什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？为什么？?
［学生］根据同周期同主族原子半径的变化规律可知，在周期表中，钫(Fr)元素的原子半径最大，氟(F)元素的原子半径最小，因此，钫元素的失电子能力应是最强的，钫元素的金属性也就最强；氟元素的得电子能力最强，氟元素的非金属性也就最强。?
［教师］很正确。氟元素也是自然界中存在的非金属性最强的元素，钫及其后面的元素均是放射性元素，在自然界稳定存在的元素当中，铯(Cs)的金属性是最强的。?
［过渡］元素的化合价指的是该元素的原子和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的一种性质。那么，它与元素在周期表中的位置有何关系呢？下面我们就来探讨这个问题。
［板书］2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。?
［讲述］元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外电子层中电子的数目有密切关系，因此，元素原子的最外电子层中的电子，也叫做价电子。另外，有些元素的化合价与它们原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关，这部分电子也叫价电子。下面，我们主要来研究主族元素的化合价与其在周期表中位置的关系。?
［教师］请填写下表的空白处?
［投影］
主 族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
最外层电子数
最高正价
最低负价
［学生回答，教教师填写］?
1
2
3
4
5
6
7
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
-4
-3
-2
-1
［提问］根据上表回答，主族元素的族序数与元素原子的最外层电子数及最高正化合价有什么关系？
［学生］相等。?
［教师］据此，我们有以下结论：?
［板书］主族序数=最外层电子数=主族元素最高正价数?
［教师］其中，有个别元素比较特殊，如氧元素的化合价一般是-2价，而氟元素没有正化合价。
［提问］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？?
［学生］等于8。?
［教师］这样，我们可以得到以下关系，即：?
［板书］｜最高正价｜+｜最低负价｜=8?
［教师］金属元素只有正化合价而无负价。?
［投影练习］
1.主族元素的最高正化合价一般等于其 序数，非金属元素的负化合价等于 。?
答案：主族 8-主族序数或8-最高正价?
2.卤族元素的原子最外层上的电子数是 ，其中，非金属性最强的是 。卤素的最高价氧化物对应水化物的化学式是 (以X表示卤素)。?
答案：7 F HXO4
［注：教教师需补充说明，氟元素无最高价氧化物及其水合物，因为氟元素无正化合价］
3.填表
答案：略?
［教师］从上面的学习，我们可以认识到：元素在周期表中的位置，反映了该元素的原子结构和一定的性质。因此，可以根据某元素在周期表中的位置，推测它的原子结构和某些性质；同样也可以根据元素的原子结构，推测它在周期表中的位置及性质。我们可以用下图来表示它们之间的这种关系。
［板书］ 元素性质
原子结构 周期表中的位置
［教师］这样，我们就可以利用元素的性质，它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系，来指导我们对化学的学习和研究。这也是元素周期律和元素周期表的意义所在。那么，元素周期律和周期表的意义是不是仅限于此呢？请大家阅读课本P17有关周期律的内容，并进行总结。?
［学生活动］?
［教师］由我们所阅读的内容，可得出元素周期律及元素周期表的其他应用，主要表现在以下几个方面：
［投影板书］1.是学习和研究化学的一种重要工具。?
2.为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了新的线索。?
3.启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质。?
［教师］请大家分别举例说明。?
［学生甲］如我们学习碱金属时，主要是以Na为代表物来学的，而铷、铯却没有见过，但我们可根据其在元素周期表中的位置及与Na的相对位置判断出其还原性比钠强，其形成的碱的碱性比强碱NaOH还要强。
［学生乙］我们还可以预见，铷和铯与水的反应一定剧烈得很，所以，做实验时首先要做好安全保护工作。?
［学生丙］人们为113、115、117号元素留下了空位，并根据其相邻元素的性质去发现和研究它们。
［学生丁］根据农药多数是含F、Cl、S、P等元素的化合物，而在一定区域内寻找新的农药。?
［学生戊］在周期表里金属与非金属的接界处寻找半导体材料，如Ge、Si、Ga、Se等。?
［学生己］在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。?
……?
［教师］大家回答得很好。除此以外，元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，如化学、物理学、学生物学、地球化学等方面，都是重要的工具！?
［小结］本节课我们重点学习了元素的性质与元素在周期表中位置的关系，并了解了它们的意义所在，希望大家在以后的化学学习中，能很好地运用元素周期表来指导我们的学习，并使它成为我们学习中的益友。
