第二节元素周期律 (第二课时)

第二节元素周期律(第二课时)

【学习目标】（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）、通过实验操作，培养学生实验技能。

【基础知识】

一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

二、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。

与水反应越来越，对应氧化物水化物的碱性越来越，

[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。

三、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。

四、元素周期律（1）定义：。（2）实质：。

【自主探究】

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。

______________________________________________________________________

【自我测试】

1．下列各组元素性质的递变情况错误的是 ( )

A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、C1元素最高正价依次升高

C．N、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多

2．某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子

A．4 B．5 C .6 D．7 ( )

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．该元素的原子最外层上有6个电子 B．该元素最高价氧化物的化学式为XO3

C．该元素是非金属元素 D．该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO3

4．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

5．M、N两种元素的原子，当它们每个原子获得两个电子形成稀有气体元素原子的电子层结构时，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-

6．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

7．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是 ( )

A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少

B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多

C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多

D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能.

8．(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

9．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

10．周期表中关于主族元素性质的叙述不正确的是 ( )

A．主族序数等于原子最外层电子数

B．主族元素最高正化合价等于最外层电子数

C．第n主族元素其最高正化合价为十n价，最低负化合价绝对值为8-n(n≥4)

D．第n主族元素其最高价氧化物分子式为R2O n，氢化物分子式为RHn (n≥4)

11．下列关于稀有气体的叙述不正确的是 ( )

A．原子的最外电子层上都有8个电子

B．其原子与同周期I A、ⅡA族元素的简单阳离子具有相同的核外电子排布

C．化学性质非常不活泼 D．范德华半径比同周期ⅦA族元素原子的大

12．短周期元素X、Y和Z，已知X元素原子的最外层只有1个电子，Y元素原子的M层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L层上的电子数比Y元素

原子的L层上的电子数少2个，则三种元素所形成的化合物的分子式不可能是

( )

A．X2YZ4 B．XYZ3 C．X3YZ4 D．X4Y2Z7

13．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B最高价氧化物对应的水化物显碱性，且碱性B>A；C、D两种元素对应的气态氢化物的稳定性C>D。则它们的原子序数由小

到大的顺序是 ( )

A．B

14．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。

(3)它与氯元素能生成几种化合物?哪种较为稳定?

15．(08年全国天津卷)W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短同期元素，W、X是

金属元素，Y、Z是非金属元素。

（1）W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生盐和水，该反应的离子方程式为

_________________________________________________。

（2）W与Y 可形成化合物W2Y，该化合物的电子式为_________________。

（3）Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为________。

（4）比较Y、Z气态氢化物的稳定性＿＿＞＿＿（用分子式表示）

（5）W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是：＿＿＞＿＿＞＿＿

＞＿＿。

疑点反馈：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）

[新教材]人教版新教材必修第一册 第4章第2节 元素周期律(第1课时) 学案

第二节元素周期律 第一课时元素周期律 学习目标:1。知道核外电子能量高低与分层排布的关系。2.能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。 1．原子核外电子排布的周期性变化 以原子序数为1～18的元素为例,探究原子最外层电子数的变化,图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1~8的周期性变化（第一周期除外）. 2．原子半径的周期性变化 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周

期性变化. 3．元素性质的周期性变化 (1）元素化合价的周期性变化 以原子序数为1~18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化,即同周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价）,负价：－4→－1。 （2)元素金属性、非金属性的周期性变化 ①钠、镁、铝金属性的递变规律

②硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律 (3）同周期元素性质递变规律

（4）元素周期律 ①内容 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化. ②实质 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果. 1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”） (1）随着原子序数的递增,最外层电子排布均呈现由1个电子递增至8个电子的周期性变化() (2）原子序数越大，原子半径一定越小(） （3)在化合物中金属元素只显正化合价，非金属元素只显负化合价(） （4)任何元素均有正价和负价(） （5)金属性、非金属性强弱从根本上取决于其原子核外电子的排布情况（) ［答案]（1)×(2）×（3）×(4）×（5)√ 2．下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是（) A．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 B．第ⅠA族元素的金属性比第ⅡA族元素的金属性强 C．ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素 D．原子序数为15的元素的最高化合价为＋3 [解析]在同周期中，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性从左到右依次增强，A项错误；同周期的第ⅠA族和第ⅡA族的

元素周期律(第一课时)

化学学案4 第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（第一课时）姓名： 【学习目标】 1．了解原子核外电子的排布； 2．掌握最外层电子数、元素化合价和原子半径随原子序数递增而呈现出的周期性变化规律【学习重难点】微粒半径大小的比较 一、原子核外电子的排布 1、原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。 通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的电子在离核____的区域运动。 2

稀有气体元素原子电子层排布： 核电荷数 元素名称元素符号 各电子层的电子数 K L M N O P 2 氦He 2 10 氖Ne 2 8 18 氩Ar 2 8 8 36 氪Kr 2 8 18 8 54 氙Xe 2 8 18 18 8 86 氡Rn 2 8 18 32 18 8 【讨论】请同学们仔细分析以上表中数据，能找出一些什么规律呢？请填写下表：K层是最外层时，最多能容纳的电子数 除K层外，其他各层为最外层时，最多能容纳电子数 次外层最多能容纳的电子数 倒数第3层最多能容纳的电子数 第n层里最多能容纳的电子数 3、核外电子的排布规律 （1）能量最低原理：电子先排布在能量的电子层，排满后再进入能量的电子层。（2）各电子层最多容纳的电子数是（n表示电子层）； 最外层电子数不超过个（K层是最外层时，最多不超过2个）； 次外层电子数目不超过个； 倒数第三层不超过个。 【练习1】判断下列示意图是否正确？为什么？ 【练习2】画出37号、52号、83号、 37号52号83号35Br 53I 【练习3】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）最外层电子数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）与氩原子电子层结构相同的阳离子是: （9）与氩原子电子层结构相同的阴离子是: （10）核外有10个电子的粒子: 分子: 阳离子: 阴离子:

高中元素周期律第三课时教案

元素周期律（二） 教学目的：1.了解原子核外电子的排布与元素性质的关系。 2.认识元素周期律的内容，掌握元素金属性、非金属性强弱的 判定方法 教学重点：元素周期律的内涵；元素性质与原子结构的关系 教学难点：元素性质与原子结构的关系 教学过程： 复习：1、同主族元素原子结构与性质递变规律？ 2、金属性强弱判定依据？ 3、非金属性强弱判定依据？ 练习：画第三周期元素的原子结构示意图。 引入：以第三周期元素为例，结合其元素的原子结构特点，推测同周期元素的金属性与非金属性的递变趋势。 板书：元素周期律 一、Na、Mg、Al的金属性比较 学生活动一： 探究实验： 取一小块镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加入2mL 水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。 结论：钠与水的反应比镁与水的反应容易。 2、比较镁和铝与盐酸的反应难易程度： 取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管，在各加入2mL1mol/L盐酸。观察发生的现象。 结论：镁与盐酸的反应比铝与盐酸的反应容易。 3、比较钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱： NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 总结：Na Mg Al 金属性逐渐增强 判定依据：单质与水（或酸）反应置换氢越容易，以及它们的最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性越强，则元素金属性越强。 板书：二、Si、P、S、Cl的非金属性比较 学生活动二： 阅读学案资料：

总结：Si P S Cl 非金属性逐渐增强 判定依据：元素最高价氧化物的水化物的酸性越强，或与氢气生成气态氢化物越容易，则元素的非金属性越强。 课堂小结：Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 板书：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化规律随堂练习：（多媒体展示） 知识整合：（多媒体展示） 布置作业：《学案》素能培养部分。

第一章第二节元素周期律教案

宝鸡中学活页课时教案 教学方法阅读探究讨论归纳法

【复习巩固】第一课时复习巩固： 1．几个概念： ①原子序数== == == ， ②周期序数== ③主族序数== == 2．写出Al、C、O三种原子的结构示意图，再分别找出它们在元素周期表中的位置 3．写出K、Na与水反应的方程式 、 （思考）两者性质有什么相似之处和不同之处？是哪一个比较活泼？与原子结构有关吗？ 4．（20XX年全国）下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是（）A．Al3+B．Mg2+C．Be2+ D．H+ 5．已知某元素R原子的质量数是A，其阴离子R n-含有x个电子，则m g R n-中含有中子的物质的量是mol。 6.概括总结 1周期，共2种元素 短周期周期，共8种元素 周期 3周期，共8种元素 （七个横行） 4周期，共18种元素 长周期周期，共18种元素 6周期，共32种元素

不完全周期 7周期，目前已发现26种元素 主族（A）：共7个主族，包括长周期和短周期元素族副族（B）：共7个副族，只包括长周期元素 （18个纵行）第VIII族：包括8、9、10三个纵行的元素 0族：稀有气体元素 第二课时复习巩固： 1．通过课本的演示实验，总结整个碱金属的性质规律有哪些？ （1） （2） （3） 2．如何比较元素金属性的强弱？ 写出铁与硫酸铜溶液反应的离子方程式 写出铜与硝酸银溶液反应的离子方程式 你认为，金属活泼性应该是Fe Cu Ag 3．下列那个选项不能说明金属A比金属B活泼（） A．A常温下可以与水反应，B不与水反应。B．B 不能从任何含A的盐中置换出金属A C．用氨水可以制取B对应的碱，却不能制取A对应的碱D．A在空气中比B耐腐蚀 4．下列对铯的性质预测正确的是（） A．它的熔点很高B．它只存在一种氧化物 C．它的碳酸盐不易溶于水D．氯化铯易溶于水 5．随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性。 通过碱金属性质相似性和规律性的总结，请你推测卤素的相似性和规律性 随着电子层数的增加，原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。 6．钾的金属活动性比钠强，根本原因是（） A．钾的密度比钠的小 B．钾原子的电子层比钠原子多一层 B．钾与水反应比钠与水反应更剧烈 D．加热时，钾比钠更易汽化 7．下列关于卤化氢的说法不正确的是（） A．卤素原子半径越大，氢化物越稳定 B．卤素原子半径越大，氢化物越不稳定 C．稳定性为HF>HCl>HBr>HI D．卤素单质与氢气反应越难，生成物越不

元素周期律 第二课时 教案设计

教案设计 备课人李国超学科化学年级高一时间2015.3.30 课题元素周期律第（ 2 ）课时课型 三维目标知识与技能：1.元素周期律的涵义和实质。 2.了解随着原子序数的增加原子半径、主要化合价、金属性与非金属性 的周期性变化。 3.理解金属性和非金属性 4.了解比较金属性与非金属性的方法。 过程与方法：1.通过归纳、分析p14表格，得出电子核外排布的简单规律 2.通过实验视频，比较钠、镁、铝的金属性 3.通过实验视频和分析资料卡片，比较Si、P、S、Cl的非金属性 情感态度与价值观：1.归纳总结、演绎，培养学生的逻辑思维能力。 2.让学生认识科学发展历史，培养学生发现问题、克服困难、完 善问题的科学精神。 教 学 重 难 点 元素周期表的涵义、金属性和非金属性比较方法。 学 具 准 备 PPT、实验视频。 教学过程（双边活动） 教师活动学生活动设计意图

同学们好，今天我们来学习第一章第二节第二课时元素周期律。 所谓元素周期律，顾名思义就是元素周期表中体现的规律，元素周期律是元素周期表的编排依据。 我带大家一起回顾一下元素周期律的发展历史。 ①问题的产生．门捷列夫在编写教材中的碱土金属时，不知Mg应该和Ca，Sr，Ba 为伍，还是应该和Zn，Cu，Hg 为伍，认为化学元素缺少严整体系 ②存在的困难．对已发现的63 种元素的相对原子质量和种种基本性质编制卡片、试排．由于相对原子质量测定得不准确，从而遇到了很多困难 ③崭新的论点．1869 年发表了题为《元素的性质和原子量的关系》的论文，阐述了有关基本论点，并且设计出了第一张元素周期表，但没有引起人们的重视 ④理论的完善．改变周期表的形式，将同一周期的元素排在一行，同类元素排在一列，每经过7 种或17 种元素，碱金属或卤素重复出现，周期表趋于完善． 从这段元素周期律发展的历史中，同学们能够得到什么启示？ 咱们书后这种元素周期表的编排依据主要是原子的核外电子层排布，在这节课之间大家已经学习这部分内容，现在请大家完成学案。。。。部每一门学科或者某一个知识的 发展都是曲折前进，螺旋式上升 的，通过不断的修正，逐步接近 自然真实。我相信咱们书后面的 元素周期表也一定有可以完善 的地方。 完成相应学案。 引入新课 让学生认识科学发 展历史，培养学生发 现问题、克服困难、 完善问题的科学精 神。 回顾上节课知识。

第二节 元素周期律(第3课时)教案

前言 我们分析每年考上清华北大的北京考生的成绩，发现能够考上清北的学生化学的平均分都在95分以上，先开始我们认为，学习能力强的孩子化学一定学得好。可是在分析没有考上清北的学生的成绩的时候发现，很多与清北失之交臂的学生，化学的平均分要略低，数学物理的分数却不相上下。我们仔细讨论其中的缘由，通过对学生的调查研究发现一个令人惊讶的结论：化学学的好的学生更容易在理综上考得高分！ 这是因为化学学的好的学生，能够用更快的速度在理综考试中解决100分的分值，之后孩子可以用更多的时间去处理没有见过的物理难题。物理的难题在充分的时间中得到更多考虑的空间，使得考生在理综总分上能够有所突破。所以想上好大学，化学必须学好，化学的使命就是在高考当中帮助考生提速提分。 因此这份资料提供给大家使用，主要包含有一些课件和习题教案。 后序中有提到一些关于学习的建议。 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。

元素位构性的线性关系--元素周期律(第二课时) 教学设计

课题名称：元素位构性的线性关系--元素周期律(第二课时)

【图文引入】你所不知道的元素周期表 【设计意图】调动学生的学习激情，培养学生崇尚真理、严谨求实的科学精神及勇于担当的社会责任意识；引发学生思考现有元素周期表元素排列的准则依据是什么？过渡引出本节课时的重难点：元素周期律的本质。 【学生活动】 （1）填写教材P14-15中表格所缺的内容； （2）对表中各项内容进行比较、分析，寻找其中的规律。 【设计意图】通过填表，让学生获取感性知识，一方面复习了前面学过的原子结构有关知识，也为元素周期律的探究提供数据方面的支持。 （3）画出以原子序数为横坐标、原子的最外层电子数为纵坐标的直方图 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。 （4）画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图（稀有气体除外） 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。【学以致用】 1．已知下列原子的半径： 原子N S O Si 半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17 根据以上数据，磷原子的半径可能是( ) A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m （5）画出以原子序数为横坐标、化合价为纵坐标的变化图（稀有气体除外）

规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1。 【设计意图】让学生学习常用的数据处理方法和表示方式，培养学生分析、处理数据的能力、相互合作的意识，也让学生获得直观形象的感性知识，为归纳元素周期律奠定基础。 【规律生成】 随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和元素的主要化合价均呈现周期性的变化。 【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。而元素的性质又与原子半径有关，那么元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性的变化呢？ 今用以第三周期的11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。【学生活动】 思考：1、金属性与非金属性的定义？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。 2、判断元素金属性强弱的方法有哪些？①可以从它的单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度；②它的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断； 3、判断元素非金属性的强弱的方法有哪些？①可以从它的最高价氧化物的水化物的酸性强弱判断，②跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。 【设计意图】通过知识回顾，为接下来的第三周期元素金属性与非金属性的变化规律探究奠定理论基础。 今用以第三周期的11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。【学生活动】 1．试验探究元素的金属性（Na、Mg、Al）强弱。观看视频，完成表格

高中化学《元素周期律》第二课时教学设计

必修2 第一章第二节《元素周期律》第二课时教学设计 一、学习目标 ⑴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。 ⑵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。通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养总结归纳及逻辑推理能力。 (3) 通过对实验的研究，培养观察能力、实验能力和创造思维能力。 (4)培养勤于思考、勇于探究的科学品质。 (5)了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。 (6)通过对元素周期律的学习，初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等。 二、重点和难点 1、重点： ⑴元素周期律的实质⑵元素金属性和非金属性的变 化规律 2、难点： ⑴元素周期律的实质 ⑵元素金属性和非金属性的变化规律 ⑶通过实验来培养学生的探究能力

三、教学过程 【复习所学知识】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、元素的原子半径、主要化合价、原子核外电子层排布随原子 序数的递增而呈现出怎样变化的？ 【创设问题情境】我们知道，元素的化学性质是由原子结构决定 的。那么，元素的金属性和非金属性是否也将随元素原子序数的 递增而呈现出周期性的变化呢？ 【知识回忆】 金属性和非金属性的强弱的判断依据？ 【实验方案讨论】 以第三周期元素为研究对象，如何通过实验来比较元素(钠、镁、 铝)的金属性强弱呢？（提示：从金属性强弱的判断依据入手来 设计实验。可选用提供的药品与仪器。实验药品：镁条、铝条、 酚酞溶液、蒸馏水、稀盐酸（2mol/L）。实验仪器：试管、试管 夹、酒精灯、砂纸、火柴、滴管） 设计实验比较钠、镁、铝的金属性强弱 方案1 方案2 【板书】3、同周期元素金属性和非金属性的递变

元素周期律教学设计第一课时

《元素周期律》第(1)课时教学设计 长武中学陈宝凤 一、教材内容分析 (一)教材分析 本节课选自人教版化学必修2第一单元，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.教材以1-18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径和元素金属性非金属性几个方面，阐述元素性质的周期性变化，导出元素周期律。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。 (二)教学内容与学习水平 二、学情分析 经过初三化学和化学必修1的学习，学生已经学习了一些元素的单质及其化合物的性质，如钠、镁、铝、硅、硫、氯，但对这些元素性质的了解是零散的。已经掌握了核外电子分层排布的知识，会画出1-18号元素的原子结构示意图，具备了学习这节内容的知识基础，为周期律的学习奠定基础。但学生的差异是客观存在的，教师只有全面了解学生情况，才能做到因材施教，有的放矢。本次教学设计主要针对的是普通中学高一年级的学生，该阶段的学生思维敏捷活泼，但不够严谨，抽象思维能力薄弱。虽然学生也已经初步掌握了科学探究的基本程序和方法，具备了自主学习的、合作学习、表达交流的能力,但是对于数据的分析和处理、从大量科学事实中抽象出科学本质的方法还有待进一步学习和加强。而“元素周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。所以教师必须营造问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。 三、教学目标 知识与技能: ①知道元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化。

湖北省宜昌市高中化学第一章物质结构元素周期律1.2元素周期律(第二课时)练习新人教版必修2

第二节元素周期律（第二课时） 应用时间：20分钟实用时间：分钟 一、选择题 ( ) 1．碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是 A、NaOH B、Al(OH)3 C、Ca(OH)2 D、RbOH ( )2．右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是 A、常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高 B、Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C、W的氢化物的沸点比X的氢化物的沸点高 D、Y元素的非金属性比W元素的非金属性弱 ( )3．还原性随核电荷数的增加而增强的是 A、 Na、Mg、Al B、 Li、Na、K C、 I－、Br－、Cl－ D、 P3－、S2－、Cl－ ( )4．下列递变规律不正确的是 A、Na、Mg、Al还原性依次减弱 B、I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C、C、N、O原子半径依次增大 D、P、S、Cl最高正价依次升高 ( )5．砷（As）为第4周期第ⅤA族元素，根据它在元素周期表中的位置推测，砷不可能具有的性质是 A、砷在通常情况下是固体 B、可以存在-3、+3、+5等化合价 C、As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱 D、砷的还原性比磷弱 ( )6．氟、氯、溴、碘四种元素，它们的下列性质的递变规律不正确的是

A、单质密度依次增大 B、单质的熔沸点依次升高 C、Cl2可以从KBr溶液置换出Br2 D、F2可以从NaCl溶液中还原出Cl2 ( )7．同周期的X、Y、Z三种元素的最高价氧化物水化物对应的酸性由强到弱的顺序是：HZO4H2YO4H3XO4，下列判断正确的是 A、阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强 B、单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强 C、元素的原子半径按X、Y、Z顺序增大 D、气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序减弱 ( )8．HF、H2O、CH4、SiH4四种气态氢化物按稳定性由弱到强排列正确的是 A、CH4＜H2O＜HF＜SiH4 B、SiH4＜HF＜CH4＜H2O C、SiH4＜CH4＜H2O＜HF D、H2O＜CH4＜HF＜SiH4 二、填空简答题 9．元素周期律是指元素的性质随的递增，而呈性变化的规律，这里元素的性质主要是指和；元素性质周期性变化是呈周期性变化的必然结果。 10 ．短周期中置换H能力最强的是元素（符号），化学性质最稳定的元素符号是， 最高价氧化物对应的水化物酸性最强的分子式为，碱性最强的分子式为，显两性的分子式为，原子半径最大的金属元素的符号是，离子半径最小的金属离子结构示意图。 11．下表为元素周期表的一部分。 ⅣA

(完整版)《元素周期律》教学设计

课题：元素周期律 概述 本节内容选自高等教育出版社中等职业教育课程改革国家规划新教材化学（通用类）第一章《物质的结构及变化》第一节第二个标题。物质结构和元素周期律是中学化学教材中的重要的理论基础，是对以往知识的规律性总结和学习氧族元素和碳族元素的指导，因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点，元素周期律的导出以理论为指导，以事实为依据；元素周期律知识的得出，不仅有理论推导，还通过比较同周期元素的性质对理论推导进行了验证。而且，理论推导也从陈述式改为由学生自己进行探索的方式进行，因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，采取综合列表、讨论的方法，让学生通过讨论并运用初中学过的知识，从中总结出规律性。 教学目标分析： 1、知识与技能目标： （1）使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、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、过程和方法目标： （1）培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力。 （2）培养学生的逻辑推理能力。 3、情感态度与价值观目标： （1）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。 （2）通过对元素周期律的学习，使学生初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等观点。 学习者特征分析 本节课的教学对象是高一学生，对事物的变化规律有一定的认识，思维活跃，想象力丰富；对于探索未知的宏观世界有浓厚的兴趣，他们在学习了碱金属元素和卤素的基础上，进一步学习元素周期律，感到熟悉，概括性强，学习这部分内容只需要具备分析问题，解决问题，类比推理的能力 教学重点： 1、原子的核外电子排布和元素主要性质的周期性变化规律。 2、元素周期律的实质。 教学难点： 元素主要性质的周期性变化规律和元素周期律的实质

第二节元素周期律1

第二节元素周期律（课时1） 【教学目标】 1．了解原子核外电子的排布； 2．掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律； 第一部分：自主学习： 1、（复习第一节）随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性；随着电子层数的增加，卤族元素的原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。 2、请同学们阅读P13-15，并完成科学探究。 第二部分：课堂教学 一、原子核外电子的排布： 1.核外电子通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的在离核____的区域运动。 电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7 对应符号 ⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。 ①第1层最多只能排____个电子②第2层最多排____个电子③除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有__个) 二、化合价的周期性变化 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。 三、原子半径的递变规律 【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。

四、微粒半径大小的比较规律（补充） 1、电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。Na < Ca 2、电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。Na+ < F- 3、同一元素的原子比相应的阳离子的半径要大，同一元素的原子比相应的阴离子的半径要小。 Na > Na+ Cl < Cl- 【投影练习】 1、比较下列微粒半径大小 (1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2- 2 ) ① ②③ ⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________ ⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______ 第三部分课堂练习 1．核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（双选） ( ) A．电子数 B．最外层电子数 C．电子层数 D．次外层电子数 2．下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是( ) A．8 B．14 C．16 D．17 3．某原子核外共有n个电子层(n>3)，则(n一1)层最多容纳的电子数为 ( ) A．8 B．18 C．32 D．2(n一1)2 4．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是 ( ) A．硅和钠 B．硼和氮 C．碳和氯 D．碳和铝 5．某元素原子的最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为( ) A．3 B．7 C．8 D．10 6．有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，则元素B 的核电荷数为 ( ) A．a—n一3 B．a +n+3 C．a+n一3 D．a—n+3 13. (08年广东理科基础卷)下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是( ) ①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3 ②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素 ③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6 ④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族 A．①②B．①③C．②④D．③④ 第四部分：课后习题（见辅导资料） 疑点反馈：（通过本课学习、作业后你有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）

人教课标版高中化学必修2《元素周期律》第三课时探究教案

第二节元素周期律 第三课时元素周期表与元素周期律的应用 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】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）

第2节 元素周期律作业(解析版)

第二节元素周期律 1．下列有关性质的比较，错误的是（B） A.酸性：H2SO4＞H3PO4 B.密度：K＞Na C.热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3 D.碱性：NaOH＞Mg(OH)2 【答案】B 【解析】A．元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性：S＞P，所以酸性H2SO4＞H3PO4，选项A正确；B．碱金属元素从上到下，密度逐渐增大，但特殊钠的密度比钾大。选项B错误；C．NaHCO3不稳定，加热易分解：，碳酸钠受热稳定，选项C正确；D．元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性：Na＞Mg，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2，选项D正确；答案选B。 2．氟、氯、溴、碘性质上差异的主要原因是（D） A．原子的核电荷数依次增多 B．原子量依次增大 C．原子核外次外层电子数依次增多 D．原子核外电子层数依次增多 【答案】D 【解析】由于氟、氯、溴、碘原子核外最外层电子数相等，电子层数依次增多，原子核对最外层电子数的吸引能力逐渐减弱，导致氟、氯、溴、碘金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，因此氟、氯、溴、碘性质上差异的主要原因是原子核外电子层数依次增多，故选D。 3．根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是（B）. 事实推测 A Mg与水反应缓慢，Ca与水反应较快Ba（ⅡA族）与水反应更快 B Si是半导体材料，同族Ge也是半导体材料IV A族的元素都是半导体材料 C HCl在1500℃时分解，HI在230℃时分解HBr的分解温度介于二者之间 D P与H2高温时反应，S与H2加热时反应Cl2与H2在光照或点燃时反应

A.A B.B C.C D.D 【答案】B 【解析】A、Mg、Ca、Ba属于同主族，且金属性逐渐增强，Mg与水反应缓慢，Ca与水反应较快，则推测出Ba与水反应更快，故A不符合题意；B、半导体材料在元素周期表金属与非金属分界线两侧寻找，所以IV A族的元素如C等不一定是半导体材料，故B符合题意；C、Cl、Br、I属于同主族，且原子半径依次增大，非金属性Cl>Br>I，HCl在1500℃时分解，HI在230℃时分解，HBr的分解温度介于二者之间，故C 不符合题意；D、非金属性：Cl>S>P，P与H2高温时反应，S与H2加热时反应，推出Cl2与H2在光照或点燃时反应，故D不符合题意；答案选B。 4．短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，元素X的一种高硬度单质是宝石，Y2+的电子层结构与Ne相同，Z的质子数为偶数，室温下M 的单质为淡黄色固体，下列有关说法正确的是(A) A.Y单质能在X的最高价氧化物中燃烧，发生置换反应 B.X、Z、M 的最简单气态氢化物的热稳定性依次增强 C.X、Y、Z、M的原子半径依次减小 D.化合物的熔点高于化合物YM的熔点 【答案】A 【解析】短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，元素X的一种高硬度单质是宝石，则X为C元素；Y2+的电子层结构与Ne相同，则Y为Mg；室温下M 的单质为淡黄色固体，则M为S；而Z的原子序数大于Mg而小于S，且质子数为偶数，则Z为Si，根据分析可知：X为C，Y为Mg，Z为Si，M为S 元素。A．金属Mg与二氧化碳发生置换反应生成MgO和C，选项A正确；B．非金属性Si＜C＜S，则简单氢化物的热稳定性Z＜X＜M，选项B错误；C．同一周期从左向右原子半径逐渐减小，同一主族从上到下原子半径逐渐增大，则原子半径Mg＞Si＞S＞C，选项C错误；D．XM2为CS2，YM为MgS，二硫化碳为分子晶体，MgS为离子晶体，则熔点：CS2＜MgS，选项D错误；答案选A。 5．根据元素周期表和周期律，下列推断正确的是（B） A.HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强 B.KOH的碱性比NaOH的碱性强 C.HBrO4酸性比HClO4强 D.Na的金属性比Al的弱 【答案】B 【解析】A、元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定，非金属性Cl＞Br＞I，所以氢化物稳定性HCl＞HBr＞HI，选项A错误；B、元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性K＞Na，故KOH的碱性比NaOH的碱性强，选项B正确； C、非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性Cl＞Br，故HBrO4酸性比HClO4弱，

元素周期律第二课时 教学设计

元素周期律教案第二课时（人教版必修II） 三维目标 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，培养学生实验技能。 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，培养学生探究能力。 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 教学重点 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。 教学难点 探究能力的培养 教具准备 多媒体课件、实物投影仪。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。 教学过程 [新课导入] 师：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？ 学生回答 【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。 【思考交流】如何判断元素金属性强弱？ 请2-3名学生回答，之后，教师总结[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。 实验一.Mg、Al和水的反应

元素周期律(第二课时)金属性递变规律

元素周期律（第二课时）金属性递 变规律 元素周期律(第二课时)金属性递变规律 课堂观察研究案例 安徽省教育科学研究院夏建华 一、教学设计 ［教学目标］ ⑴?知识与技能： ①.能描述原子的结构异同，知道同主族金属元素原子结构递变规律。 ②.通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。认识原子结构相似的一族元素在化学性质上表现出的相似性和递变性。 ③.学会用实验现象推测金属性递变规律。 (2).过程与方法： ①.通过查找元素周期表发现史，学会运用查阅资料获取信息。 ②.通过分析和处理数据得出结论，形成概念，发现规律的思维方法。 ③.在元素周期律的教学中，体验科学探究的过程，学习运用以实验为基础的实证研究方法。 ④通过交流讨论，培养学生敢于质疑、合作解决问题的意识。 (3).情感态度与价值观： ①.在元素周期律的教学中，通过探究规律，体验科学探究的艰辛和喜悦，感受化学世界的奇妙与和谐。 ②.设计多种交流和探究活动，在活动中培养严谨求实的科学态度。 ［教学重、难点］ 元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的重要工具。元素周期表在第一节已经有详细的介绍，学生已经知道了元素周期表的大体结构，并会用元素周期表

查找常见元素的相关知识，但对元素性质及其在周期表中的位置与原子结构的关系还没有更深的理解。因此，本节教学的主要目的在于帮助学生能够从原子结构的角度进一步认识元素周期律。 教学重点： (1).元素在元素周期表中的位置、原子结构及其性质的递变规律。 (2).元素性质和原子结构的关系。 教学难点： (1).元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。 (2).元素周期律的涵义和实质，元素性质与原子结构的关系。 ［学情分析］ 学生在初三对原子结构和元素周期表都有初步了解，在必修2第一节中对原子结构和元素周期表又有了一个比较详细的认识。但在学习中较多是用机械记忆的方法，对知识的理解不够深刻，易遗忘，解决实际问题的能力较低。本节内容在如何激发学生的学习兴趣，如何引导学生从方法的高度来构建知识体系便成为教学设计的关键。 ［教学过程］ ［投影］18世纪中叶至19世纪中叶的一百年间，一系列新元素不断被发现。关许这些元素的性质，也积累的相当丰富。但使科学家们不断追寻和探索的，却是这些元素之间的内在联系。 让我们记住一个个令人起敬的名字和他们的发现：1789 年法国拉瓦锡提出四类元素分类法 1829 年法国德贝莱纳提出三元素组学说 1864 年德国边耶尔发表八兀糸表 1865 年英国纽兰兹提出兀素八首律 1869 年俄国门捷列夫发现元素周 期律

2020版高中化学 第一章 物质结构元素周期律 第二节 第2课时 元素周期律作业(含解析)新人教版必修2

元素周期律 1.W粒子的结构示意图如图所示，下列关于它的说法不正确的是( ) A．y＝2 B．若x＝18，则z＝8 C．若x＝14，则其氢化物的化学式为H2W D．若x＝17，则其最高价氧化物的化学式为W2O7 解析：x＝14时，W是Si原子，气态氢化物的化学式为SiH4。 答案：C 2．下列关于元素周期律的叙述不正确的是( ) A．除第一周期外，随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现D．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 解析：F元素无＋7价，而且负价是－4→－1价的重复出现，C错。 答案：C 3．对于第二周期元素从左到右(稀有气体元素除外)，下列说法中不正确的是( ) A．原子半径逐渐减小 B．最外层电子数逐渐增多 C．最高正化合价逐渐升高 D．元素的非金属性逐渐增强 解析：O、F没有＋6、＋7价。 答案：C 4．A、B、C三种元素的原子序数依次为a、b、c，它们的离子A n＋、B n－、C m－具有相同的电子层结构，且n＞m，则下列关系正确的是( ) A．a＞b＞c B．a＞c＞b C．a＝b＋m＋n D．a＝c－n－m 解析：据题意可知A、B、C三种元素在元素周期表中的相对位置为 B C A ，故原子序数 的关系为：a＞c＞b，B正确。 答案：B 5．下列排列顺序正确的是( ) ①热稳定性：H2O＞HF＞H2S ②原子半径：Na＞Mg＞O ③酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4

④结合质子能力：OH－＞Cl－ A．①③ B．②④ C．①④ D．②③ 解析：热稳定性：HF＞H2O＞H2S，①错误；酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，③错误。结合质子的能力就是与氢离子反应的能力，OH－容易与H＋反应生成水，④正确。 答案：B 6．几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表： A．离子半径大小：r(M3＋)＞r(T2－) B．R的氧化物对应的水化物可能具有两性 C．X单质在氧气中燃烧生成XO3 D．L、X形成的简单离子核外电子数相等 解析：根据表格中元素的化合价和原子的半径，可以推出L为镁，M为铝，X为硫，R为铍，T 为氧。A项中r(M3＋)HCl>HBr>HI知C项不正确；碱