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。

元素周期律教学设计

元素周期律教案（第一课时） 教学目标： 知识技能：让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；了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律；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。 过程与方法：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。 情感态度价值观：结合元素周期律的学习，帮助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。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。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。 教材分析： 《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。学情分析： 本节课针对的是高一学生，从认知思维特点上看，该年龄段的学生思维敏捷、活跃，但抽象思维能力薄弱。“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。

(完整版)高中化学选修3知识点总结

高中化学选修3知识点总结 二、复习要点 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。 2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 （1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。 （2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 （1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 （2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。 （3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 （4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 （5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=n s能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。 （1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律

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。

(完整版)元素周期律教案(详细)

元素周期律教案 一、教材分析 本教材是利用已经学过的简单的元素以其化合物，如碱金属和卤素两类元素的知识，以及原子结构的理论知识，在此基础上引导学生揭示元素周期律和原子结构关系，从而揭示出元素周期律的实质。 二、教学目标 知识与技能方面： 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。 过程与方法方面：通过学习元素周期律，培养学生的空间想象能力、归纳总结能力、类比推理能力。 情感态度与价值观方面：通过引导观察比较，对比归纳的方法增强学生的学习兴趣和学习自信。 三、教学重点和难点 了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金属性的周期性变化是本节课的教学重点。认识元素性质周期性变化是元素核外电子排布周期性变化的结果，理解元素周期律的实质则是本节课的教学难点。四、教学方法 本节课将采用启发式教学和引导讨论式的教学方法。 五、教学过程

教学 环节 教师活动学生活动设计意图 环节一：导入新课[讲述]我们在上学期已经学习了碱金属和卤素，同 学们你们回忆一下你们在学习这两节内容知道了什 么？有没有什么规律可循呢？ [回答]碱金属 都有金属性，而 且金属性强弱 不同。卤素都具 有氧化性，但氧 化性的强弱不 同。 情境创设， 导入新课 使学生容 易接受 过渡[讲述]同学们总结的很好。卤素不但性质相似结构 也相似。那么除了碱金属和卤素有规律可寻外其他 元素是否也有规律可寻呢？迄今世界上已经发现了 一般多种元素，那么这一般多种元素是否也同样有 相似之处呢？这些元素的原子结构和性质有关系 吗？今天就让我来带领大家学习一下关于元素周期 律的知识。 [倾听]为学习元 素周期律 做了更好 的铺垫 环节二：观察元素周期表找到规律[提问]首先让同学们来观察一下这个元素周期表， 从周期表里面大家能观察到有什么规律可寻吗？请 大家仔细观察然后给我说说你们观察到了什么？ [提问]同学们说的很正确，它们的化合价和半径都 有变化，那么它们是有规律的变化还是没有规律的 变化呢？ [讲述]对，同学们分析的很到位，我们发现随着原 子序数，原子核外电子排布也在发生变化。首先我 要告诉同学们我们把元素周期表的数列我们叫做主 族，我们把同一行叫做同一周期。下面大家再看看 这张表格。这是我们通过观察图片就能得到的信息。 从上面的表格中我们知道了，同一周期原子半径逐 [回答]它们的 化合价有变化， 它们的半径有 变化。 [回答]它们的 化合价有正负， 而且从左边大 多都是正价，右 边大多都是负 价，最后面的一 竖列都是0价。 通过观察 元素周期 表获得一 些元素周 期变化的 规律。

元素周期律教学设计

高一化学第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（第二课时）教学设计 杨柳青一中刘新2011.3 一、课前四问 （一）我打算这节课让学生获得什么？ 【教学目标】 1.知识与技能：掌握原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。 2.过程与方法：运用实验探究、数据分析认识元素性质变化的规律性；通过结构与性质关系的剖析，培养学生的逻辑思维能力。 3.情感态度与价值观：模拟周期律的发现过程，体会科学发现的艰辛；引导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。 【教材分析】 本节课是人教版化学必修2 第一章《物质结构元素周期律》中第二节《元素周期律》的第二课时内容。这是对化学必修1所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论上进一步理解，同时也是学生继续学习化学的理论指导，因此起着承上启下的作用。 【学情分析】 学生在初中的学习中已初步认识原子的构成、1-18号元素原子的核外电子排布，对元素周期表也有了最基本的认识，通过高中《化学1》的学习学生对原子的结构又有了进一步认识，所以学生已基本具备通过原子结构的知识分析归纳元素原子核外电子排布规律的能力，也完全可以通过阅读资料、动手实验等方法探究归纳元素性质周期性变化的一般规律。 （二）我打算多长时间让学生获得？ 本节课知识较为抽象，学生通过讨论、分析、理解、实验需要约38分钟，反馈练习约7分钟。（三）我打算让学生怎么获得？ 教学重难点分析 【重点】原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性的周期性变化 【难点】元素性质与原子结构的内在联系 教学策略的选择与分析 元素周期律属于化学理论知识，基础理论教学具有逻辑性，从教学结构上应当体现教材本身的逻辑系统；要重视理论推理，借助实验和事实分析，应用实验探究法、归纳法和演绎法，培养学生的实验动手能力和逻辑思维能力。 （四）我怎么知道教学达到了我的要求，有多少学生达到了我的要求？ 通过学案导学法，将预习学案提前发给学生并督促学生提前完成。通过课堂师生、生生交流，课堂练习反馈了解学生对知识的掌握情况。 二、教学过程五环节

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。

元素周期律教学设计

元素周期律教学设计 《元素周期律》教学设计 无锡市荡口中学陆静娟 【教材分析】 1(《化学课程标准》的要求:结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。 2(教材分析:本节课是江苏版化学必修2专题1第一单元《核外电子排布与周期律》的“元素周期律”的教学内容。专题1《微观结构与物质的多样性》着力引导学生从结构的角度去认识和把握物质的性质，进而逐步展现化学学科中“结构—性质—用途”的主线，是《化学1》相关内容的深化和拓展。本单元是在江苏版化学必修1专题1第三单元《人类对原子结构的认识》的基础上进一步认识学习元素性质和原子结构的关系，从而认识元素性质周期性变化的规律。 【学情分析】 学生在初中的学习中已初步认识原子的构成、原子核外电子的排布规律，对元素周期表也有了最基本的认识，通过高中《化学1》的学习学生对原子的结构又有了进一步认识，所以学生已基本具备通过原子结构的知识分析归纳元素原子核外电子排布规律的能力，也完全可以通过阅读资料、动手实验等方法探究归纳元素性质周期性变化的一般规律。 【设计思路】 通过核电荷数1~18号元素原子结构示意图设置情景，让学生在比较这些元素原子结构异同的基础上，激发学生认识原子结构和元素性质的关系。通过实验探究的方法探讨元素性质随元素核电荷数递增的变化规律。 创设问题情境?分析处理素材?交流讨论?得出规律

【教学目标】 1(运用实验探究、结合有关数据认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。 2(模拟周期律的发现过程，体会科学发现的艰辛。 3(引导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。 【重点难点】 1 原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律 【课时安排】2课时 【教学方法】自学和讨论、实验探究、数据分析 【教学过程】 教师活动学生活动教学意图 [引入]门捷列夫制定元素周期表的依据讨论、交流创设情境，是什么,元素周期表中各元素之间有无引起学生规律可循呢,这节课我们就来学习元素学习的兴周期律。趣。 [板书]元素周期律 [引导和提问] 画核电荷数1~18号元复习旧知1(请同学们画出核电荷数1~18元素的素的原子结构示意图。识，引发新原子结构示意图。寻找规律。知识。 归纳、回答: 从学生熟 1~2号元素:电子层数悉的元素 相同，都是1，最外电入手，增强 子层上的电子数从1到学生对新2(试着寻找各元素原子核外电子排布的2。 知识的亲规律。 3~10号元素:电子层数切感，培养

物质结构与元素周期律专题复习教案

物质结构与元素周期律 一、原子的构成 1、原子： 2、两个关系式： （1）核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数＝原子序数。 （2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）。 【例 1】某元素的一种核素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1H原子组成H m X分子，在a g H m X分子中含质子的物质的量是() 二、核外电子排布 1、电子运动特点：①较小空间；②高速；③无确定轨道。 2、电子云：表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子的多少。 3、电子层：根据电子能量高低及其运动区域不同，将核外空间分成个电子层。 表示：层数 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q n值越大，电子运动离核越远，电子能量越高。电子层实际上并不存在。 4、能量最低原理：电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后排布在能量稍 高的电子层，即电子由内而外逐层排布。 5、排布规律：①各电子层最多容纳的电子数目是个。 ②最外层电子数不超过个。（K层为最外层时不超过2个） ③次外层电子数不超过个，倒数第三层电子数不超过32个。 6、表示方法： ①原子、离子结构示意图。 ②原子、离子的电子式。

三、电子式的书写 【例 2】下列化学用语中，书写错误的是( )

根据元素周期律，把相同的各种元素，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， 这样得到的表就叫做元素周期表。 1、编排依据 （1）按原子序数递增的顺序从左到右排列。 （2）将电子层数相同的元素排成一个横行，得到。 （3）把最外层电子数相同的元素排成一个纵行，得到。 2、结构 短周期：1、2、3 周期（7个横行）长周期：4、5、6 不完全周期：7 7个主族：ⅠA～ⅦA 族（18个纵行）7个副族：ⅠB～ⅦB 16个族第Ⅷ族 零族（稀有气体） 【例 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x，则乙的原子序数不可能是() A．x＋2B．x＋4 C．x＋8 D．x＋18 【例 4】若甲、乙分别是同一周期的ⅡA和ⅢA元素，原子序数分别为m和n，则下列关于m 和n的关系不正确的是 ( ) A．n＝m＋1 B．n＝m＋18 C．n＝m＋25 D．n＝m＋11 【例 5】下列叙述中正确的是() A．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B．除短周期外，其他周期均有18种元素 C．副族元素中没有非金属元素 D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素

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）

2017-2018学年高中化学选修三课时跟踪检测四 元素周期律 含解析 精品

课时跟踪检测（四）元素周期律 1．下列关于微观粒子半径的说法正确的是() A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径 B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同 C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大 D．原子序数越大，原子半径越大 解析：选C由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故第三周期ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)＞r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径。原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是周期性变化。 2．下列各组原子中，第一电离能前者大于后者的是() A．S和P B．Mg和Al C．Na和Mg D．Ne和He 解析：选B S和P的价电子构型分别为3s23p4和3s23p3，由于P原子p轨道处于半充满状态，较稳定，所以I1(S)＜I1(P)。Na、Mg和Al的价电子构型分别为3s1、3s2、3s22p1，镁原子s轨道处于全充满状态，故其第一电离能最大；D项中He与Ne同族，I1(He)＞I1(Ne)。 3．下列有关电离能的说法中，正确的是() A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量 C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大 D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价 解析：选D第一电离能是气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量；元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；从总的变化趋势上看，同一周期中元素的第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如I1(N)＞I1(O)。 4．如图表示前20号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量的变化关系，其中A、B、C各点表示的元素是()

(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

高二化学选修三同步配套练习试题 1.2.2 元素周期律

1.2 原子结构与元素的性质第2课时元素周期律 练基础落实 知识点1 原子半径的周期性变化 1.下列元素原子半径依次增大的是( ) A.C、N、O、F B.Mg、Al、Si、S C.B、Be、Mg、Na D.Mg、Na、K、Ca 2.按原子半径由小到大的顺序排列正确的是( ) A.Mg、B、Al B.Al、Mg、B C.Mg、Al、B D.B、Al、Mg 知识点2 电离能及其变化规律 3.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( ) A.K、Na、Li B.Al、Mg、Na C.N、O、C D.C l、S、P 4.同周期有下列电子排布式的原子中，第一电离能最小的是( ) A.n s2n p3 B.n s2n p4 C.n s2n p5 D.n s2n p6 知识点3 电负性及其变化规律 5.下列关系中正确的是( ) A.电负性O＞S＞As，原子半径r(O)＜r(S)＜r(As) B.电负性O＜S＜As，原子半径r(O)＜r(S)＜r(As) C.电负性O＜S＜As，原子半径r(O)＞r(S)＞r(As) D.电负性O＞S＞As，原子半径r(O)＞r(S)＞r(As) 6.下列各组元素按电负性大小的顺序排列，正确的是( ) A.F＞N＞O B.O＞Cl＞F C.As＞P＞H D.Cl＞S＞As 7.不能说明X的电负性比Y的大的是( ) A.与H2化合时X单质比Y单质容易 B.X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强 C.X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多 D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 练方法技巧

第二节元素周期律 (第三课时)

第二节元素周期律(第三课时) 【学习目标】（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的位置关系。 【基础知识】 一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 位 构性 【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（） A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多 B、X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低 C、X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 D、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 思考：1、标出下列有下划线元素的化合价：NaCl MgCl2AlCl3H2SiO3H3PO4H2SO4 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＝＝＝ 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：。 【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：。 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 【练习】Ra（镭）是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列说法不正确的是（） A、原子半径是第ⅡA族中最大的 B、遇冷水能剧烈反应 C、位于第七周期 D、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。 【自主探究】 (08年海南高考卷)根据元素周期表1—20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 (1)、属于金属元素的有________种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有 ___________(填两种化合物的化学式)； (2)、属于稀有气体的是___________(填元素符号，下同)； (3)、形成化合物种类最多的两种元素是__________________； (4)、第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外)___________； (5)、推测Si、N最简单氢化物的稳定性_____大于_____(填化学式)。 【自我测试】 1．元素周期表里金属元素和非金属元素分界线附近的元素可能用于 ( ) A．制新农药 B．制半导体材料 C．制新医用药物 D．制高温合金 2．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 3．某元素x的最高价含氧酸的化学式为H n XO2n-2：，则在某气态氢化物中，x元素的化合价为 ( ) A．一(12—5n) B．一(12—3n) C．一(6—3n) D．一(10一n) 4．X、Y、Z三种元素原子具有相同的电子层数，x的最高价氧化物对应水化物呈碱性，Y的最高价氧化物对应水化物呈酸性，而z的最高价氧化物对应水化物呈两性，则它们的原子序数逐渐增加的顺序是 ( ) A．X、Y、Z B．X、Z、Y C．Z、Y、X D．Y、Z、X 5．下列叙述能说明金属A比金属B更活泼的是 ( ) 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原子多 C．1 mol A从酸中置换出的H：比l mol B多 D．常温下，A能从水中置换出氢气，而B不能 6．下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。下列叙述中正确的是 ( )

《元素周期律教学设计》

元素周期律 一、教材分析 本课题有三大核心价值 学科知识的建构价值：本课与《化学1》的内容相衔接，从具有元素化合物的学习进入物质的微观世界，以元素周期律为线索，进一步学习和解决三大核心问题，即什么是元素周期律？元素周期律的本质原因是什么？学习元素周期律的意义？通过学习，将进一步探索微观结构与元素性质的关系，为后续从微观结构角度认识物质多样性起奠基作用。 学生认识方式发展价值：通过本课的学习，帮助学生在所学的元素化合物知识的基础上，初步建立物质的微粒观，认识元素及其化合物的性质决定于它的结构。通过归纳和演绎的方法，发展学生逻辑思维能力，建立起结构递变，性质递变的认知模型。 学生认知情感价值：元素周期律对于科学研究具有重要的指导意义，学生通过对元素周期律的学习，认识化学理论对化学实践的指导意义，感受化学世界所体现的对立和统一，认识科学家对化学学科发展的贡献，感悟科学发现和研究的艰辛，激发学生研究化学科学的激情。 根据新课程标准和材料内容分析，考虑到学生已有的认知结构、心理特征及生活经验，制定如下学习目标： 目标1：通过性质实验、资料阅读与分析，探究随着元素核电荷数递增，元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、元素的金属性和非金属性等的递变规律，认识元素周期律。 目标2：通过实验探究培养学生通过实验现象分析、探索元素性质规律的能力。 目标3：通过元素周期律的发现历程，了解元素周期律的意义，领悟科学发现的意义，培养科学精神。树立由量变到质变的辩证唯物主义观点。 重点：元素性质的递变规律 难点：同周期、同主族元素性质的递变规律 二、教学过程设计 为了突破重点和难点，达成以上学习目标，我在教学过程中设置了五大学习任务：任务1：感知最外层电子数呈周期性变化 学习活动： 2019年的到来非常的开心，因为联合国会议上宣布2019年“国际化学元素周期表年”以此纪念元素周期表诞生150周年，1869年门捷列夫发现元素周期律，从此揭开元素间联系和规律的神秘面纱，使化学学科乃至科学学科进入高速发展的阶段。今天这节课就让我们在前人的研究基础上结合我们具体的实际情况，初步了解和学习元素周期律。 设计意图：创设情景，激发学习兴趣，明确学习课程，导入新课，诊断学生对信息社会的关注水平。 教师投影展示1-18号元素原子结构示意图。学生完成任务，在白板上摆出1-18号原子的最外层电子数。根据图表总结出原子最外层电子数随核电荷数递增的变化规律。 目的：让学生自主生长核外电子排布周期性变化的规律，诊断并发展证据推理、模型认知的水平素养。 任务2：感知元素原子半径呈现周期性变化 学习活动： 1、展示3-9号、11-17号元素的原子半径数据表格（稀有气体除外）。在书本（P4）

高中必修二人教版元素周期律教案

元素周期律·教案 一、教材分析 元素周期律是对元素性质呈现周期性变化的实质的解释，教材将原子结构与元素性质的关系以及元素周期律作为重点内容，在学习碱金属元素和卤族元素为代表的同主族元素性质相似性和递变性的基础上，以第三周期元素为代表，介绍元素周期律。通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，知道元素的性质变化具有周期性以及引起其周期性变化的实质，实现有感性认识上升到理性认识，最后将元素性质、原子结构、元素周期表等内容将结合起来，归纳总结有关的化学基本理论。 二、学情分析 掌握元素周期律，学生可对物质的性质进行归类、类比、推测，避免学生对元素化合物知识死记硬背。对学生而言，元素周期律是一把开启化学思维大门的金钥匙，它能指导学生有规律的、轻松的掌握元素化合物性质，并能进一步探究元素化合物的性质。 学生已经学习钠、铝、硅、氯、硫、氮等元素化合物的知识，为元素周期律的学习提供了充分的感性资料；第一节也学习了原子结构和周期表的结构，并在通过实验探究得出同主族元素性质的相似性和递变规律以及证明元素的金属性和非金属性强弱的方法，已经初步掌握理论知识的推导方法，对原子结构与元素化学性质之间的关系有一定的认识，这为学习元素周期律打下一定的基础。 三、教学目标 知识与技能 1．了解原子核外电子排布的一般规律。 2．掌握元素周期律的涵义。 3．了解原子结构与元素性质的关系，能根据原子结构、元素周期表进行一般元素化合物性质的推断，也能根据元素周期律对某些元素化合物性质进行解释。 4．初步了解元素周期表、元素周期律的应用。 过程与方法 1．利用教材的科学探究1栏目，用图表来表示原子序数与原子的最外层电子数，元素的原子半径，元素的常见最高正化合价和最低负化合价的关系，指导学生归纳得出元素周期律。 2．通过对Na、Mg、Al与水、酸反应的实验现象的观察和分析，初步体会从实验现象分析上升到理论知识的理性思维过程。 3．初步了解探究实验的基本思路，初步了解“对比”实验中“控制变量”的思维。 4．利用教材的科学探究2栏目，培养学生分析问题、利用已学知识解决问题的能力，体会透过现象看本质的科学方法，培养整合知识的能力以及逻辑推断能力。 情感态度与价值观

高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结

高中化学 选修3知识点总结 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s 、p 、d 、f ，能 量由低到高依次为s 、p 、d 、f 。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s 、p 、d 、f ……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 ：能层的序数）。 n （22n 每能层所容纳的最多电子数是：

2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分 布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式 的主要依据之一。 （3）不同能层的能级有交错现象，如E （3d ）＞E （4s ）、E （4d ）＞E （5s ）、E （5d ）＞E （6s ）、E （6d ）＞E （7s ）、E （4f ）＞E （5p ）、E （4f ）＞E （6s ）等。原 子轨道的能量关系是：ns ＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目 对应着每个周期的元素数目。 ；最 2 n 2根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子 跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定 元素。 3、电子云与原子轨道