2-第1课时 元素周期律

专题5 微观结构与物质的多样性

第一单元元素周期律和元素周期表

第1课时元素周期律

基础过关练

题组一原子结构的周期性变化

1.元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的本质是( )

A.元素的相对原子质量逐渐增大,量变引起质变

B.原子的电子层数增多

C.原子核外电子排布呈周期性变化

D.原子半径呈周期性变化

2.核电荷数为16的元素的原子和核电荷数为4的元素的原子相比较,下列数据前者是后者4倍的是( )

①电子数

②最外层电子数

③电子层数

④次外层电子数

A.①④

B.①③④

C.①②④

D.①②③④

3.已知:

N O Si P 原子结构

示意图

原子半径0.70 0.66 1.17 r

(10-10 m)

根据以上数据,推断磷原子的半径r可能是( )

A.1.43

B.1.10

C.1.20

D.0.70

4.下列各组粒子,按半径由大到小顺序排列的是( )

A.Mg、Ca、K、Na

B.S2-、Cl-、K+、Na+

C.Br-、Br、Cl、S

D.Na+、Al3+、Cl-、F-

题组二元素化合价及递变规律

5.下列各组元素中,按最高正化合价递增顺序排列的是( )

①C、N、F

②Na、Mg、Al

③F、Cl、Br

④P、S、Cl

A.①③

B.②④

C.①④

D.②③

6.某元素R的原子序数小于18,该元素的原子得到1个电子后形成具有稀有气体元素原子的电子层结构的离子,该元素可形成含氧酸HRO3,下列说法中正确的是( )

①R元素的最高正价是+5价

②R元素还可以形成其他含氧酸

③R元素原子的最外层电子数为7

④R元素的原子序数为7

A.①②

B.②③

C.③④

D.①④

7.前20号元素中,A元素的最高正价和最低负价的绝对值之差为6,B元素和A元素的原子次外层都有8个电子,BA2在水溶液中电离出电子层结构相同的离子,则BA2是( )

A.MgF2

B.CaCl2

C.K2S

D.Na2O

题组三元素金属性、非金属性强弱的比较

8.下列说法正确的是( )

A.原子的半径越小,其原子序数越大

B.最外层电子数少的原子一定比最外层电子数多的原子易失电子

C.元素金属性、非金属性强弱取决于其原子核外电子的排布情况

D.元素的化合价越高,其金属性越强

9.下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强的有( )

①HCl比H2S稳定

②S2-还原性比Cl-强

③Cl2能与H2S反应生成S

④HCl的溶解度比H2S大

⑤相同条件下,Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS

⑥HCl的酸性比H2S强

A.2项

B.3项

C.4项

D.5项

10.下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是( )

A.根据金属失去电子的数目来判断,失去电子较多的元素金属性较强

B.用Na置换MgCl2溶液中的Mg,来验证钠元素的金属性强于镁元素

C.Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应,可说明元素金属性:Al>Mg

D.碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,可说明钠、镁、铝元素金属性依次减弱

11.下列事实与推论相符的是( )

选项事实推论

A H2O的沸点比H2S的沸点高非金属性:O>S

B 盐酸的酸性比H2SO3的酸性强非金属性:Cl>S

C 钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈金属性:Na>K

D HF的热稳定性比HCl的强非金属性:F>Cl

题组四元素周期律

12.下列有关性质的比较,不能用元素周期律解释的是( )

A.碱性:NaOH>Mg(OH)2

B.热稳定性:Na2CO3>NaHCO3

C.酸性:H2SO4>H3PO4

D.气态氢化物的稳定性:HF>HCl

13.下列有关性质比较错误的是( )

A.非金属性:Cl>S>P

B.还原性:Na>Mg>Al

C.酸性:H2SO4>H3PO4>HClO4

D.稳定性:HCl>H2S>PH3

14.下列说法正确的是( )

A.Li、Be、B原子半径依次增大

B.Cl、Br、I含氧酸的酸性依次减弱

C.Na与Na+化学性质相同

D.714N与715N得电子能力相同

15.回答下列问题:

(1)研究表明26Al可以衰变为26Mg,可以比较这两种元素金属性强弱的方法是(填字母,下同)。

a.比较这两种元素的单质的硬度和熔点

b.Mg(OH)2属于中强碱,Al(OH)3属于两性氢氧化物

c.将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用,并滴入酚酞溶液

d.将空气中放置已久的这两种元素的单质分别和热水作用

(2)某同学认为铝有一定的非金属性,下列化学反应中,你认为能支持该同学观点的是。

a.铝片与盐酸反应放出氢气

b.氢氧化铝溶于强碱溶液

c.氢氧化铝溶于强酸溶液

16.某同学做元素周期律性质递变规律实验时,自己设计了一套实验方案,并记录了有关实验现象如下表(记录现象时随手记在了纸片上,不对应,需整理):

实验方案实验现象

①用砂纸打磨后的镁带与沸水反应,再向反应液中滴加酚酞溶液A.浮于水面,熔成小球,在水面上无定向移动并随之消失,溶液变成红色

②向新制的H2S饱和溶液中滴加新制的氯水B.产生大量气体,可在空气中燃烧,溶液变成浅红色

③钠与滴有酚酞溶液的冷水反应C.反应不剧烈,产生的气体可以在空气中燃烧

④用砂纸打磨后的镁带与2 mol·L-1 D.剧烈反应,产生的气体可以在空气中燃

的盐酸反应烧

⑤用砂纸打磨后的铝条与2 mol·L-1

的盐酸反应

E.生成白色胶状沉淀,继而沉淀消失

⑥向氯化铝溶液中滴加氢氧化钠溶

液

F.生成淡黄色沉淀

请帮助该同学整理并完成实验报告。

(1)实验目的:

。

(2)实验用品: 、、砂纸、镊子、小刀、等。

(3)实验内容:

实验方案(填序号) 实验现象

(填字母)

有关化学方程式

③

B ④

⑤

E

F

(4)实验结论:

金属性: 。

非金属性: 。

答案全解全析

基础过关练

1.C

2.A

3.B

4.B

5.B

6.B

7.B

8.C

9.A 10.D 11.D 12.B 13.C 14.D

1.C 考查元素周期律的本质,明确结构决定性质的规律。

2.A 原子中,核外电子数等于核电荷数,①正确;核电荷数为16的元素的原子最外层有6个电子,核电荷数为4的元素的原子最外层有2个电子,②错误;电子层数分别为3、2,③错误;次外层电子数分别为8、2,④正确。

3.B P与N最外层电子数相同,原子序数:P>N,则r>0.70,P与Si电子层数相同,原子序数:P>Si,则r<1.17,故0.70

4.B K、Ca比Na、Mg多1个电子层,故有r(K)>r(Ca)>r(Na)>r(Mg),A错误;S2-、Cl-、K+核外电子排布相同,核电荷数越小,离子半径越大,又因K+比Na+多1个电子层,故有r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Na+),B正确;Br-比Br多1个电子,Br比Cl多1个电子层,故r(Br-)>r(Br)>r(Cl),但r(Cl)r(F-)>r(Na+)>r(Al3+),D错误。

5.B 主族元素原子的最外层电子数等于其最高正化合价数,但要注意氟元素无正价,氧元素无最高正价。

6.B 根据题意,R元素的原子获得1个电子后变成具有稀有气体元素原子的电子层结构的离子,且原子序数小于18,表明R可能为H、F或者Cl,最外层电子数为1或7,最高正价为+1价(此时R为H)或+7价(此时R为Cl)。又由于R元素可形成

含氧酸HRO3,则R元素只能是Cl,HRO3为HClO3,还可以形成HClO4、HClO等含氧酸。B项正确。

7.B A元素最高正价和最低负价绝对值之差为6,则A元素原子最外层有7个电子,且次外层有8个电子,故A元素为Cl;BA2在水溶液中电离出电子层结构相同的

离子,则BA2只能是CaCl2。B项正确。

8.C 氢原子的半径最小,原子序数也最小,A项错误;氢原子比Mg、Ca等活泼金属

原子失电子能力弱,B项错误;元素的化合价与金属性强弱没有必然联系,D项错误。

9.A ①HCl比H2S稳定,则非金属性:Cl>S;②阴离子的还原性越强,元素的非金属

性越弱,S2-还原性比Cl-强,则非金属性:Cl>S;③Cl2能与H2S反应生成S,氧化剂的

氧化性大于氧化产物的氧化性,即氧化性:Cl2>S,非金属性:Cl>S;④溶解度属于物

理性质,与元素的非金属性无关,不能确定元素的非金属性强弱;⑤Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS,则Cl得电子的能力比S强,非金属性:Cl>S;⑥元

素的非金属性越强,对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强,HCl的酸性比H2S

的酸性强,不能说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强。

10.D 根据金属失去电子的难易程度来判断金属性强弱,金属越容易失去电子,金

属性越强,与失去电子的数目没有必然联系,A项错误;Na与MgCl2溶液中的水反应

生成NaOH,不能置换出Mg,B项错误;不能根据金属与碱溶液的反应来判断金属性

的强弱,C项错误;可以根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较金属性的强弱,D项正确。

11.D 物质沸点的高低与元素的非金属性强弱无关,A项错误;HCl是无氧酸,H2SO3

不是S的最高价含氧酸,不能证明非金属性:Cl>S,B项错误;元素的金属性越强,其

单质与水或酸反应越剧烈,钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈,则金属

性:K>Na,C项错误;元素的非金属性越强,其简单氢化物的热稳定性越强,HF的热稳定性比HCl的强,则非金属性:F>Cl,D项正确。

12.B 根据元素周期律,同一周期元素从左到右,金属性减弱,对应的最高价氧化物的水化物的碱性减弱,所以NaOH的碱性强于Mg(OH)2,A项正确;元素非金属性越强,对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强,所以H3PO4的酸性弱于H2SO4,C项正确;同一主族元素从上到下,非金属性减弱,对应的气态氢化物的稳定性减弱,所以HF的稳定性强于HCl,D项正确;盐的热稳定性比较不属于元素周期律的范畴,B项错误。

13.C 元素金属性越强,单质还原性越强,其单质与酸或水反应越剧烈,最高价氧化物对应水化物的碱性越强;元素非金属性越强,其单质与氢气化合越剧烈,生成的氢化物越稳定,最高价氧化物对应水化物的酸性越强。

14.D Li、Be、B三种元素位于同一周期,从左到右,原子半径依次减小,A项错误;Cl、Br、I三种元素的非金属性依次减弱,最高价氧化物对应的水化物的酸性依次减弱,但题目中没有说明是最高价含氧酸,B项错误;Na和Na+最外层电子数不同,化学性质不同,C项错误;714N与715N互为同位素,得电子能力相同,D项正确。

15.答案(1)bc (2)b

解析(1)a项不可以,单质的硬度以及熔、沸点与元素的金属性强弱无关;b项可以,Mg(OH)2比Al(OH)3碱性强,进而说明26Mg比26Al金属性强;c项可以,有镁带的热水中滴入酚酞溶液变为浅红色,有铝片的热水中滴入酚酞溶液不变色,说明镁与热水反应生成了Mg(OH)2,铝与热水反应不明显,证明26Mg比26Al金属性强;d项不可以,在空气中放置已久的镁和铝,都在表面形成了致密的保护膜,使得镁和铝不能与热水接触发生化学反应,则该实验操作不可用作比较镁和铝的金属性强弱。

(2)a项说明铝是较活泼的金属,但不能说明铝具有一定的非金属性;b项能说明铝具有一定的非金属性;c项说明氢氧化铝具有一定的碱性,铝具有金属性。

16.答案(1)验证Na、Mg、Al元素从左到右金属性递减,S、Cl元素从左到右非金属性递增的规律

(2)试管酒精灯胶头滴管

(3)

实验方案(填序号) 实验现象

(填字母)

有关化学方程式

A 2Na+2H2O 2NaOH+H2↑

①Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑

D Mg+2HCl MgCl2+H2↑

C 2Al+6HCl 2AlCl3+3H2↑

⑥AlCl3+3NaOH Al(OH)3↓+3NaCl,Al(OH)3+NaOH NaAlO2+2H2O

②H2S+Cl22HCl+S↓

(4)Na>Mg>Al S

解析①③实验对比可得金属性:Na>Mg;②Cl2能从H2S中置换出硫,可得非金属性:Cl>S;④⑤实验对比可得金属性:Mg>Al。

(2)分析实验可知,需要用到的仪器有试管、酒精灯、砂纸、镊子、小刀、胶头滴管等。

物质的组成与结构测试题

物质的组成与结构测试题 班级姓名得分 一、选择题（每小题一个正确答案） 1、下列有关分子的说法正确的是（） A、分子都是由原子构成的 B、自然界的物质都是由分子构成的 C、分子是保持物质性质的最小粒子 D、物质的热胀冷缩现象是构成物质的分子遇热体积变大遇冷体积变小的缘故。 2、下列有关原子的说法不正确的是（） A、所有原子都是有质子、中子和电子构成的 B、原子的质量主要集中在原子核上 C、原子是化学变化中的最小粒子 D、原子不仅可以构成分子，而且可以直接构成物质。 3、下列有关离子的说法不正确的是（） A、离子都是带电的原子 B、自然界有些物质是由离子构成的 C、阳离子核内质子数大于核外电子数 D、原子失去电子变成阳离子，原子获得电子变成阴离子。 4、下列有关元素的说法不正确的是（） A、不同元素的本质区别是质子数（即核电荷数）不同 B、元素的化学性质由元素原子的最外层电子数决定 C、水（H2O）中含有氢、氧两种元素 D、一个CO2分子中含有1个碳元素和2个氢元素。 5、某些油炸物质中含有致癌物质丙烯酰胺（C3H5ON），下列关于丙烯酰胺的说法中正确的是（） A、丙烯酰胺由3个碳原子、5个氢原子、1个氧原子和1个氮原子构成 B、丙烯酰胺由碳分子、氢分子、氧分子和氮分子构成 C、丙烯酰胺由碳、氢、氧、氮四种元素组成 D、丙烯酰胺属于氧化物 6、市面上出售有“加碘食盐”、“加铁酱油”、“加锌牛奶”等，这里的碘、铁、锌指的是（） A、分子 B、原子 C、离子 D、元素 7、在CO2、SO2、H2O2各10个分子中，含有一样多的（） A、氧分子 B、氧元素 C、氧原子 D、氧离子 8、右图为元素周期表中某元素的信息，以下对信息理解错误的 是（） A、碘元素的核电荷数是53； B、碘元素的元素符号是I； C、碘元素的相对原子质量为126.9； D、碘元素属于金属元素。

第二节元素周期律(第2课时)学案(20200915091648)

学第二节 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, 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: 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 咼考总复习同步训练 导学案 初步了解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而 （二）元素周期律 1. 第三周期元素性质变化规律: 渐 _______ O 2. 同周期元素性质递变规律： 渐 _______ O 3. 元素周期律 （ 从Na 从左 ? C1，金属性逐渐 ■?右，金属性逐渐 ，非金属性逐 ，非金属性逐

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 （二）、和盐酸的反应 （三）（）2的性质 (四) 3 的性质

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 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 U 8. 用廉子结构剂观点说明元素性质随.总干序数的递増而呈同期性变化的回因 答: 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. .原子半径逐渐增人 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 、丫、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：HXO >HYO > HZO.则卜列说法正硝的是 A.气态氢化物的稳定性： HX> HY > ZH B.非金属活泼性：Y v X V 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) 2 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 核电荷数逐渐增大 C. 核外电子排布呈周期性变化 4. 元素的化合价呈周期性变化 2 元素X 的原子核外M 电子层上有3个电子，元素Y 一的离子核外有18个电子，则这 两种元素可形成的化合物为 A. XW B . X 2Y 3 5. A 、B 均为原子序数1?20的元素，已知 A 的原子序数为 2 + 2 n , A 离子比B 离子少 8个电子，则B 的原子序数为 A. n + 4 B .■□+ 6 n + 8 D .n + 10 6. X 、丫 Z 是3种短周期元素，其中 X 、Y 位于同一族, 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 丫原子少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 V Y V X B. Y 元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为 HYO 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

[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

高中化学 1.2元素周期律(第2课时)元素周期律学案 新人教版必修2

元素周期律 1．了解元素原子结构的周期性变化。 2．了解元素性质的周期性变化。 3．理解元素周期律的内容及实质。 4．形成结构决定性质的科学思想。 要点元素周期律 1．元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律。 (1)原子结构的变化规律。 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→22 3～10 2 1→88 11～18 3 1→88 结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化 3～10号元素Li Be B C N O F Ne 原子半径/pm 152 89 82 77 75 74 71 —— 11～18号元素Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm 186 160 143 117 110 102 99 —— 变化趋势 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 原子序数主要化合价的变化 1～2 ＋1―→0 3～10 ＋1―→＋5

2.探究第三周期元素性质的递变规律。 (2)硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律。 从左往右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 3．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的规律。 (2)实质：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。也就是说，由于元素原子结构的周期性变化，引起了元素性质上的周期性变化，这体现了结构

决定性质的规律。 【应用思考】 1．随着原子序数的递增，C、N、O、F的最高正化合价也递增吗？ 提示：不是，因为F无正价，O无最高正化合价。 2．请结合原子结构解释同周期元素随着原子序数的递增，元素性质的递变性。 提示：因同周期元素原子的电子层数相同，但核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。 1．下列关于元素周期律的叙述正确的是(B) A．随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的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 解析：A项错，第一周期和副族元素除外；C项错，金属无负价，O、F无正价；D项错，元素性质的周期性变化的根本原因是原子结构的周期性变化。 2．能说明钠的金属性比镁强的事实是(B) A．钠的硬度比镁小 B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强 C．钠的熔点比镁低 D．Na2O的熔点比MgO低 3．下列说法正确的是(B) A．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强 B．ⅣA族元素的氢化物中，稳定性最好的是CH4 C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小 解析：A项错，H元素是第ⅠA元素，但是它没有金属性；C项错，没有强调最高价非金属氧化物；D项错，同一周期，后面非金属的阴离子的半径比前面金属阳离子的电子层数多，

高中知识思维导图展望高中化学知识

高中知识思维导图 高中化学知识模块 概念与理论化学物质 化学实验 化学计算化化化化化化化化化 化化化化化化化 化化化化化 化化化化化 化化化化 化化化化 化化化化化化化 化化化化化 化化化化化化化化 化化化化化化化 化化化化化化 化化化化化化化化 化化化化化化化 化化化化化化化化化 化化化化化 化化化化化化化化 化化化化化化化化 化化化化化 化化化化化化化化化 一、基本概念与基本理论?物质的分类 物质的分类 混合物 纯净物 单质 化合物 金属单质 非金属单质 稀有气体 同素异形体 无机化合物 有机化合物 ←分子种类不同→ ←分子中原子种类不同,左为同种原子,右为不同中原子→

1、 化学变化类型 化学变化 类型 无机反应 有机反应 化学变化的基本类型(形式) 按有无电子转移划分(本质) 其他 化合反应 分解反应 置换反应 复分解反应 氧化还原反 应 非氧化还原反应 从参加反应的微粒划分 从是否可逆划分 从热效应划分 分子反应 原子反应 可逆反应 不可逆反应 放热反应 吸热反应 一、基本概念与基本理论?化学变化

一、基本概念与基本理论?物质结构

一、基本概念与基本理论?元素周期律核 外电子排布的周期性 元 素 性 质 的 布 周 期 性 元 素 周 期 律 元 素 周 期 表 横：周期 n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7 元素种类： 2 8 8 18 18 32 26 短周期 长周期 不完全周期 主族：ⅠA~ⅦA 副族：ⅢB~ⅦB、 ⅠB~ⅡB Ⅷ族 0族 纵：族 决定归纳编制表的结构 元素性质 原子结构 实质 周期表位置

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。

2021新人教版高中化学必修2第一章《物质结构 元素周期律》(第2课时)word复习教案

【志鸿优秀教案】2013-2014学年高中化学 第一章 物质结构 元 素周期律复习第2课时教案 新人教版必修2 从容说课 元素周期律和元素周期表的知识是整个高中化学的重点。学生在学习过程中，对这部分知识往往是说起来容易做起来难。因此，复习的目的是:不仅要引导学生梳理知识，构建知识网络，更重要的是培养学生应用、迁移知识的能力。本节课所选的例题、练习及参考练习，均是从不同的方面来帮助学生消化和吸收知识的，以利于学生能通过解决实际问题来提高灵活运用知识的能力，并学会用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。 三维目标 知识与技能 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．以第三周期为例，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。 过程与方法 1．从对元素周期律的理解去叙述元素周期表的意义、组成结构、元素递变规律与组成元素的粒子结构的联系。 2．初步具有总结元素递变规律的能力；能把元素的性质、元素在周期表中的位置与组成元素的粒子结构联系起来，并能较熟练地运用。 情感、态度与价值观 1．通过对“位置、结构、性质”三者关系的分析，培养学生综合、辩证、创新的精神。 2．培养学生由个别到一般的研究问题的方法。从宏观到微观，从现象到本质的认识事物的科学方法。 要点提示 教学重点:1．元素周期律的实质。 2．位置、结构、性质三者之间的关系。 教学难点:位置、结构、性质三者之间的关系。 教具准备:多媒体课件、投影仪。 教学过程 导入新课 [师] 上节课我们复习了原子结构的知识，本节课我们来复习在此基础上归纳出来的元素周期律和元素周期表的有关知识。 板 书： 复习课 推进新课 [师] 从我们前面研究1～18号元素的核外电子排布可知，元素原子核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性变化。由于元素的性质是由组成它的原子的结构所决定的，因此元素性质随着原子序数的递增也呈周期性变化。在此基础上我们归纳出了元素周期律，并根据元素周期律编制了元素周期表。 板 书： 一、元素周期表 核外电子排布的周期性――→决定元素性质的周期性――→归纳元素周期律――→编制元素周期表 [师] 元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，这也是元素周期律的实质。 板 书： 实质 [师] 元素周期律包括哪些内容？ [生] 随着原子序数的递增： 1．原子最外层电子数由1～2或1～8呈周期性变化。

元素周期律(第1课时)

云课堂核心理念：整合资源教自主合作学教师点拨导当堂分层练云课堂导学案....据此设计配套课件

正 价 最 低 负 价 结论2：随着原子序数的递增，元素 也呈现周期性变化。 [深入探究]（1）分析原子序数为11～17的非金属元素的最高正化合价和最低负化合价的变化规律得出二者的关系________________________________________________ （2）原子序数为11～17的主族元素的最高正化合价和最低负化合价的数值与原子最外层电子数的关系是 _________ 3原子半径的周期性变化 规律：同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 （___________外）。 结论3同一周期元素，随着原子序数的递增，元素____________________呈现周期性变化 归纳::随着______________的递增，元素原子的 ____ 、 _______ 、 ________________都呈现周期性变化。 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 ─ 四、小结：本节课主要内容（重点展示）： 同周期元素性质递变规律 D 、堂清训练卷（分ABC 三个等级，时值约15分钟） 基础巩固（A ） 1下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒? A B C D

高三化学第五章物质结构 元素周期律 思维导图教学文案

精品文档 精品文档 考点一 原子构成 1．构成原子的微粒及作用 1．构成原子的微粒及作用 原子 ????? 原子核? ??? ? 质子(Z 个)——决定 的种类中子[(A －Z )个]在质子数确定后 决定 种类同位素核外电子(Z 个)——最外层电子数决定元素的 性质 2．将下列核素符号(X)周围5个位置数字的含义填写在方框内 3．微粒之间的关系 (1)质子数(Z )＝核电荷数＝____________； (2)质量数(A )＝________(Z )＋________(N )； (3)阳离子的核外电子数＝质子数－____________； (4)阴离子的核外电子数＝质子数＋______________。 考点二 元素、核素、同位素 1．元素、核素、同位素的关系 2．同位素的性质 同一元素的各种核素的________不同，________相同， 化学性质______________，物理性质____________。 考点三 核外电子排布 1．原子核外电子排布规律 (1)核外电子一般总是尽先排布在__________的电子层里。 (2)每个电子层最多容纳的电子数为________个。 ①最外层最多容纳电子数不超过____个(K 层为最外层时不超过____个)。 ②次外层最多容纳的电子数不超过______个，倒数第三层电子数最多不超过______个。 识记1－20号元素的特殊电子层结构 (1)最外层有1个电子的元素：H 、Li 、Na 、K ； (2)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be 、Ar ； (3)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C ； (4)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O ； (5)最外层电子数是内层电子总数一半的元素：Li 、P ； (6)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne ； (7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li 、Si ； (8)电子层数与最外层电子数相等的元素：H 、Be 、Al ； (9)电子层数是最外层电子数2倍的元素：Li 、Ca ； (10)最外层电子数是电子层数2倍的元素：He 、C 、S 。 考点一 元素周期表 1．原子序数 对于一个原子：原子序数＝____________＝____________＝____________＝____________－____________。 2．元素周期表 (1)编排原则： ①按____________递增顺序从左到右排列； ②将__________相同的元素排成一横行，共有____个横行。 ③把________________相同的元素按____________递增的顺序从上到下排成一纵列，共有____列。 (2分区 ①分界线：沿着元素周期表中______________与____________的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。 ②各区位置：分界线左下方为__________区，分界线右上方为______________区。 ③分界线附近元素的性质：既表现__________的性质，又表现____________的性质。 3．元素周期表中的特殊位置 (1)过渡元素：元素周期表中部从______族到______族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 (2)镧系：元素周期表第____周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 (3)锕系：元素周期表第____周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 (4)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。 考点二 元素周期律 1．定义 元素的性质随________的递增而呈________变化的规律。 2．实质 元素原子________________________的结果。 3．具体表现形式 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐____ 逐渐____ 电子层数 ____ 逐渐____ 原子半径 逐渐____ 逐渐____ 离子半径 阳离子逐渐____阴离子逐渐____r (阴离子)__r (阳离子) 逐渐____ 性质 化合价 最高正化合价由 ____→____(O 、F 除外)负化合价＝__________ 相同最高正化合价＝ ________(O 、F 除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 非金属性逐渐 金属性逐渐____非金属性逐渐____ 离子的氧化、还原性 阳离子氧化性逐渐 ____阴离子还原性 逐渐____ 阳离子氧化性逐渐____阴离子还原性逐渐____ 气态氢化物稳定性 逐渐____ 逐渐____ 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐 酸性逐渐 碱性逐渐____酸性逐渐____ 4.元素金属性与非金属性的比较 (1)元素金属性强弱的判断依据 ①根据金属单质与水(或酸)反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。 ②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A 置换出B ，则A 对应的金属元素的金属性比B 对应的金属元素的金属性强。 ③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强(Fe 对应的是Fe 2＋ ，而不是Fe 3＋ )。 ④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金 （A Z X ）

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

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

元素周期律第1课时

《必修Ⅱ第1章第2节元素周期律》（第1课时） 【课标要求】 1、了解原子核外电子的排布； 2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、化合价的周期性变化 3、学会总结、概括，体会结构决定性质的理念。 【重点难点】 1、原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化规律 2、知道核外电子排布规律、原子、离子等微粒半径大小比较 【新课导学】 ※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. 3. ⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。 ①每层最多容纳____个电子②除K层外，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有__个)③除K层、L层为次外层时外，次外层不超过____个电子④倒数第三层不超过____个电子。 ⑵根据核外电子排布的规律，能划出1－20号原子结构示意图。完成教材P14科学探究。 二、化合价的周期性变化。 [ 结论：随着原子序数的递增，元素 也呈现周期性变化。 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 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。 比较微粒半径：O2-、F-、Na+、Mg2+ 比较微粒半径：S2-、Cl-、Na+、Mg2+ （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。 比较微粒半径：Li+、Na+、K+ （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。 比较微粒半径：Na、Na+ 比较微粒半径：Fe3+、Fe2+、Fe 【自主探究】 )： ①②③ 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_______ 【自我测试】 1．核电荷数为16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（） 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．甲、乙两种微粒都只含有一个原子核，且核内具有相同数目的质子，这两种微粒一定是（）A．同种原子 B．同种元素 C．互为同位素 D．具有相同的核外电子排布 7．A、B两元素，元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，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 8．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 ( ) A．A2B3是三氧化二铝 B．A3+与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ⅥA族的元素 -1- -2-

元素周期律第2课时

《必修Ⅱ第1章第2节元素周期律》（第2课时） 【课标要求】 1、通过实验操作，培养学生实验技能。 2、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。 【重点难点】 1、从原子结构角度预测和解释元素的某些性质 2、形成依据“位-构-性”关系研究元素周期律的方法 【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。过一会儿，分别用酒精灯给两试 [实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较 [总结]1、第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐。 2、非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性也越。 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．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 6．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．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能. D．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多 7．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? 8． 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：＿＿＞＿＿＞＿＿＞＿＿。 -1- -2-

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