元素周期律教案

由TetedOr 分享时间：2023-09-26 06:51:08 收藏本文

【简介】感谢网友“TetedOr”参与投稿，以下是小编为大家整理的元素周期律教案（共19篇），仅供参考，欢迎大家阅读。

篇1：高中元素周期律教案

一、教材分析

《元素周期律》属于高一课本第五章第二节。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。同时，还是历年高考的热点，在高考中重现率较高。

在《全日制普通高级中学化学教学大纲》中，元素周期律属于知识教学要求的C层次，即懂得“为什么”。该层次要求学生能够领会概念和原理的基本含义，能够解释和说明一些简单的化学问题。

本节教材有以下两个特点

(1)对与初中知识有交叉的内容，如核外电子排布、半径大小的比较虽说在初中不作要求，但原初中的实际教学多数已达高中时的要求。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。

(2)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。至此为止学生已经学习了氧、氢、碳、铁等元素及其一些化合物，还学习了碱金属、卤素两个元素族的知识，初步学习了原子结构的理论知识。

为了增强启发性，教材不是直接给出元素周期律，而是通过课堂讨论和边讲边实验，引导学生对大量数据和事实进行分析，总结归纳出周期律。这样对于培养学生的逻辑推理能力十分有利。

知识目标：

1.使学生了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2.了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

3.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。

能力目标：

1.通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养学生总结归纳及逻辑推理能力。

2.通过对实验的研究，培养学生的观察能力、实验能力和创造思维能力。

情感目标：

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。

本节教学重点： 1 元素主要性质的周期性变化规律

2 元素周期律的实质

3 元素金属性和非金属性的变化规律(1、2两点为本节课重点)

本节教学难点：1 元素主要性质的周期性变化规律

2 元素周期律的实质

篇2：高中元素周期律教案

1.掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数、质量数之间的相互关系。

2.掌握元素周期表(长式)中0族元素的原子序数和电子排布。

3.以第3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族和ⅦA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。

【经典题型】

题型一：几个量的关系( X)

例1 已知某元素的阳离子R2+的核内中子数为n，质量数为A，则mg它的氧化物中所含质子的物质的量是 ( A )

A. B.

C. (A-n+2)mol D.

点拨：由A→M→n→N

规律总结：

质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)

质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数

离子电荷数=质子数-核外电子数

巩固：1 以NA表示阿佛加德罗常数，下列说法中正确的是 ( B )

A 53g碳酸钠中含NA个CO32- B 0.1molOH-含NA个电子

C 1.8g重水(D2O)中含NA个中子

D 标准状况下11.2L臭氧中含NA个氧原子

题型二：0族元素的原子序数和电子排布及电子排布的规律运用

例2 写出10电子的微粒的化学式

指出53号元素在周期表中的位置

点拨：10电子的稳定结构→Ne→以Ne为中心→左右移动

54号元素是第5号0族元素→回答的是53号→前推一位

规律总结：

0族元素的原子序数和电子排布的规律很强：2、10、18、36、54、86、118相隔二个8、二个18、二个32;8、18、32就是该周期容纳的元素种类。阴、阳离子的稳定结构就是向最近的0族靠。

例3 R为短周期元素，其原子所具有的电子层数为最外层电子数的1/2。它可能形成的含氧酸根离子有①R2O42-、②RO4-、③R2O32-、④RO3-。下列判断正确的是 ( BC )

A. 当它形成①时，不可能形成④ B. 当它形成②时，不可能形成③、④

C. 当它形成①时，不可能形成②、③ D. 当它形成②时，可以形成①

点拨：易漏解应全面思考

规律总结：

⑴核外电子是由里向外，分层排布的。

⑵各电子层最多容纳的电子数为2n2个;最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。

⑶以上几点互相联系。

核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。

巩固：2 具有下列结构的原子一定属于碱金属的是 ( CD )

A. 最外层只有1个电子 B. 最外层电子数为次外层电子数的一半

C. M层电子数为K层电子数的一半 D. K、L层电子数之和比M、N层电子数之和大1

3 分别处于第二、三周期的主族元素A和B，它们的离子的电子层相差2层。已知A处于第m族;B处于第n族;A只有正化合价。则A、B原子核外电子总数分别为 ( D )

A. m、n B. 3、7 C. m-2、10n D. m+2、n+10

题型三：推断元素原子序数差

例4 若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2:3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是 (D)

A. 1 B. 2 C. 5 D. 6

点拨：设两种元素的符号分别为X和Y，则化合物的化学式为X2Y3，即X为+3价，Y为-2价，在短周期元素中满足此要求的X元素有5B、7N、13Al，Y元素有8O和16S。

规律总结：

从化合价入手或从直觉----代表物入手都可以。

巩固：4 周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子个数之比为1︰2。写出这些化合物的化学式。

题型四：位、构、性三者关系

例5 下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质： ( B )

元素熔点/℃沸点/℃与水的反应导电性(纯液体)

X-283-162不反应不导电

Y-10219放热反应，形成酸性溶液不导电

Z680/剧烈反应，生成H2，并形成碱性溶液导电

若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期，则它们的原子序数递增的顺序是

A. X、Y、Z B. Z、X、Y C. Y、X、Z D. Z、Y、X

点拨：导电性→化合物类型;与水反应→氢化物的稳定性

例6 砹(At)是原子序数的卤族元素，推测砹或砹的化合物不可能具有的性质是(A)

A. HAt很稳定 B. 易溶于某些有机溶剂

C. AgAt不溶于水 D. 是有色固体

点拨：位近性近

例7 在一定条件下，RO3n-中和氟气可发生如下反应：

RO3n- + F2 +2OH-=RO4- +2F-- +H2O 已知R为短周期元素，则可知在RO3n--中，元素R的化合价是 ;元素R在周期表中的位置是。

点拨：离子方程式的电荷守恒和氟无正价

规律总结：结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。

周期数=电子层数

主族数=最外层电子数=正价数

|正价|+|负价|=8

巩固：5 X、Y、Z是短周期元素的三种常见氧化物。X跟水反应后可生成一种具有还原性的不稳定的二元酸，该酸的化学式是 ;Y和X的组成元素相同，Y的化学式是 ;1mol Z在加热时跟水反应的产物需要用6mol的氢氧化钠才能完全中和，在一定条件下，Y可以跟非金属单质A反应生成X和Z，单质A是。

6 同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的价氧化物对应水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是 ( )

A. 含氧酸的酸性：H3ZO4>H2YO4>H3XO4 B. 非金属性：X>Y>Z

C. 气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序由弱到强

D. 元素的负化合价的绝对值按X、Y、Z顺序由小到大

7 周期表中相邻的A、B、C三元素中，A、B同周期，A、C同主族。已知三种元素的原子最外层电子数之和为19，三种元素的原子核中质子数之和为41。则这三种元素是A___S__、B__Cl___、C___O___(填元素符号)。

随堂作业：

1 设某元素某原子核内的质子数为m，中子数为n，则下述论断中正确的是

A. 不能由此确定该元素的相对原子质量

B. 这种原子的相对原子质量为m+n

C. 若碳原子质量为wg，此原子的质量为(m+n)wg

D. 核内中子的总质量小于质子的质量

2 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元素的阳离子半径，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 (D)

A. X>Y>Z B. Y>X>Z C. Z>X>Y D. Z>Y>X

3.同主族元素所形成的同一类型的化合物，其结构和性质往往相似，化合物PH4I是一种无色晶体，下列对它的描述中不正确的是 ( )

A. 它是一种共价化合物 B. 在加热时此化合物可以分解

C. 这种化合物不能跟碱发生反应 D. 该化合物可以由PH3跟HI化合而成

4在两种短周期元素组成的化合物中，它们的原子个数比为1:2，设两种元素的原子序数分别为a和b，则下列对a和b可能的关系概括得最完全的是 ( )

①a+b=15 ②a=b+15 ③a=b-5 ④a+b=22

A. ①④ B. ①③④ C. ①②③④ D. ①②④

5根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是

A K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等

B L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等

C L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等

D M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等

6重水A与普通水B分别跟足量的金属钠反应，下列叙述正确的是 ( )

A. A、B的质量相等时，产生气体的体积在同温、同压下相等

B. A、B的质量相等时，产生气体的质量相等

C. A、B的物质的量相等时，产生气体的体积在同温、同压下相等

D. A、B的物质的量相等时，产生气体的质量相等

7短周期元素X、Y，X的原子序数小于Y的原子序数，二者可以形成两种气态化合物A和B。已知在相同条件下，A、B的密度之比为15:22，且当A、B以体积比1:3混合后，对H2的相对密度为20.25。试写出X、Y的元素符号及A、B的化学式。

8 A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数按C、A、B、D、E顺序增大，C、D都能分别与A按原子个数比为1:1或1:2形成化合物，CB可与EA2反应生成C2A与气体物质EB4，E的M层电子数是K层电子数的2倍。请回答：

⑴写出这五种元素的名称：A________，B_________，C________，D________，E_______;

⑵画出E原子结构示意图：_________________________;

⑶写出D2A2和EB4的电子式：_____________，_____________;

⑷写出D单质与铜盐溶液反应的离子方程式：____________________________________。

9设想你去某外星球做了一次科学考察，采集了该星球上十种元素单质的样品，为了确定这些元素的相对位置以便系统地进行研究，你设计了一些实验并得到下列结果：

单质ABCDEFGHIJ

熔点(℃)-150550160210-50370450300260250

与水反应√√√√

与酸反应√√√√√√

与氧气反应√√√√√√√√

不发生化学反应√√

相对于A元素的

原子质量1.08.015.617.123.831.820.029.63.918.0

按照元素性质的周期递变规律，试确定以上十种元素的相对位置，并填入下表：

10 已知1个N2O3分子的质量为akg，1个N2O5分子的质量为bkg，若以1个氧原子(16O)质量的1/16作为相对原子质量的标准，则NO2的式量为_______________。

11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。

(1)下列 (填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。

①a、c、h ②b、g、k ③c、h、1 ④d、e、f

(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：

1.原子核对核外电子的吸引力 2.形成稳定结构的倾向

下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ?mol-1)：

锂XY

失去第一个电子519502580

失去第二个电子729645701820

失去第三个电子1179969202750

失去第四个电子955011600

①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。。

②表中X可能为以上13种元素中的 (填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式。

③Y是周期表中族元素。

④以上13种元素中， (填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。

高中元素周期律教案

篇3：元素周期律

教学目标：<?xml:namespace prefix =o ns =“urn:schemas-microsoft-com:office:office” />

知识目标：

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、非金属性的周期性变化。

2．了解两性氧化物和两氢氧化物的概念。

3．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必然结果，从而理解的实质。

能力目标：

通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。

教学重点：原子的核外电子慨排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。

(第一课时)

教学过程：

[引入]我们在学习碱金属和卤素时，已经知道一些元素的原子结构相似其性质也相似，人类已经了现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？这就是本节要讨论的问题。

[板书]第二节

一个星期由星期一到星期日为一周，种表记时，从零点到24点为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。我们学过的碱金属元素、卤族元素，随原子核外电子数的增加，原子核外电子层数增加，但最外层电子依然是1个和7个，这也是周期性的一种表现，元素以什么为序排列表现周期性呢？

[设问]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种粒子有关？有什么关系？

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

我们把核电荷数从1～18的元素按课本P97页表5-5排列。

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1．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。

<?xml:namespace prefix =w ns =“urn:schemas-microsoft-com:office:word” />

讨论

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：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现变化

[板书]：一。随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

2．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径呈现什么规律性的变化（稀有气体元素暂不考虑）？将讨论的结果填在下表中，并与P99图5-5对照。

讨论

原子序数	原子半径的变化
3～9	0．152nm 0。071nm 大小
11～17
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现的变化。

[板书]二。随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。

注意：原子半径最小的是氢原子。

[建议介绍]原子半径似乎应该是原子核到最外电子层的距离，但事实上，单个原子的半径是无法测定的，原子总是以单质或化合物的形式存在，而在单质和化合物中，原子间总是以化学键结合的，一般：r（原）=r（共），共价半径为2个以共价键结合时，它们核间距离的一半。

3．根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入下表中。

讨论

原子序数	化合价的变化
1～2	+1 0
3～10	+1 +5 -4 -1 0
11～18
结论：随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现的变化。

[板书]三。随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。

注意：①金属无负价，O、F无正价；

②一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+∣最低负价∣=8

③一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。

作业：P103 一

第二课时

[引入]从上节课讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子排布，原子半径和化合价均呈周期性的变化。元素的化学性质是由原子结构决定的，那么元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化。

[板书]四．元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化

讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？

小结：金属性的判断：

① 单质与水反应置换出氢的难易程度；

② 单质与酸反应置换出氢的难易程度；

③ 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。

非金属性的判断：

① 与氢气反应生成氢化物的难易程度；

② 氢化物的稳定性；

③ 最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。

以11～17号元素为例来学习。

[板书]1。钠镁铝金属性的递变规律

实验1：将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。

实验2：将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

讨论

实验3：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。

1．镁与（冷水、热水）反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。

实验4：将一小段铝用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

实验5：取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL 1mol/L盐酸。观察发生的现象。

1．镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁和铝的金属性哪种纱？说明判断的根据。

讨论

下面我们再来研究铝的氧化物的性质。

实验6：取少量氧化铝粉末，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。写出化学方程式。

Al2O3 + 6HCl =2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH =2NaAlO2 + H2O

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。

实验6：取少量1mol/LAlCl3溶液注入试管中，加入3mol/LNaOH溶液至产生大量Al（OH）3白色絮状沉淀为止。将Al（OH）3沉淀分盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入3mol/LH2SO4溶液和6mol/LNaOH溶液。观察现象。

上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

讨论

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。

[说明]

① 镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实；

② 虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。铝是金属，但能表现出一定的非金属性。

③ 关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。

[小结]：

反应

金属

钠

镁

铝

与水反应

与冷水剧烈反应

与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应

与冷水很难反应，与热水缓慢反应

与酸反应

剧烈反应

迅速反应

氧化物

Na2O和Na2O2

MgO为碱性氧化物

Al2O3为两性氧化物

对应碱

NaOH为强碱

Mg（OH）2为中强碱

Al（OH）3为两性氢氧化物

结论

金属性逐渐减弱

作业：P103 二

第三课时

[复习]1。钠、镁、铝金属性的递变规律；

2．金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？

[板书]2。硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律

讨论1：硫和氯气分别与氢气反应的剧烈程度如何？能说明硫和氯气的非金属性强弱关系如何？

[介绍]硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物——SiH4。磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物——PH3，但相当困难。硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物——H2S。

讨论2：在加热条件下，氯化氢易分解吗？

[介绍] SiH4很不稳定，PH3也不太稳定，在生成时就易分解，H2S也不很稳定，在较高温度时可以分解，HCl十分稳定。

讨论3：比较磷酸、硫酸和高氯酸的酸性强弱。

[介绍]硅的氧化物——SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H4SiO4），原桂酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸——H2SiO3，磷的最高价氧化物是P2O5，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO3，SO3的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl2O7，Cl2O7的对应的水化物是高氯酸（HClO4），它是比硫酸更强的一种酸。

第18号元素氩是一种稀有气体元素。

小结：

	Si	P	S	Cl
最高正价
最低负价
单质与氢气反应的条件
最高价氧化物
离高价氧化物的水化物	H4SiO4 弱酸	H3PO4 中强酸	H2SO4 强酸	HClO4 最强无机酸
离高价氧化物的水化物	酸性逐渐增强
结论

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：

Na Mg Al Si P S Cl Ar

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强稀有气体元素

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：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。

讨论：比较HF、H2O、NH3的稳定性。

[板书]五．

[思考]什么是？

[板书]1。概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做。

2．的实质

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：

写出下列化学方程式：

（1）氧化铝与氢氧化钠溶液

（2）氧化铝与硝酸

（3）氢氧化铝与盐酸

（4）氢氧化铝与氢氧化钾溶液

作业：课本P104 三

篇4：元素周期律

教学目标：

知识目标：

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、非金属性的周期性变化。

2．了解两性氧化物和两氢氧化物的概念。

3．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必然结果，从而理解元素周期律的实质。

能力目标：

通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。

教学重点：原子的核外电子慨排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。

(第一课时)

教学过程：

篇5：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。

练习：

写出下列化学方程式：

（1）氧化铝与氢氧化钠溶液

（2）氧化铝与硝酸

（3）氢氧化铝与盐酸

（4）氢氧化铝与氢氧化钾溶液

作业：课本P104 三

篇6：元素周期律

[设问]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种粒子有关？有什么关系？

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

我们把核电荷数从1～18的元素按课本P97页表5-5排列。

1．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。

讨论

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 2

3～10

11～18

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

[板书]：一。随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

讨论

原子序数

原子半径的变化

3～9

0．152nm 0。071nm

大小

11～17

结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现的变化。

[板书]二。随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。

注意：原子半径最小的是氢原子。

3．根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入下表中。

讨论

原子序数

化合价的变化

1～2

+1 0

3～10

+1 +5

-4 -1 0

11～18

结论：随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现的变化。

[板书]三。随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。

注意：①金属无负价，O、F无正价；

②一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+O最低负价O=8

③一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。

作业：P103 一

第二课时

[板书]四．元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化

讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？

小结：金属性的判断：

① 单质与水反应置换出氢的难易程度；

② 单质与酸反应置换出氢的难易程度；

③ 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。

非金属性的判断：

① 与氢气反应生成氢化物的难易程度；

② 氢化物的稳定性；

③ 最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。

以11～17号元素为例来学习。

[板书]1。钠镁铝金属性的递变规律

实验1：将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。

实验2：将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

讨论

实验3：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。

1．镁与（冷水、热水）反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。

实验4：将一小段铝用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

实验5：取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL 1mol/L盐酸。观察发生的现象。

1．镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁和铝的金属性哪种纱？说明判断的根据。

讨论

下面我们再来研究铝的氧化物的'性质。

实验6：取少量氧化铝粉末，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。写出化学方程式。

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。

上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

讨论

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。

[说明]

① 镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实；

② 虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。铝是金属，但能表现出一定的非金属性。

③ 关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。

[小结]：

反应

金属

钠

镁

铝

与水反应

与冷水剧烈反应

与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应

与冷水很难反应，与热水缓慢反应

与酸反应

剧烈反应

迅速反应

氧化物

Na2O和Na2O2

MgO为碱性氧化物

Al2O3为两性氧化物

对应碱

NaOH为强碱

Mg（OH）2为中强碱

Al（OH）3为两性氢氧化物

结论

金属性逐渐减弱

作业：P103 二

第三课时

[复习]1。钠、镁、铝金属性的递变规律；

2．金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？

[板书]2。硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律

讨论1：硫和氯气分别与氢气反应的剧烈程度如何？能说明硫和氯气的非金属性强弱关系如何？

[介绍]硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物――SiH4。磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物――PH3，但相当困难。硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物――H2S。

讨论2：在加热条件下，氯化氢易分解吗？

[介绍] SiH4很不稳定，PH3也不太稳定，在生成时就易分解，H2S也不很稳定，在较高温度时可以分解，HCl十分稳定。

讨论3：比较磷酸、硫酸和高氯酸的酸性强弱。

[介绍]硅的氧化物――SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H4SiO4），原桂酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸――H2SiO3，磷的最高价氧化物是P2O5，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO3，SO3的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl2O7，Cl2O7的对应的水化物是高氯酸（HClO4），它是比硫酸更强的一种酸。

第18号元素氩是一种稀有气体元素。

小结：

最高正价

最低负价

单质与氢气反应的条件

最高价氧

化物

离高价氧化物的水化物

H4SiO4

弱酸

H3PO4

中强酸

H2SO4

强酸

HClO4

最强无机酸

酸性逐渐增强

结论

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：

Na Mg Al Si P S Cl Ar

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强稀有气体元素

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：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。

讨论：比较HF、H2O、NH3的稳定性。

篇7：元素周期律

元素周期律

教学目标：

知识目标：

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、非金属性的周期性变化。

2．了解两性氧化物和两氢氧化物的概念。

3．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必然结果，从而理解元素周期律的实质。

能力目标：

通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。

教学重点：原子的核外电子慨排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。

(第一课时)

教学过程：

[板书]第二节元素周期律

[设问]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种粒子有关？有什么关系？

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

我们把核电荷数从1～18的元素按课本P97页表5-5排列。

1．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。

讨论

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 2

3～10

11～18

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

[板书]：一。随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

讨论

原子序数

原子半径的.变化

3～9

0．152nm 0。071nm

大小

11～17

结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现的变化。

[板书]二。随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。

注意：原子半径最小的是氢原子。

3．根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入下表中。

讨论

原子序数

化合价的变化

1～2

+1 0

3～10

+1 +5

-4 -1 0

11～18

结论：随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现的变化。

[板书]三。随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。

注意：①金属无负价，O、F无正价；

②一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+O最低负价O=8

③一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。

作业：P103 一

第二课时

[板书]四．元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化

讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？

小结：金属性的判断：

① 单质与水反应置换出氢的难易程度；

② 单质与酸反应置换出氢的难易程度；

③ 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。

非金属性的判断：

① 与氢气反应生成氢化物的难易程度；

② 氢化物的稳定性；

③ 最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。

以11～17号元素为例来学习。

[板书]1。钠镁铝金属性的递变规律

实验1：将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。

实验2：将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

讨论

实验3：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。

1．镁与（冷水、热水）反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。

实验4：将一小段铝用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

实验5：取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL 1mol/L盐酸。观察发生的现象。

1．镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2．镁和铝的金属性哪种纱？说明判断的根据。

讨论

下面我们再来研究铝的氧化物的性质。

实验6：取少量氧化铝粉末，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。写出化学方程式。

Al2O3 + 6HCl =2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH =2NaAlO2 + H2O

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。

上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

讨论

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。

[说明]

① 镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实；

② 虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。铝是金属，但能表现出一定的非金属性。

③ 关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。

[小结]：

反应

金属

钠

镁

铝

篇8：初中化学《元素周期律》优秀教案

初中化学《元素周期律》优秀教案

今天，我说课的内容是人教版高中化学第一册第五章第二节《元素周期律》。本节课采用课堂讨论和边讲边做实验，引导学生对大量数据和事实进行分析，总结归纳出周期律。

教材分析

本节内容较抽象，理论性强。元素周期律主要是在原子结构上归纳得出的，因此原子结构知识是研究元素周期律的理论基础。

教材的地位和作用

元素周期律是中学化学教材中重要的基础理论。通过对本节的学习，可以促使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识;同时也能使学生以元素周期律为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点。

教学目标

知识目标：

(1)使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属、非金属性的周期性变化。

(2)了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

(3)认识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，从而理解元素周期律的实质。

能力目标：培养学生分析问题、总结归纳、发现规律的能力。

情感目标：教育学生保持辨证唯物主义的科学态度，尊重事实。

教学重点、难点

重点：

(1)元素主要性质的周期性变化规律。

(2)元素周期律的实质。

(3)元素金属性和非金属性的变化规律。

难点：

(1)元素金属性、非金属性的变化规律。

(2)元素周期律的实质。

学情分析

到目前为此，学生已经学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物，还学习了碱金属、卤素两个元素族的知识，初步学习了原子结构的理论知识，为本章创造了必要条件。但由于在初中的学习中，教师对初中教材大纲的把握不同，处理方法也不一样，导致了高一学生对这部分内容的掌握也深浅不一。

教学方法

学法引导

通过阅读，了解并归纳1～18号元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性几个方面的周期性变化，导出元素周期律。

教师引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质。

通过观察、分析实验的现象，总结归纳出元素周期律，再与理论推导的进行比较、统一。

通过一定量的练习训练，巩固所学知识。

教法

本节课教师要做好引导工作。可采用诱思探究法——通过自学、讨论、对比、实验、设疑等方式诱导学生思考、观察、分析、归纳、推理、探究。通过实验启发讨论等方法。

重、难点突破办法

教学中注意对旧知识的复习，更应注意剖析新旧知识的区别与联系、帮助学生温故而知新，实现由未知向已知、由浅入深的转化。

通过课堂讨论的形式，启发学生动脑、动口、动手，主动积极、生动活泼地进行学习，以提高他们的逻辑思维能力和语言表达能力，从而提高教学质量。

教学程度设计

设疑激趣——多媒体演示——启思诱导——小组讨论——归纳——实验引探——讨论——归纳——归纳总结

课时安排为2课时。

教学过程

教学过程采用以旧引新的方法，把学生带入课堂，整个课堂的目标完成的设计即是老师组织学生在课堂活动的'过程。不断将学生引入学习新的知识，激发思考新问题，使学生有课堂活动的时间和空间。教学过程可分五步进行：

研究核外电子排布变化的规律性。将质子数1～18的元素，从电子层数、最外层电子数两个方面分析，组织学生按同一横行元素和同一纵行元素两个方向研究、讨论，从而发现规律，得出结论。在这个过程的适当时候，引入“原子序数”的概念。

研究原子半径变化的规律性。和第一步思路一样，先讨论、归纳，再比较验证，最后分析总结。

研究元素主要化合价变化的规律性。组织学生根据原子结构示意图，推测Li—F、Na—Cl的主要化合价。对照表5-5进行验证，完成表5—8，得出结论。

研究元素的金属性、非金属性变化的规律。

先引导学生根据以前所学知识归纳总结出元素金属性、非金属性强弱的判断依据。

推测在同一周期中，随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性变化的规律性。

实验验证。对11～18号元素的金属性、非金属性的变化进行实验验证及分析。(通过Al2O3、Al(OH)3与酸、碱反应的实验引入两性氧化物、两性氢氧化物的概念。)

组织学生将本节内容归纳、总结得出元素周期律。

让学生完成一些有关的课堂练习题，以进一步巩固有关知识。

板书设计：略

篇9：《元素周期律》说课稿

说课我说课的课题是《元素周期律》。

一、教材分析：

教材的低位和作用，本节内容选自人教版化学2《必修》第一章《物质结构元素周期律》第二节，本节教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，既有利于学生从本质上认识元素周期律又有利于巩固原子结构的知识。将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期表是元素周期律具体表现形式，增强学生对元素周期律学习的探究性。本节教学内容属于基础理论的教学，在学生了解了钠镁铝铁等元素及其化合物，以及卤素知识，原子结构的理论知识等基础上，引导学生探究元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质，通过本节内容的学习，既能巩固原子结构的知识，又能巩固元素周期表的教学，通过本节内容的学习，可以促使学生对以前学过的知识进行概括、总结，实现由感性认识上升到理性认识;同时也能使学生以此为理论指导，来探究以后将要学习的化学知识。

二、教学目标：

知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

三、本节教学难点与重点元素周期表和元素周期律的意义

【课标要求】

知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。

情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

【教学重点】元素周期表和元素周期律的意义

【教学方法】讨论、比较、归纳。

【教学过程设计】

【复习导入】

1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律;

2、听写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。

课件(课件出示1——18号元素原子结构示意图)

[思考与交流]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?

[归纳与整理]

板书二、元素周期律

课件(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1：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

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)现象，我们称之为周期性。这就如同我们一年四季更替及每天都是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。因此可以得出如下结论：

板书随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

篇10：《元素周期律》说课稿

一、说教材

1、本章教材的地位和作用

《物质结构元素周期律》是新课程人教版《化学(必修II)》的第一章，也是选修化学的基础。物质结构和元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学教学的重要内容。通过学习这部分知识，可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论进一步加深理解。同时，作为理论指导，也为学生继续学习化学打下基础。

2、本节教材简析

《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。

3、教学目标

知识与技能：(1)以1-20号元素和稀有气体元素为例，让学生自主总结归纳元素原子核外电子排布规律。(2)根据元素周期表，以1-18号元素为例，让学生自主得出元素原子核外排布、原子半径、化合价随原子序数的递增呈现周期性变化规律。

过程与方法：(1)归纳法、比较法。通过归纳1-20号元素的性质，(2)培养学生抽象思维能力。

情感、态度与价值观：培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质，提高学生自主建构知识的能力。

4、教学重点和难点

教学重点：元素的原子核外排布、原子半径、化合价随原子序数的递增呈现周期性变化

教学难点：发挥学生的自主学习兴趣和能力，让学生自主建构化学知识

二、说教法、说学法

在长期的教育教学实践中人们已经从知识观认识到，知识本质上是建构性的，是认识主体在与外部世界相互作用的基础上建构的产品，有相对的客观性，是开放的、发展的。新课程的学习观认为，学习不是把知识由外部传输给学生的过程，相反，学习是以学生已有的经验和原始观念为基础，主动建构意义的过程。根据新课程理念，本节课主要采取引导探究法、比较法、归纳法让学生自主建构化学知识，自主发现核外电子排布的规律以及元素的性质随原子序数的递增而呈现的周期性变化规律。在实际开展教学活动时力求把教师的讲授转变为启发引导，把学生的被动接受转化为自主探索，以教师为主导，学生为主体，促使学生动眼、动手、动脑、动口，通过自主建构知识使学生的学习过程和认识过程统一为一个整体。

三、说教学程序

1、引入新课：

复习引入，复习原子结构，由已知推出未知。

2、核外电子排布规律

(1)给出数据让学生自主总结出核外电子运动的特征(质量小、速度快、运动空间小)

①核外电子的质量：9.10×10-31kg

②炮弹的速度2km/s，人造卫星7.8 km/s，宇宙飞船11 k

篇11：《元素周期律》说课稿

《元素周期律》说课稿

一、教材分析。

（一）教材内容。

本节内容选自全日制普通高级中学教科书（必修）化学第一册第五章《物质结构元素周期律》第二节。教材以1——18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性几个方面，阐述元素性质的周期性变化，导出元素周期律。

（二）教材的地位和作用。

本节教材的教学安排在原子结构的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，如此安排，既有利于学生从本质上认识元素周期律，又有利于巩固原子结构的知识。将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之前，由于元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它建立在元素周期律的基础之上。

本节教材内容属于基础理论的教学，在学生学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物；碱金属、卤素知识；原子结构的理论知识等基础上引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质。通过本节内容的学习，既能巩固原子结构的知识，又能过渡引出元素周期表的教学，因此在本章教材中起承前启后的作用；通过本节内容的学习，可以促使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时也能使学生以此为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。

（三）教学目标。

1、知识目标。

（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）了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

（3）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、能力目标。

（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）通过引导学生观察分析实验现象，培养学生的观察和分析问题的能力。

3、德育目标。

使学生了解元素周期律的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律，对他们进行辩证唯物主义教育。

（四）教学的重点和难点。

1、重点：

（1）元素原子的核外电子排布规律。

（2）元素金属性、非金属性变化的规律。

（3）元素周期律的实质。

2、难点：元素金属性、非金属性变化的规律。

由于元素原子的核外电子排布规律是其他规律的基础，元素金属性、非金属性变化的规律为判断元素金属性强弱提供了理论基础，因此是本节教材的重点。

二、学情分析。

到目前为止，学生已经学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物；还学习了碱金属、卤素知识；初步接触了原子结构的理论知识，这些为学好本节创造了必要条件。但本节教材内容较抽象，理论性强，为使学生真正理解及灵活运用，须加强演练。

三、教学方法。

为增强启发性，教材不是直接给出周期律，而是通过课堂讨论和边讲边做实验，引导学生对大量数据和事实进行分析，总结归纳出周期律。

本节教材可分五步进行：

1、研究核外电子排布变化的规律性

将质子数1~18的元素，仿照表5—5的形式，取原子序数、元素符号和原子结构示意图三项，依次在黑板上列出。然后向学生提问：从电子层数、最外层电子数两个方面分析，同一横行元素的原子结构有什么相同点和不同点？同一纵行元素的原子结构有什么相同点和不同点？已学过的碱金属和卤素按上述规律应排入表格的什么位置？教师组织学生讨论这些问题，从而发现规律，得出结论，并在小结时指出：如果对质子数大于18的元素继续研究，同样可以发现，每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数象Na到Cl一样从1个递增到7个，最后到8个电子的现象，从而揭示核外电子排布规律的普遍性。

在以上教学过程中，适时引入“原子序数”的概念。

2、研究原子半径变化的规律性

随着原子序数的递增，原子半径依启发学生根据电学知识，推测当电子层数相同时，原子内正负电荷越多，静电引力越大，因而次减小。然后对照教材表5—5，对有关数据进行验证，并分析总结，得出结论。

3、研究元素主要化合价变化的规律性

组织学生根据原子结构示意图，推测Li到F、Na到Cl的主要化合价。然后组织学生对照教材表5—5，验证1~18号元素的主要化合价，并完成教材表5—8。

4、研究元素金属性、非金属性变化的规律性。

（1）借鉴已学碱金属、卤素的知识，介绍元素金属性、非金属性强弱的判断依据。组织学生回忆分析，从哪些实验事实可以说明碱金属随着原子序数的递增金属性逐渐增强；卤素随着原子序数的递增非金属性逐渐减弱，从而归纳总结出元素金属性、非金属性强弱的判断依据。

（2）推测随着原子序数的递增，元素的`金属性、非金属性变化的规律性。组织学生讨论并指出：当电子层数相同时，随着原子序数的递增，最外层电子数从1递增到8（或2），原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，因而失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

（3）实验验证对11~18号元素的金属性、非金属性变化进行实验验证及分析。建议增加金属钠与水反应的实验。镁、铝与盐酸的反应为边讲边做实验，学生通过自己动手实验得出按钠、镁、铝的顺序，金属性逐渐减弱的结论与上面的推论是一致的。教学中，通过Al2O3，Al（OH）3与酸、碱反应的实验引入两性氧化物、两性氢氧化物的概念，指出铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性，归纳教材表5—9。

在研究硅、磷、硫、氯等元素的性质时，教师可和学生一起从元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，以及跟氢气反应生成气态氢化物的难易程度归纳出表5—10，从而得出从硅到氯非金属性逐渐增强的结论。

还应当指出，对其他元素进行研究，如从钾到溴，从铷到碘，也会出现类似的结论：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。

5、概括元素周期律。

组织学生将本节内容归纳，总结得出元素周期律。

四、演示实验说明和建议。

［实验5—1］可以用镁带跟水反应，不要用表面已氧化的镁粉跟水反应。反应前要用砂纸擦去氧化膜，反应时要加热试管至水沸腾。镁跟冷水的反应相当缓慢，这是由于镁的化学性质不如钾、钠活泼，并且镁跟水反应时在镁的表面会形成一层难溶的氢氧化镁薄膜，阻碍内部金属继续跟水反应。因此必须在加热的条件下才能看到反应迅速地进行。

镁跟水反应生成的氢气量较少，不易点燃。为清楚看到氢气泡，而不是加热时由于水沸腾而产生的气泡，应该在停止加热，水不沸腾是立即观察。

［实验5—3］制取Al（OH）3沉淀时，向AlCl3溶液中加入NaOH溶液的量要恰当。如果NaOH的量不足，试管中残留有AlCl3，当Al（OH）3跟NaOH溶液作用时，将会看到沉淀先增加后减少的现象；如果NaOH过量，试管中有部分Al（OH）3沉淀溶解，生成了NaAlO2Al（OH）3跟H2SO4作用时，也会看到沉淀先增加后减少的现象。上述现象都会影响学生对实验的观察，因此原则上AlCl3跟NaOH最好能完全作用，即所用3mol/LNaOH溶液和1mol/LAlCl3溶液的体积应相等。

建议学生思考：如果将1mol/LAlCl3溶液逐滴滴加到3mol/LNaOH溶液中，将会观察到什么现象？

五、布置作业：

课本第101页第一、三大题。

篇12：元素周期律说课稿

元素周期律说课稿

一.教材分析

1.教学内容

本节内容选自全日制高级中学化学课本必修第一册第五章（物质结构元素周期律）第二节。主要内容包括：原子序数和周期性的概念；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、非金属性的周期性变化。以及了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念等几个部分。并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。

2教材的地位和作用

本节内容属基础理论知识范畴，不仅是本书的重点，也是整个中学化学的重点。在教材安排上，它起到了承上启下的作用。它不仅对学过的碱金属‘卤素等主族元素作了规律性的总结，也为即将学习的元素周期表和氧族元素等律后元素的学习奠定了理论知识基础。通过本节内容的学习，同学们才真正打开了运用基础理论知识系统性的学习元素及其性质的科学大门。

3教材目标

（一）知识目标：（1）.使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与元素金属性、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。

（3）．了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标：热爱、理解对规律探讨的科学家

（二）能力目标：进行科学研究方法的教育观点教育：量变引起质变。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

（三）德育目标：结合元素周期律的学习，使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。

4教学的重点与难点

重点：核外电子排布与金属性、非金属性的周期性变化；元素周期律的实质

难点：金属性、非金属性的周期性变化

二.教学方法：

1方法：诱思探究法──通过自学、讨论、对比、实验、设疑等方式诱导学生思考、观察、分析、归纳、推理、探究。采用探索发现和迁移类比。思考讨论，分析讲解，探索规律，总结归纳，理解实质。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。

2.教具:投影仪、胶片。

实验用品:试管、酒精灯、胶头滴管、镁带、砂布、铝片、蒸馏水、酚酞试液、1mol／L盐酸、1mol／LAlCl3溶液、3mol／L硫酸、6mol／LNaOH溶液、培养皿

三学情分析：本节内容具有基础理论知识的特点，需要掌握的知识内容较多，且较为抽象，理论性‘联系性较强。知识点之间环环相扣，学生容易混淆。所以教师在教学过程中要注意引导，使学生能条理清晰，有逻辑的予以掌握。另一方面，本节课所使用的资料及实验等比较多。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。因此，教师应注意合理安排有意注意与无意注意，正确引导学生。指导他们删繁就简，学会举一反三，更轻松有效的学习。

四教学过程

1.原子序数和周期性的概念的.学习；运用生动的比喻-时钟记时引出周期性的概念：这种周而复始、循环往复的现象，就称为周期性。原子序数的学习则通过学习自学，归纳得出。

2.元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的学习。通过投影，展示表格等直观材料引导学生依次思考.随着原子序数的递增：(1)元素原子核外电子排布（2）原子半径；(3)最高正价和负价；呈现怎样规律性的变化？请学生总结并得出结论，教师予以纠正和补充。最后小结得出：随着原子序数的递增，元素原子的电子排布、原子半径和化合价均呈现出周期性的变化。

3.元素金属性、非金属性的周期性变化。以及了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念等几个部分。

（1）通过复习碱金属元素与卤素，引导学生回忆并得到元素金属性、非金属性强弱的判断依据。

（2）演示实验A组钠、镁与水的反应。实验B组镁、铝与盐酸的反应镁铝6mol/L盐酸学生做实验。根据判断依据得出结论金属活动性顺序：Na>Mg>Al再推广展开到横行纵列行与行之间，最终得出结论元素的金属性也随原子序数的递增而呈现出周期性的变化。元素非金属性则通过对表5-8的分析，通过学生与教师的共同探讨，得出结论元素的金属性也随原子序数的递增而呈现出周期性的变化。

（3）两性氧化物和两性氢氧化物的概念的学习，通过概念的类比引出两性氧化物和两性氢氧化物的概念。可由酸性氧化物和碱性氧化物的概念类比引出。

4.思考元素周期律的实质并小结。得出结论元素性质随原子序数的递增呈现出周期性的变化。这个规律叫元素周期律。是核外电子排布周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。

五学生学习方法：观察法，分析法，推理归纳法。

六反馈练习（投影）

篇13：元素周期律知识点总结

⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。

⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；

最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；

最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。

3．原子结构与元素在周期表中位置的关系

（1）电子层数等周期序数；（2）主族元素的族序数=最外层电子数；

（3）根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法

记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。

4．元素周期表的用途

⑴预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；

①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4 。

②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S。

③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。

④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。

⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质

①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等。②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。

例1： n?m?YX和两离子的电子层结构相同，则a等于（） ab

A．b-m-n B．b+m+n C．b-m+n D．m-n+b

例2：两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有 A.1对 B.2对 C.3对 D.4对

例3 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元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层次相同，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

例4：周期表中16号元素和4号元素的原子相比较，前者的下列数据是后者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

例5：同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能为（）

A．6 B．12 C．26 D．30

例6：有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均

为正整数)。下列说法正确的是( )

A.若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱

B.若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性

C.若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2

D.若Y的最高正价为+ m，则X的最高正价一定为+ m

例7：3月21日，我国公布了111号元素Rg的中文名称。该元素名称及所在周期是（）

A.钅仑第七周期 B.镭第七周期 C.铼第六周期 D.氡第六周期

例8：下列说法正确的是（）

A．IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强

B．VIA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高

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

例1两离子的电子层结构相同，意味着两离子核外电子层数相同，各层上的电子数也相同，因此核外电子总数必相同。b+n=a-m 选B。

例2：分析此题时首先要明确两元素不可能在同一周期，如在同一周期则是一种元素。即只能是一种元素在第一周期，另一元素在第二周期。所以两元素最外层电子数之比为1∶2。第一周期的元素的最外层电子数是1或2，则另一元素的最外层电子数为2或4。选B

例3：已知电子层结构相同的阳离子，核电荷数大的则半径小，具有相同的电子层数的原子，随着原子序数增大，原子半径递减。根据题意，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数；Z和Y元素的原子核外电子层数相同，且Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，则Z元素的原子序数大于Y元素。由此得出三种元素原子序数的关系为Z＞Y＞X答案：D。

例4：本题比较全面的考查了原子核外电子的排布。16号元素电子数为16、电子层数为3、最外层电子数为6、次外层电子数为8，4号元素电子数为4、电子层数为2、最外层电子数为2、次外层电子数为2，电子数和次外层电子数前者是后者的四倍。答案：AD

例5：根据周期表的结构可知：第1、2、3、4、5、6、7、……周期所包含的元素种类数依次为2、8、8、18、18、32、32……，同一主族的两种元素的原子序数相差等于2、8、8、18、18、32、32之某一个数或相邻几个数之和。

A、B项不对，对C项：26=8+18；而D项中的30不能用2、8、8、18、18、32、32相邻几个数组成。答案：C 例6答案：A

例7：第六周期最后一种元素氡的原子序数是86，第七周期如果排满，最后一种元素的原子序数应该是118，根据元素周期表的结构可知111号元素，Rg应位于第七周期、第IB族，而镭是第七周期、第IIA族元素。A

例8:A项，不同周期时可能IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性弱。答案：B。C项没有说明是否最高价氧化物D项同周期非金属阴离子半径比金属阳离子半径大

[元素周期律知识点总结]

篇14：元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结

（核素）

Z→ 元素符号

原子结构：决定原子呈电中性

(AZX)Z个），无固定轨道

运动特征

小黑点的意义、小黑点密度的意义。

排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径

→ 原子（离子）的电子式、原子结构示意图

原子核

核外电子(Z个) 决定质子(Z个) 中子(A-Z)个 ——决定同位素种类原子(AZX) ——最外层电子数决定元素的化学性质

1.微粒间数目关系

质子数（Z）= 核电荷数 = 原子数序

原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。

质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）

中性原子：质子数 = 核外电子数

阳离子：质子数 = 核外电子数＋所带电荷数

阴离子：质子数 = 核外电子数－所带电荷数

2．原子表达式及其含义 A Z ±b c± X d

A 表示X原子的质量数；Z 表示元素X的质子数； d 表示微粒中X原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X元素的化合价。

3.原子结构的特殊性（1~18号元素）

1．原子核中没有中子的原子：1

1H。

2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be、18Ar； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li、14Si。

3．电子层数与最外层电子数相等：1H、4Be、13Al。

4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be。

5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li、14Si

6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li、15P。

4.1~20号元素组成的微粒的结构特点

(1)．常见的等电子体

①2个电子的微粒。分子：He、H2；离子：Li+、H-、Be2+。

②10个电子的微粒。分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；离子：Na+、 Mg2+、Al3+、

+3-2---- NH+

4、H3O、N、O、F、OH、NH2等。

③18个电子的微粒。分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（联氨）、C2H6（CH3CH3）、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH（羟氨）；离子：K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2-

2等。

(2)．等质子数的微粒

分子。14个质子：N2、CO、C2H2；16个质子：S、O2。

++-+ 离子。9个质子：F-、OH-、NH-

2；11个质子：Na、H3O、NH4；17个质子：HS、Cl。

(3)．等式量的微粒

式量为28：N2、CO、C2H4；式量为46：CH3CH2OH、HCOOH；式量为98：H3PO4、H2SO4；式量为32：S、O2；式量为100：CaCO3、KHCO3、Mg3N2。

①、原子最外层电子数呈周期性变化

②、原子半径呈周期性变化

③、元素主要化合价呈周期性变化

具元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行；体表元素周期表③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。现形式

7②、长周期（四、五、六周期）三七

长主周期表结构三七

短副A～ⅦA共7个）一零

不和18个纵行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行）

①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数

②、原子半径

③、主要化合价

④、金属性与非金属性

⑤、气态氢化物的.稳定性

元素周期律及其实质

1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。

2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化

3族为例，随着原子序数的递增

相同条件下，电子层越多，半径越大。核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F> Na>Mg>Al

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe

越易，金属性越强。

②最高价氧化物的水化物碱性强弱越强，金属性越强

③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）

④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来

⑤原电池反应中正负极负极金属的金属性强于正极金属。

H2化合的难易及氢化物的稳定性越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。

元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱酸性越强，则非金属性越强。

金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性阴离子还原性越弱，则非金属性越强。

性强弱的判断非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来

同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，

如：Si

②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li

而减小，如：F>Cl>Br>I。

K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

C原子质量的1/12（约1.66×10kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）

单位为一，符号为1（单位1一般不写）

如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10kg。

核素的相对原子质量：各核素的质量与C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不

同的核素的相对原子质量，

相对原子质量如Cl为34.969,Cl为36.966。

（原子量）核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：

35353712-2612-272+3+-+2+3+——Cl为35,Cl为37

元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：

Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%

元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。注意：

（即：同种元素的不同原子或核素）

②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；

不变的（即丰度一定）。

原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系

1．元素在周期表中位置与元素性质的关系

⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。

⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。

实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。 ② Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 ③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。

2．原子结构与元素性质的关系

⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。

⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数

越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。

⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；

最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；

最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。

3．原子结构与元素在周期表中位置的关系

（1）电子层数等周期序数；（2）主族元素的族序数=最外层电子数；

（3）根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法

4．元素周期表的用途

⑴预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；

①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4 。

②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S。

④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。

⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质

篇15：元素周期律知识点总结

（核素）

Z→ 元素符号

原子结构：决定原子呈电中性

(AZX)Z个），无固定轨道

运动特征

小黑点的意义、小黑点密度的意义。

排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径

→ 原子（离子）的电子式、原子结构示意图

原子核

核外电子(Z个) 决定质子(Z个) 中子(A-Z)个 ――决定同位素种类原子(AZX) ――最外层电子数决定元素的化学性质

1.微粒间数目关系

质子数（Z）= 核电荷数 = 原子数序

原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。

质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）

中性原子：质子数 = 核外电子数

阳离子：质子数 = 核外电子数＋所带电荷数

阴离子：质子数 = 核外电子数－所带电荷数

2．原子表达式及其含义 A Z ±b c± X d

A 表示X原子的质量数；Z 表示元素X的质子数； d 表示微粒中X原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X元素的化合价。

3.原子结构的特殊性（1~18号元素）

1．原子核中没有中子的原子：1

1H。

3．电子层数与最外层电子数相等：1H、4Be、13Al。

4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be。

5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li、14Si

6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li、15P。

4.1~20号元素组成的微粒的结构特点

(1)．常见的等电子体

①2个电子的微粒。分子：He、H2；离子：Li+、H-、Be2+。

②10个电子的微粒。分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；离子：Na+、 Mg2+、Al3+、

+3-2---- NH+

4、H3O、N、O、F、OH、NH2等。

2等。

(2)．等质子数的微粒

分子。14个质子：N2、CO、C2H2；16个质子：S、O2。

++--+ 离子。9个质子：F-、OH-、NH-

2；11个质子：Na、H3O、NH4；17个质子：HS、Cl。

(3)．等式量的微粒

式量为28：N2、CO、C2H4；式量为46：CH3CH2OH、HCOOH；式量为98：H3PO4、H2SO4；式量为32：S、O2；式量为100：CaCO3、KHCO3、Mg3N2。

①、原子最外层电子数呈周期性变化

②、原子半径呈周期性变化

③、元素主要化合价呈周期性变化

7②、长周期（四、五、六周期）三七

长主周期表结构三七

短副A～ⅦA共7个）一零

不和18个纵行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行）

①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数

②、原子半径

③、主要化合价

④、金属性与非金属性

⑤、气态氢化物的稳定性

元素周期律及其实质

1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。

2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化

3族为例，随着原子序数的递增

相同条件下，电子层越多，半径越大。核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F> Na>Mg>Al

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe

越易，金属性越强。

②最高价氧化物的水化物碱性强弱越强，金属性越强

③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）

④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来

⑤原电池反应中正负极负极金属的金属性强于正极金属。

H2化合的难易及氢化物的稳定性越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。

元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱酸性越强，则非金属性越强。

金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性阴离子还原性越弱，则非金属性越强。

性强弱的判断非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来

同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，

如：Si

②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li

而减小，如：F>Cl>Br>I。

K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

C原子质量的1/12（约1.66×10kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）

单位为一，符号为1（单位1一般不写）

如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10kg。

核素的相对原子质量：各核素的质量与C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不

同的核素的相对原子质量，

相对原子质量如Cl为34.969,Cl为36.966。

（原子量）核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：

35353712-2612-272+3+-+2+3+--------Cl为35,Cl为37。 37

元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：

Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%

元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。注意：

（即：同种元素的不同原子或核素）

②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；

不变的（即丰度一定）。

原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系

1．元素在周期表中位置与元素性质的关系

⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。

⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。

2．原子结构与元素性质的关系

⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数

越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。

篇16：元素周期律第一课时

元素周期律第一课时

第一课时教学目标：知识目标：使学生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、非金属性的周期性变化。能力目标：??通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养学生总结归纳及逻辑推理能力。情感目标：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。教学重点：原子的核外电子层排布，微粒半径变化规律。教学过程：引入：前面我们学习过卤素和碱金属元素。意识到元素之间存在着某种联系，现在我们就一起揭示其内在的联系，探究这种联系的本质。我们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。显然核电荷数＝原子序数。教师提出要求：画出1～18号元素原子结构示意图，然后从核外电子排布、原子半径、元素主要化合价几个方面进行讨论，寻找是否体现一定的规律性，若有规律是什么？学生活动：画出1～18号元素原子结构示意图，然后讨论。学生发表自己的见解，填写表格表1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1～211 223～1021 8811～1831 88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周期性变化。表2原子序数原子半径的变化3～10逐渐减小11～17逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。表3原子序数化合价的变化1～2＋1 03～10＋1 ＋511～18－4 －1 0结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化。教师评价并播放元素周期律的动画练习：1．比较微粒间半径的大小（1）Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl （2）Na与Na＋；Cl与Cl－（3）Na、Ca、H引导学生总结出比较微粒半径的`方法：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。2．列出具有10电子和18电子的微粒。小结：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径和化合价均呈现周期性变化。板书设计：第二节元素周期律一、元素性质的周期性变化 1．原子的电子层排布的周期性 2．原子半径的周期性 3．化合价的周期性小结：微粒比较微粒半径的方法：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。列出具有10电子和18电子的微粒。

篇17：元素周期律教学反思

元素周期律教学反思

本章知识的重点是元素周期律和元素周期表，但要深刻地理解并运用它们，必须用有关原子结构、核外电子排布的知识作基础。元素周期表中同周期同主族元素性质的递变规律，包括分析简单化合物的形成等都是在原子结构的基础上建立起来的，否则，元素周期律和周期表就成了无源之水，无本之木。因此，掌握有关原子结构的知识，是深刻理解元素周期律和运用元素周期表必不可少的。

由于这部分内容，概念较多，知识点繁杂，学生基础j较差，学习的习惯又不好，因此单纯的讲述、整理和归纳一方面显得有些枯燥、提不起学生的兴趣，另一方面学习效果、学生的收获都不是很理想，因此，复习时，应采取问答式的教学方法，并讲练结合，使所授的内容和练习互为补充，才能达到较为理想的效果。根据本人几轮讲授，总结出具体讲授思路为：牢记一条：要求学生记住 1 ―― 20 号元素的名称和元素符号，记住第Ⅰ A 族和零族的原子序数及推导方法。

三句口诀：周期表格要牢记，变化体现周期律；

七主七副七周期，零族Ⅷ族镧锕系；

同周金减非递增，同族金增非递减。

注意：七周期包括三短三长一不完全。七主包括第Ⅰ A 族（第一纵行），第Ⅱ A 族（第二纵行），第Ⅲ A 族（第十三纵行） …… 第Ⅶ A 族（第十七纵行）。

零族指第十八纵行，Ⅷ族指第八、九、十纵行。

四条规律：

1 、原子（离子）半径大小变化规律：同周期从左到右原子（离子）半径依次减小，同主族从上到下原子（离子）半径依次增大。

2 、核外电子排布相同的微粒半径大小比较规律：核电荷数越大，微粒半径越小。

3 、金属性强弱判断规律：（ 1 ）金属单质与水或酸反应置换出氢气的'难易程度。（ 2 ）最高价氧化物的水化物的碱性强弱。（ 3 ）金属单质间的置换反应。

4 、非金属性强弱判断规律：（ 1 ）非金属单质与氢气化合的难易程度及生成的气态氢化物的的稳定性强弱。（ 2 ）最高价氧化物的水化物的酸性强弱。（ 3 ）非金属单质间的置换反应。

只要把以上内容，结合练习搞清楚了，本章的内容可以说就融会贯通了。

篇18：高一化学元素周期律课件

高一化学元素周期律课件

一．元素周期表的结构

周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

二．元素的性质和原子结构

（一)碱金属元素：

2.碱金属化学性质的递变性：

递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。

结论：

1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

2)金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。

3.碱金属物理性质的相似性和递变性：

1)相似性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。

2)递变性(从锂到铯)：

①密度逐渐增大(反常) ②熔点、沸点逐渐降低

3)碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性

(二)卤族元素：

2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I2

1)卤素单质的颜色逐渐加深;

2)密度逐渐增大;

3)单质的熔、沸点升高

3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX

卤素单质与H2 的剧烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱

4. 非金属性的强弱的判断依：

1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：

同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

3. 原子结构和元素性质的关系：

原子结构决定元素性质，元素性质反应原子结构。

同主族原子结构的相似性和递变性决定了同主族元素性质的相似性和递变性。

三.核素

(一)原子的构成：

(1)原子的质量主要集中在原子核上。

(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。

(3)原子序数 = 核电核数 = 质子数 = 核外电子数

(4)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)

(二)核素

核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。

(1)两同：质子数相同、同一元素

(2)两不同：中子数不同、质量数不同

(3)属于同一种元素的不同种原子

典型例题

例1 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元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层次相同，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

选题目的：本题考查的是元素周期律中原子、离子半径随原子序数的改变而发生变化的规律。

解析：根据原子序数和元素周期律推测原子和离子半径大小，这是正向思维。而本题是已知原子和离子半径的大小，要判断原子序数大小的关系，这是逆向思维。已知电子层结构相同的阳离子，核电荷数大的则半径小，具有相同的电子层数的原子，随着原子序数增大，原子半径递减。根据题意，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数；Z和Y元素的原子核外电子层数相同，且Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，则Z元素的原子序数大于Y元素。由此得出三种元素原子序数的关系为Z＞Y＞X

答案：D

启示：本题考查的是对元素周期律的理解和运用，出错的原因常常是未能掌握原子、离子半径大小变化规律。

例2 已知铍（Be）的原子序数为4。下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是（）

（A）铍的原子半径大于硼的原子半径

（B）氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8

（C）氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱

（D）单质铍跟冷水反应产生氢气

选题目的：考查元素性质的周期性变化。

解析：因为同周期元素原子半径从左到右递减，所以A正确；BeCl2中Be的最外层电子数为2，B错误；同主族元素从上到下金属性增强，最高价氧化物对应水化物碱性增强，C正确；Mg不与冷水反应，而Be的金属性比镁弱，与冷水反应更难，D错误。

答案：A、C

启示：运用元素周期律可以推断不熟悉元素的性质。而这一点恰好是学生的.弱点，他们缺乏思考的方法，经常感到无从下手。因此这方面的训练是值得重视的。

例3 下列叙述中肯定A金属比B金属的活泼性强的是（）

（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）1molA从酸中置换出H＋生成的H2比1molB从酸中置换出H＋生成的H2多

（D）常温时，A能从水中置换出氢，而B不能

选题目的：此题考查如何判断元素的金属性强弱

解析：选项A，只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少，而没有指明它们的电子层数多少，A不正确。在选项B中指出了A、B原子的电子层数的多少，但是电子层数少的不一定比电子层数多的原子的金属性弱，比如Na比Cu少一个电子层，但是Na比Cu活泼，B不正确。选项C中说明等物质的量的A、B与酸反应生成氢气的多少，未说明与酸反应时速率的快慢，等物质的量的A、B与酸反应生成氢气多的金属活泼性不一定强，如1molAl比1molNa与足量稀酸反应时生成的氢气多，但Al没有Na活泼。选项D正确，因为只有很活泼的金属（如K、Ca、Na等）在常温下就可与水反应，而较不活泼的金属在常温下与水不反应。

答案：D

例4 有A、B、C、D四种元素，它们最外层电子数依次为1、2、3、7，它们的原子序数按A、B、C、D递增，A和B的次外层电子数是2，C和D的次外层电子数是8，试判断：

（1）A、B、C、D各为何种元素，写出它们的元素符号：

A__________，B________，C_________，D_______。

（2）哪种元素的氢氧化物的碱性最强？为什么？

选题目的：本题主要考查原子结构与元素性质之间的关系。

解析：A、B两原子的次外层电子数为2，最外层上的电子数又分别是1、2，所以A是原子序数为3的锂（Li），B是原子序数为4的铍（Be），C、D两原子的次外层为8，最外电子层上的电子分别为3和7，所以C是原子序数为13的铝（Al），D是原子序数为17的氯（Cl）。氢氧化物显碱性的元素必为金属元素，锂和铍比较，锂的原子半径大，最外层电子数少，故氢氧化锂的碱性比氢氧化铍强。又铝的氢氧化物是两性氢氧化物，故碱性最强的是氢氧化锂。

答案：（1）Li；Be；Al；Cl （2）Li，因为氢氧化物显碱性的元素必为金属元素，锂和铍比较，锂的原子半径大，最外层电子数少，故氢氧化锂的碱性比氢氧化铍强。又铝的氢氧化物是两性氢氧化物，故碱性最强的是氢氧化锂。