必修2专题一第1单元元素周期表及其应用(二) 课时5 教学设计
人教版高一化学必修二教案第一章 人教版高一化学必修二教案第一节元素周期表
第一章第一节《元素周期表》教案第一课时一、教学目标（一）知识与技能1、初步掌握元素周期表的编排规则及结构，认识元素周期表的结构以及周期和族的概念。
2、熟悉短周期元素的符号、名称、原子序数与元素在周期表中的位置关系。
（二）过程与方法1、通过对获取大量事实和数据等信息进行加工、分析、培养学生归纳、概括能力、口头表达能力和交流能力。
2、通过案例的探究，激发学生主动学习的意识，并且掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法。
（三）情感态度与价值观学习化学史知识，能使学生认识到：人类对客观存在的事物的认识是随着社会和科学的发展不断发展的；任何科学的发现都需要长期不懈地努力，才能获得成功。
二、教学重点元素周期表的结构。
三、教学难点学会用图表等方法分析、处理数据，对数据和事实进行总结、概括从而得出结论。
四、教学过程【引入】1869年门捷列夫在继承和分析了前人工作的基础上，对大量实验事实进行了订正、分析和概括，成功地对元素进行了科学分类。
他总结出一条规律：元素（以及由它所形成的单质和化合物）的性质随着相对原子质量的递增而呈现周期性的变化。
这就是元素周期。
他还预言了一些未知元素的性质都得到了证实。
但是由于时代的局限，门捷列夫揭示的元素内在联系的规律还是初步的，他未能认识到形成元素性质周期性变化的根本原因。
【讲解】元素周期表的历史【讲解】按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
在发现原子的组成及结构之后，人们发现，原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：【板书】原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数【科学探究】1．画出1－18号元素原子的结构示意图。
2．分析、观察原子结构上有哪些相同点与不同点。
3．将上述1－18号元素排列成合理的元素周期表，说明你编排的理由。
【板书】（一）元素周期表编排原则：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列成一个横行。
3．把最外层电子数相同的元素排列成一个纵行。
高中化学专题1第1单元第3课时元素周期表及其应用教案苏教版必修2
第3课时 元素周期表及其应用目标与素养：1.知道元素周期表的结构。
(宏观辨识)2.会比较同周期、同主族元素的金属性和非金属性的变化规律，知道元素周期表金属元素区和非金属元素区的划分。
(宏观辨识与微观探析)3.体会元素周期表在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
(科学态度与社会责任)一、元素周期表的结构 1．编排原则(1)横行：电子层数相同，每一个横行称为一个周期。
(2)纵行：最外层电子数相同，每个纵行称为一个族(第8、9、10纵行除外)。
2．结构 (1)周期(即横行)(18个纵行，16个族(1)元素周期表中所含元素种类最多的族是ⅠA 族吗？(2)观察元素周期表中族的排列顺序分析同一周期第ⅡA 族和第ⅢA 族元素原子序数的差值是多少？[提示] (1)不是。
ⅢB 族元素种类最多，因为其包含镧系和锕系元素。
(2)第2、3周期相差1，第4、5周期相差11，第6、7周期相差25。
二、主族元素性质的递变规律 1．元素金属性与非金属性递变规律 (1)同周期(从左到右)元素性质的递变规律(2)同主族(自上而下)元素性质的递变规律微点拨：元素周期表中左下方是金属性最强的元素(铯，放射性元素除外)，右上方是非金属性最强的元素(氟)。
碱性最强的是CsOH，酸性最强的含氧酸是HClO4。
2．金属元素与非金属元素的分区(1)分界线的划分请填写出图中序号所表示的内容：①增强②增强③增强④增强⑤Al ⑥Si⑦金属⑧非金属(2)分界线附近元素的性质：既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
三、元素周期表的应用1．帮助我们更好地学习和研究化学元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置，而元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质特点，我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的原子结构，预测其主要性质。
2．借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质(1)在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料，如锗、硒、硅等。
高一化学必修2教案：专题1第一单元第2课时 元素周期律
教学设计（二）课前准备ppt课件《元素周期律1》教学过程导入新课[分析]从1—18号元素原子的核外电子排布我们可以看到原子核外电子的排布不光符合上述规则，而且似乎具有一定的规律。
这节课我们就将在上节课的基础上学习元素周期律。
一、原子核外电子排布的周期性变化【问题1】观察教材图1-2，1—18号元素原子核外电子排布，如果从横向、纵向的角度观察，元素原子核外电子的排布有什么规律？你能发现随着元素核电荷数的递增，元素原子核外电子的排布呈什么样的变化规律吗？[结论]1.横向观察：同一行的元素原子电子层数相同，从左到右最外层电子数逐一递增至2或8（饱和结构）。
2.纵向观察：同一列的元素原子最外层电子数相同（稀有气体除外），从上到下电子层数逐一递增。
3.随着元素核电荷数的递增，元素原子核外电子的排布呈周期性的变化规律，即重复出现同样变化。
【问题2】观察教材图1-3，核电荷数为1—18的元素原子最外层电子数，请说出随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现了怎样的周期性的变化？[展示幻灯片3][结论]1、2号元素最外层电子数由1增加到2，3—10号元素和11—18号元素原子最外层电子数则重复出现由1逐一递增至8的变化。
[分析]2号He，10号Ne，18号Ar都是稀有气体元素，它们的原子最外层电子数尽管不都为8，但是都达到了饱和结构。
【问题3】请同学再次总结一下，1—18号元素原子核外电子排布的周期性变化。
[回答]随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性的变化。
变化的内容：每隔一定数目，元素原子最外层电子数重复出现由1到饱和结构（2或8）递增的变化。
[小结]随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现由1到饱和结构（2或8）递增的周期性的变化。
[分析]原子的结构如原子的核电荷数，核外电子排布等是决定元素某些性质的因素。
【问题4】随着核电荷数的递增，元素原子核外电子排布呈周期性变化，那么元素的性质如元素原子半径、元素主要化合价是否也会随着核电荷数的递增呈现一定的周期性变化呢？这就是我们下面要讨论的内容。
2017-2018学年人教版必修2 第1章第1节 元素周期表(第2课时) 教案
①碱金属元素原子的最外层电子数相同、均为一个电子，它们化学性质相似；
②它们都能与O2等非金属单质及水反应，产物中均显+1价。
③不同：随着核电荷数增加，它们的电子层数增多，原子核对最外层电子的引力减弱，所以它们的化学性质也有差异。Li→Cs越来越活泼，金属性增强。
[教师]碱金属在化学性质上有相似和不同。它们的物理性质又怎样呢？是否也有相似和不同，根据书本第7页的表，归纳碱金属的物理性质及变化规律。
教案编号：授课日期：
课题
第1节元素周期表（第2课时）
课型
新课
教学目标
1、知识与技能：初步掌握元素的性质与原子结构的关系、初步学会总结元素的性质递变规律的能力。
2、过程与方法：自主学习、归纳总结同主族元素的性质；自主探究元素性质与原子结构关系以及同主族性质递变规律。
3、情感态度与价值观：逐步养成勤于思考，勇于探究的科学品质，培养理论联系实际的科学观念和科学态度；树立事物变化是量变引起质变的辨证唯物主义观点。
【预测】金属钾的性质
[演示]演示钾与水反应的实验
[总结]浮、熔、游、响、红；K轻微爆炸；钠、钾都易和水反应，钾比钠反应剧烈。
[演示]演示钾与氧气的反应。
[总结]①都熔化成银（银白）色小球，但钾先燃烧；
②颜色不同；
③钠、钾都易和氧气反应，钾比钠反应剧烈，钾更易与氧气反应。
[思考]通过实验我们知道钠和钾都能和O2、H2O等反应，在反应中Na、K失电子表示出还原性，但钾更易发生反应。碱金属性质为什么会相似呢？又为什么有不同呢？你认为元素的性质与它们的原子结构有关系吗？
课堂小结
课后作业
板书设计
1、碱金属元素
（1）原子结构
高中化学 《元素周期表的应用》 第二课时 教学案 新人教版必修2
第三节元素周期表的应用第2课时【复习提问】同周期元素的性质是如何递变的？【新课导入】那么同主族元素的性质有无规律呢？【板书】二、同主族元素性质的预测【交流与研讨】在元素周期表中，同主族元素原子的核外电子排布有什么特点？它对元素的性质有何影响？【点评】以一连串问题引入新课，可激发学生的学习兴趣和吸引学生的注意力，另外在上一课时已经学过运用原子结构理论分析同周期元素性质递变规律，现在提出这一问题，就是引导学生学会运用原子结构理论去指导探究元素化合物知识的学习方法。
【结论】同主族元素从上到下，随着原子核外电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子的引力减小，元素原子得电子能力减弱，失电子能力增强。
【设问】如何用我们学过的知识来证明上述结论？【阅读自学】教材P21页最后一自然段至P22页第2自然段。
【归纳】完成表格：【分组讨论】从上表中你能得出什么结论？【板书】1、同主族元素原子的最外层电子数相同，因而化学性质具有相似性。
【质疑】同主族元素的性质有何不同吗？【思考】根据F2、Cl2、Br2、I2分别与H2反应条件、程度以及生成的气态氢化物的稳定性等方面分析同主族元素性质的递变规律。
【概括】ⅦA 族元素单质与H 2反应情况【点评】Cl 2、Br 2、I 2的性质在《化学1（必修）》中已分散学过，在此进行整合，不仅对知识起到复习作用，还可以引导学生学会归纳、比较的学习方法。
【板书】2、同主族元素性质具有递变性---从上到下，原子半径增大，元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱【过渡】同主族元素性质既有相似性，也有递变性，门捷列夫正是根据这个规律对某些元素的性质进行大胆预测的。
【讨论】请你根据钾在周期表中的位置，预测金属钾的性质。
【演示】分别向两只培养皿中加水至其体积的1/2，然后分别加入绿豆大小的金属钾和钠，观察反应的剧烈程度，记录现象（为了便于观察，将培养皿放在投影仪上，通过投影来观察实验现象）【板演】钾、钠分别与水反应的化学方程式。
人教版高中化学 必修2第一章第一节元素周期表第二课时
请同学们观察表1-1，总结碱金属的物理性质有什么相似性和递变性。
【板书】①相似性：单质的颜色，除铯外，都呈银白色，状态柔软，密度小，熔点低
②递变性：密度逐渐增大（K除外）；单质的熔沸点逐渐降低。
（2）卤族元素
【过渡】我们已经学习了碱金属元素的性质与原子结构的关系，卤族元素是否也一样呢？我们继续来研究。
【课堂小结】通过学习碱金属和卤族元素的性质，我们可以看到元素的性质与原子结构有着密切的联系，主要是与原子核外电子的排布，特别是最外层电子数有关；原子结构的相似元素，在化学性质上表现出相似性和递变性；在元素周期表中，同一主族从上到下，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【提问】碱金属元素从上到下，失电子能力越来越强，也就是金属性越来越强。那么请大家思考一下，如果判断某金属元素的金属性强弱，判断依据是什么呢？
请同学们阅读课本第7页相关内容，回答这个问题。
【讲解】对，我们可根据a其单质与水（或酸）反应置换出氢的难易；b它们的最高价氧化物的水化物-氢氧化物的碱性强弱来判断。
2、碱金属的化学性质
（1）碱金属与氧气的反应：
【实验1】取相同大小的钾、钠各一粒，分别放在石棉网上的两边同时加热，观察实验现象。
【现象】钾先熔化，且反应比钠与氧气反应剧烈。
【思考交流】请大家尝试写出Na、K分别与氧气反应的化学方程式。并尝试写出Li与O2反应的方程式。
【完成表格，板书】
碱金属
与氧气的反应
【实验1-1】根据我演示的实验，请同学们完成第9页的表格。（根据现象写出化学方程式并比较氧化性的强弱）
【讲解】
卤素单质的氧化性由左到右逐渐减弱。也就是非金属性逐渐减弱。
高中化学 人教版必修2 第1章 第2节 原子核外电子的排布、元素周期律及应用 教学设计、教案
第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布元素周期律1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系，了解核外电子分层排布的规律。
2.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。
3.理解元素周期律的内容和实质。
原子核外电子的排布1．电子层(1)含义：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层。
(2)表示方法电子层n 1 2 3 4 5 6 7 字母K L M N O P Q 离核远近由近到远能量高低由低到高2.电子分层排布的规律(1)电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能超过2)，次外层电子数不能超过18。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高。
()(2)稀有气体元素的原子最外层都排有8个电子。
()(3)M层为最外层时最多容纳的电子数不超过8个。
()(4)原子核外各电子层容纳的电子数为2n2个。
()答案：(1)×(2)×(3)√(4)×2．下面关于多电子原子的核外电子的运动规律的叙述正确的是()①核外电子是分层运动的②所有电子在同一区域里运动③能量高的电子在离核近的区域内运动④能量低的电子在离核近的区域内运动A．①④B．②③C．①③D．②④解析：选A。
原子核外电子是分层运动的，能量越低离核越近，能量越高离核越远。
3．甲、乙两元素原子的第2层电子数都是其他层电子总数的2倍。
下列推断正确的是()A．甲与乙处于同一周期B．甲与乙处于同一主族C．甲与乙指的是碳和铝D．甲与乙的原子序数之和是偶数解析：选D。
L层最多可有8个电子，当其他层共有4个电子时符合题意，根据核外电子排布规律，镁符合条件；当L层未填满电子时，K层的2个电子已填入，此时L层应有4个电子，碳符合条件。
【课件】《必修2第一章第一节元素周期表》(第2课时)教学设计
课题：《必修2第一章第一节元素周期表》（第2课时）教学设计执教：符妙影1、知识与技能：初步掌握元素性质和原子结构的关系。
探究碱金属元素性质的相似性和递变性。
2、过程与方法：通过积极参与课堂，通过观察分析、实验验证、合作学习等，体会探究的乐趣，培养学习化学的兴趣。
3、情感态度与价值观：认识由一般到特殊的认知规律，培养辩证唯物主义观1、碱金属元素的原子结构和元素性质。
2、同族元素性质的相似性和递变性。
烧杯，小刀，滤纸，蒸馏水，金属钠，金属钾，酚酞溶液。
：1、元素周期表的结构。
7横（三短四长）；18纵16族（7主7副零和VIII ）2、完成下列表格提问：有什么规律？（电子层数=周期序数；最外层电子数=主族序数）推断引入新课：二、元素的性质与原子结构：在周期表中有些族的元素还有一些特别的名称，例如：第ⅠA族：碱金属元素第ⅦA族：卤族元素今天，我们就来学习碱金属元素的相关知识，请同学们根据已经学过的元素周期表的知识完成第5页的“科学探究”。
填写P5表格。
（元素符号可以参看左边的元素周期表）2、观察上表，找出碱金属原子结构的相似性和递变性？相似性：最外层电子数相同，都为１个递变性：从上到下）核电核数增大，电子层数增多，原子半径增大碱金属元素化学性质有没有相似性和递变性？师：碱金属半径越大，最外层电子离原子核就越远，原子核对最外层电子的控制力就越小。
由此我们可以推测他们的活泼性，应该随着电子层数的增加，越来越活泼。
那实际上是不是这样的呢，我们用实验来说明问题。
“科学探究”2：【实验】钾、钠在空气中燃烧（列表比较钠、钾燃烧的现象）【思考与交流】根据钾、钠与氧气和水反应的实验，请总结出碱金属元素的化学性质有什么相似性和递变性呢？1、与O2反应：（写出反应方程式）4 Li O2△ 2 Li2O氧化锂（注意：不是生成过氧化锂）2Na O2 △ Na2O2 （淡黄色）过氧化钠钾、铷等与氧气反应生成比过氧化物更复杂的氧化物。
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元素周期表及其应用（二）教学设计
三维目标
知识与技能
1．知道同周期、同主族元素性质的递变规律。
2．理解元素在周期表中的位置与它的原子结构、元素化学性质三者之间的关系。
过程与方法：运用逻辑推理的方法研究学习同主族元素性质的递变规律
情感态度价值观：1.了解周期表的编制过程，了解科学发现和发展的过程
2.认识周期表的理论对实践的指导作用
教学重点及难点
重点：同周期、同主族元素性质的递变规律。
难点：元素在周期表中的位置与原子结构、元素化学性质三者之间的关系。
设计思路
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，学会使用周期表是本单元的主要目的，因此要认识周期表的结构，要探究元素在周期表中的位置与原子结构、元素化学性质三者之间的关系。
元素周期表学生并不陌生，从初中开始，学生就把周期表作为一个学习的工具在使用。
本次周期表的学习，要更加全面、系统地来学习，要引导学生运用元素在周期表中的位置、原子的电子层结构来推测元素及其化合物的性质。
卤族元素及其化合物的性质已经学习过，此处应利用周期表知识来解释它们具有相似性质的原因。
利用元素周期表体现元素周期律来复习巩固周期律中所学的元素金属性、非金属性的递变规律。
全面认识元素周期表中元素性质的递变规律。
弄清下列问题：金属性最强的元素在周期表的什么位置？非金属性最强的元素又在周期表的什么位置？为什么金属分布在左下角？为什么非金属分布在右上方？强调元素在周期表中的位置与它的原子结构、元素化学性质三者之间的关系。
教学过程
[导入]通过元素周期律的学习，我们知道了元素性质的周期性变化规律，通过元素周期表内容的学习，我们又知道了各元素在周期表中的位置，那么，元素在周期表中的位置，与该元素的原子结构、元素性质之间，是否也有着一定的联系呢？
[板书]
二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系
元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系
[提问]同周期从左到右，元素的金属性和非金属性如何变化？
同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[追问]请从微观角度分析，同周期元素的金属性递减、非金属性递增与原子结构之间的关系。
[讲述]同周期从左到右，电子层数相同，元素原子的半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力逐渐增强，金属原子失去电子的能力逐渐减弱，非金属原子得到电子的能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[板书]
同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
根据元素的金属性，可以推导出元素与水和酸反应的剧烈程度、元素所对应的水化物的碱性强弱等。
根据元素的非金属性，可以推导出元素与氢气化合的难易程度、氢化物的稳定性、元素所对应的水化物的酸性强弱等。
判断：①硒酸与高溴酸的酸性强弱答案：硒酸＜高溴酸
②H2Te与HI的稳定性答案：稳定性H2Te＜HI
③LiOH与Be（OH）2的碱性答案：碱性：LiOH＞Be（OH）2
[讨论]
以卤素单质与氢气化合为例，大家讨论同一主族元素从上至下，元素性质将如何递变？（ppt：3）
学生阅读表格，从中提炼出卤族元素非金属性的变化情况。
[结论] 同主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。
[板书]
同主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
[思考] 大家再从微观角度分析，同主族元素的金属性递增、非金属性递减与原子结构之间的关系。
[分析]同主族从上到下，电子层数不同，最外层电子数相同，元素原子的半径逐渐增大，原子核对外层电子的引力逐渐减弱，金属原子失去电子的能力逐渐增强，非金属原子得到电子的能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
根据元素的金属性，可以推导出元素与水和酸反应的剧烈程度、元素所对应的水化物的碱性强弱等。
根据元素的非金属性，可以推导出元素与氢气化合的难易程度、氢化物的稳定性、元素所对应的水化物的酸性强弱等。
请判断：①H2SO4和H2SeO4的酸性
答案：H2SO4＞H2SeO4
②Ca（OH）2和Al（OH）3的碱性
答案：Ca（OH）2＞Al（OH）3
[练习]请同学们在元素周期表中找出金属性最强的元素(放射性元素除外)和非金属性最强的元素。
[结论]金属性最强的元素位于周期表左下角(除放射性元素外)是铯(Cs)；非金属性最强的元素位于周期表的右上角，是氟(F)。
[提问] 请分析虚线右上方和左下方元素是金属还是非金属。
[答案]右上方为非金属，左下方为金属。
[过渡] 下面我们来分析元素在周期表中的位置、原子的结构、元素的性质之间的关系。
[板书]
2.位置、结构、性质三者之间的关系
元素在周期表中的位置原子的结构元素的性质
[过渡]
根据元素在周期表中的位置，我们可以推测元素原子的结构，预测元素主要的化学性质，从而指导我们学习和研究化学。
元素周期表不仅对元素进行了分类，也揭示了一系列的科学观念。
请阅读教材第9页最后两段内容。
[板书]
三、元素周期表的意义
1. 预测新元素
2.寻找原料
⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧—过渡元素—合金）耐高温、耐腐蚀性的（—过渡元素
—）催化剂（线附近—金属与非金属的分界—）半导体（附近—氟、氯、硫、磷、砷—）农药（4321
[过渡]
现在，我们已初步体会到了周期表对我们学习的指导作用，那么，科学家们在完成这张元素周期表时，经历了怎样的一个过程呢？请大家阅读课本P10《门捷列夫与元素周期律》部分内容。
[板书]
四、元素周期律的发现和周期表的编制
[课堂小结]
本节着重掌握元素的性质、原子的结构及元素在周期表中的位置三者之间的统一关系：即位、构、性的统一。
这对于学习化学有着重要的意义。
[板书设计]元素周期表及其应用 （二）
二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系
同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
2.位置、结构、性质三者之间的关系
元素在周期表中的位置 原子的结构 元素的性质
三、元素周期表的意义
2. 预测新元素
2.寻找原料
⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧—过渡元素—合金）耐高温、耐腐蚀性的（—过渡元素
—）催化剂（线附近—金属与非金属的分界—）半导体（附近—氟、氯、硫、磷、砷—）农药（4321
四、元素周期律的发现和周期表的编制
[教学反思]。