元素周期律导学案——学生版(定)
元素周期律第二课时导学案
元素周期律第二课时知识目标：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.掌握元素周期表和元素周期律的应用，了解周期表中金属元素、非金属元素分区，掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系教学重点与教学难点：1.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。
2.“位、构、性”的推导知识铺垫：1.随着原子序数的递增，元素原子的呈现周期性变化。
随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。
随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。
2.判断元素金属性强弱的依据：（1）；（2）。
判断元素非金属性强弱的依据：（1）；（2）。
3.钠与水反应的实验现象及方程式：4.Al(OH)3与酸、碱的反应方程式：、自主学习：1.2.相关反应的化学方程式：、、结论：Na、Mg、Al的金属性强弱的顺序是参考资料：/3请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据，比较：氢化物稳定性强弱顺序最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序结论：随着原子序数的递增，11~17号的元素的金属性逐渐，非金属性逐渐4.关系？非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和有什么规律？结论：特殊：氧元素的化合价一般是价，而氟元素正化合价。
元素只有正化合价而无负价。
(2)原子结构与元素在周期表中的位置的关系电子层数= 最外层电子数=5.元素周期表和元素周期律的应用：（1）在元素周期表中：同周期的元素从左至右，元素的金属性，元素的非金属性；同主族的元素从上至下，元素的金属性，非金属性。
在周期表的最右面一纵行是；金属元素与非金属元素之间没有严格的界限，位于金属与非金属分界线附近的元素既能，又能。
参考资料：/（2）指导新元素的发现及预测他们的原子结构和性质。
（3）寻找所需物质在能找到制造半导体材料，如；在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。
合作交流：请根据学过的碱金属元素(ⅠA)，卤族元素(ⅦA)的性质递变规律思考：(1)哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？(2)哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?互动探究：例1：下列说法中肯定错误的是（）A.某原子K层上只有一个电子B.某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍C.某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍D.某离子的核电荷数与最外层电子数相等例2：R.W.X.Y.Z为原子序数依次增大的同一短周期元素，下列说法一定正确的是（m.n 均为正整数）（）A.若R(OH)m为强碱，则W(OH)m+1也为强碱B.若H n XO m为强酸，则Y是活泼非金属元素C.若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正价为+6D.若X的最高正价为+5，则五种元素都是非金属元素例3 超重元素“稳定岛”的假设预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素208X。
人教版高中化学必修二高一下学期化学1.2《元素周期律》导学案(第2课时).docx
高中化学学习材料1.2《元素周期律》导学案（第2课时）【学习目标】1.知道周期表是元素周期律的具体表现形式；2.通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系；3.知道元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。
【温故知新】1.(回忆、思考)什么是元素周期律？其实质是什么？2.(回忆、思考)以第三周期元素为例分析：位于同一周期的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？3.(回忆、思考)以第IA族、第ⅦA族元素为例分析：位于同一主族的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？【课堂研讨】1.(自学、归纳)阅读教材，独立填充下列两个格表。
⑴认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
⑵同周期、同主族元素性质递变规律性质同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子半径电子层结构失电子能力得电子能力元素的金属性元素的非金属性主要化合价最高价氧化物对应水化物的酸碱性与氢气化合的难易气态氢化物的稳定性2.(自学、思考)什么叫价电子？主族元素的最高正价与元素在周期表的位置、元素的原子结构有什么关系？3.(思考、讨论)认真思考，可以与同学讨论，完成下列有关元素位置、性质的总结：⑴周期表中特殊位置的元素(短周期主族元素)①族序数等于周期数的元素：；②族序数等于周期数2倍的元素：；③族序数等于周期数3倍的元素：；④周期数是族序数2倍的元素：；⑤周期数是族序数3倍的元素：；⑥最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：；⑦除H外，原子半径最小的元素：；⑧原子半径最大的元素：；⑵常见元素及其化合物的特性(短周期元素)①空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：；②地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：；③最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：；④元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：；⑤元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：；⑥元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：；⑶在周期表中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。
【知识学习】高一化学《元素周期律》导学案
高一化学《元素周期律》导学案本资料为woRD文档，请点击下载地址下载全文下载地址课题名称《元素周期律》科目化学年级高一教学时间1课时（45分钟）学习者分析学生已学过碱金属，卤族元素等知识，但学生容易形成机械记忆，要引导学生根据实验探究推出元素性质变化规律。
重在指导分析、推理过程。
培养学生的分析能力、归纳能力、自主学习能力。
不能盲目求快，要以学生理解、掌握为目标。
教学目标一、情感态度与价值观1. 培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
2. 理解量变到质变的规律。
二、过程与方法1. 归纳法、比较法；2. 培养学生的抽象思维能力。
三、知识与技能1. 以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子的排布规律。
2. 掌握元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。
教学重点、难点1.元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。
2. 原子核外电子的排布教学资源（1）每位同学自制一份元素周期表；（2）教师自制的多媒体；（3）上课环境为多媒体大屏幕环境。
教学过程教学活动1（一）复习旧知，学生展示，问题导入1.学生互动：互查同学自制的元素周期表，请几位同学点评存在的问题；2.设置疑问，引发思考：请同学思考元素周期表的结构，碱金属元素、卤族元素性质递变规律。
大屏幕显示周期表结构，请学生依次回答问题。
3.引入课题：元素周期律。
同主族元素性质有相识性和递变性，同周期元素呢？大家知道元素性质与原子结构有密切关系，主要与原子核外电子的排布有关。
原子是由原子核和核外电子构成的，电子围绕着核做高速运动，如何研究微观粒子——电子的复杂运动呢、人们提出以下观点。
教学活动2（二）模型展示，合作探究1.多媒体播放：电子层模型示意图。
采用观察、体会、思考、讨论交流的方式提出探究性问题1)问题一：观察这个示意图，它代表了怎么样的含义？2）问题二：电子在各层能量高低顺序是什么？与离核远近有什么联系？3）问题三：核外电子分层排布时电子是如何进入各电子层的呢？请同学们认真观察表1—2，结合初中有关知识及碱金属、卤族的原子结构示意图，努力找出其排布规律。
1.2.2《元素周期律》导学案(含解析)2020-2021学年人教版高一化学必修二
第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第二课时元素周期律）【学习目标】1．通过预习回顾、思考交流，了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分区及元素周期表和元素周期律的应用；2.通过阅读教材、实验设计、实验探究，归纳同周期元素金属性、非金属性变化规律，学会判断元素金属性、非金属性的强弱的基本方法，进一步发展抽象、归纳以及演绎、推理能力。
3．通过归纳总结、讨论交流，认识元素周期律，理解元素周期律的实质，初步认识元素周期表“位、构、性”三者的关系。
【学习重点】同周期元素化合价、原子半径、金属性和非金属性变化规律。
【学习难点】元素周期律的实质【自主学习】旧知回顾：1.元素周期表中同主族元素在化学性质上既表现出相似性，又表现出差异性。
如碱金属元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 ROH ，且均呈碱性，都能与氧气等非金属单质及水反应等。
但随核电荷数的增加，与水反应的剧烈程度逐渐增强等。
卤族元素均能与氢气化合的通式为X2+H2O==2HX ,与水反应的通式为 X2+H2O==HX+HXO （ F 除外），但氢化物稳定性：HF>HCl>HBr>HI ；还原性：HF<HCl<HBr<HI ；酸性：HF<HCl<HBr<HI 。
最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱(除氟外)，即HClO4>HBrO4>HIO4 等均不同。
2.请列出你知道的判断元素金属性和非金属性的强弱的方法？【温馨提示】（1）判断元素金属性强弱：①利用原子结构判断，电子层数越多，最外层电子数越少，金属性越强；②利用金属活动性顺序判断；③单质与水或酸反应置换出氢的难易程度；④最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
（2）判断元素非金属性强弱：①利用原子结构判断，电子层数越少，最外层电子数越多，非金属性越强；②利用非金属单质间的置换反应判断；③利用单质与氢气反应的难易程度、反应条件及氢化物的稳定性判断；④利用最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断。
(完整版)第二节元素周期律导学案
第二节 元素周期律【学习目标】1、了解原子核外电子的排布；能划出1～20号原子结构示意图。
2、掌握元素化合价、原子半径随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。
【相关知识点回顾】1、原子核外电子是 排布的。
现在发现元素原子核外电子最少的有 层，最多的有 层。
最外层电子数最多不超过 个（只有1层的不超过 个）。
元素的性质与原子核外电子的排布，特别是 上的电子数目有密切关系。
2、右图是某元素的原子结构示意图，该原子的核电荷数为 ， 核外有 个电子层，最外层有 个电子，化学反应中这种 原子容易 （填“得”或“失”）电子。
【学习过程】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。
3、排布规律：按能量由 到 ，即由内到外，分层排布。
⑴ 第1层最多只能排____个电子 ⑵ 第2层最多排____个电子⑶ 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) [练习]1、下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。
2、下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?二、元素周期律填写教材P14～15表格，然后思考与交流如下问题： 1、化合价的递变规律分析元素主要化合价的变化，你能得到什么结论？结论：随着原子序数的递增， 。
在1~20号元素中，同一元素化合价有以下量的关系： ① 最高正价= ；最低负价与最高正价的关系为：│最高正价│+│负价│= 。
②金属元素无 价（除零价外，）；既有正价又有负价的元素一定是 元素； ③O 、F 无正价。
2、原子半径的递变规律分析原子半径的数据变化，你能得到什么结论？结论：随着原子序数的递增， 。
【规律】：同一周期元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐 。
同一主族元素的原子随电子层数的增加，半径逐渐 。
小结：微粒半径大小比较规律，一般情况下(稀有气体除外) ⑴先看电子层数,电子层数越多，则半径 ， “层多径大” 如：Li Na K Rb Cs ；I Br Cl F ；Na Na +⑵电子层数相同时，再看原子序数， 原子序数越大,则半径 ，“序小径大” 如：Na Mg Al ； F O N C ；(Na +) r(F -)⑶电子层数和核电荷数都相同(同种元素)时,再看核外电子数(或最外层电子数),核外电子数(或最外层电子数)越多，则半径 ，如 Cl Cl- 【重要的规律方法】（１） 比较微粒半径大小：三看：一看电子层数；二看核电荷数；三看核外电子数或最外层电子数 （２）对于同种元素：①阳离子半径<原子半径②阴离子半径 > 原子半径（３）对于电子层结构相同（电子层数相同，每一层的电子书也相同）的离子：核电荷数越大，则离子半径越小。
元素周期律导学案
元素周期律导学案学案导学目标：1.了解元素周期律的历史背景和发展过程；2.掌握元素周期表的组织结构和常见元素的分布规律；3.理解元素周期表中原子序数、元素符号、元素名称和相对原子质量的含义；4.能够应用元素周期律解决相关问题。
导学内容：一、元素周期律的历史背景和发展过程1.元素周期律的提出和发展过程2.门捷列夫周期律和近代元素周期律的差异二、元素周期表的组织结构和常见元素的分布规律1.元素周期表的构成和组织结构2.元素周期表中周期和族的概念3.元素在周期表中的位置与其原子结构和性质的关系三、元素周期表中的元素信息1.元素周期表中的元素符号、名称、原子序数和相对原子质量2.元素周期表中常见元素的分类特点和应用四、元素周期律的应用1.通过元素周期律预测新元素的性质和存在性2.通过元素周期律解释元素之间的周期性变化规律3.通过元素周期律解释化学反应中元素的反应性差异4.通过元素周期律解释元素化合价和化合物的性质导学导引：首先，我们先来回顾一下元素周期律的历史背景和发展过程。
在19世纪初，科学家们已经发现了很多种元素，并试图将它们分类和归纳。
1828年，德国化学家门捷列夫将当时已知的60种元素按照质量和化学性质进行了分类，并提出了“三原则”：质量排列原则、周期性规律原则和相似性原则。
这是元素周期律最早的雏形。
之后，门捷列夫的财政问题导致他无法继续研究这一课题，元素周期律的研究一度停滞。
直到1869年，俄国化学家门捷列夫独立发现了周期性规律，并成功地将当时已知的63种元素按照原子质量和化学性质进行了排列。
他提出了现代元素周期律的基本原理，被广泛认为是元素周期律的奠基人。
此后，随着科学技术的进步和新元素的陆续发现，元素周期表不断完善和扩充，成为了现代化学的基础之一元素周期表是按照元素的原子序数（即核电荷数）和化学性质进行排列的表格。
现代元素周期表由7个周期和18个族组成，元素按照原子序数递增的顺序排列，相邻族之间有着相似的化学性质。
元素周期律导学案
元素周期律导学案-CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN课题：《元素周期律（1）》[使用说明及学法指导]1.、请同学们认真阅读课本，划出重要知识，规范完成课前预习案并记熟基础知识，用红笔做好疑难标记。
2、将预习中不能解决的问题标识出来，并填写到后面“我的疑问”处。
3、限时30分钟，独立完成。
[学习目标]1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价变化的规律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必然结果，从而理解元素周期律的实质[重点、难点]重点难点：原子的核外电子排布变化的规律；原子半径变化的规律课前预习案一、教材助读（具体要求：①通读教材，规范、准确、简介标注出下列知识并做好必要的整理。
②用红笔标注不明白的问题或提出你的疑问；③记住最基本原理。
20分钟）【课前预习】1 、金属单质与水或酸反应（非氧化性酸）置换出氢气越容易（反应的程度越剧烈），表明元素的金属性，金属最高价氧化物对应水化物的碱性越强，表明元素金属性。
2、非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明元素非金属性。
3、原子是由和构成的。
在含有多个电子的原子里，电子的能量是，电子分别在不同的区域内运动。
我们通常把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作，分别用n=1，2，3，4，5，6，7或用电子层符号来表示从内到外的电子层。
4、电子层与能量的关系电子总是尽可能先从排起，当一层后再填充下一层。
二、我的疑问（写下预习中未能解决的问题和疑惑，准备课堂上与老师和同学探究解决）课堂探究案探究一、原子核外电子的排布规律导引问题 1,原子核外电子排布有哪些规律?2,如何表示出原子或简单离子的核外电子排布情况？【练习】1、判断下列示意图是否正确为什么22、画出下列原子的原子结构示意图Li Na和Na+ F和F- Cl和Cl- Ne Ar结合上面所画原子结构示意图，分析元素的化学性质主要决定于什么有何规律探究二同周期元素性质的变化规律1 [科学探究]阅读教材14页表格1,思考并讨论:随着原子序数的递增,元素的核外电子排布,元素的原子半径和元素的化合价呈现什么规律性的变化?原子序数电子层数最外层电子数原子半径的变化（稀有气体除外）最高或最低化合价变化1--211→2-------+1→→03--1011--18结论随着原子序数的递增，原子的核外电子排布呈现的变化；随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现的变化；2根据判断元素金属性、非金属性强弱的依据我们可以用哪些实验或物质的性质来判断第三周期元素的性质变化规律结论：随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现的变化。
元素周期律导学案
【重点难点】
重点：原子半径、元素主要化合价、金属性、非金属性递变规律。
难点：金属性、非金属性的比较及应用。
【导学流程】
一．基础感知
（一）结合课本14-15页科学探究，完成下列问题：
1、同主族元素：从上到下，最外层电子数_____，电子层数_____，原子半径______，金属性，非金属性。
元素周期律
班级姓名小组.
【学习目标】
1.结合课本14-15页科学探究，正确书写1-18号元素的符号、原子结构示意图，并准确归纳同周期最外层电子数、原子半径、主要化合价的递变规律。
2.结合最外层电子数与化合价的关系及教师讲解，准确归纳最高正价和最低负价的关系。
3.结合课本15-16页科学探究，正确说出同周期元素金属性和非金属性的Si、P、S、Cl。
最高价氧化物：N、P。
最高价氧化物对应的水化物：N、P。
类比S的化合物的书写方式，Se的氢化物，最高价氧化物对应的水化物。
（三）元素周期律：元素的性质随着的递增而呈周期性的变化。
思考2：元素性质呈周期性变化的原因？
2、同周期元素：从左到右，相同，最外层电子数，原子半径。
3、主要化合价：第二周期（3-9号元素）最高正化合价、最低负化合价如何递变？
与第三周期的有何不同？
最高正价和最低负价与最外层电子数的关系？
思考1：某短周期元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则这种元素是什么？
（二）结合课本15-16页科学探究，完成下列问题：
4、小结1：Na、Mg、Al与H2O(或H+)反应的剧烈程度、最高价氧化物对应水化物的碱性递变规律如何？
小结2：Si、P、S、Cl与H2反应的条件、反应的剧烈程度、生成氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物(也叫最高价含氧酸)的酸性强弱的递变规律如何？
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第二节元素周期律
【学习目标】
1．了解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，认识元素周期律。
2．了解原子结构与元素性质之间的关系。
3．对比学习同族和同周期的递变规律及差异，理解“位构性”的关系。
一、元素原子结构的周期性变化（科学探究1）
1．钠、镁、铝金属性强弱的比较
[知识回忆]如何判断金属性、非金属性的强弱
[实验探究分组实验]
利用你所知道的知识以及提供的实验仪器，设计实验证明镁铝的金属性质的强弱，记录实验现象，结合前面所学钠的实验综合对比得出结论。
观察并记录实验现象以及发生的反应方程式
；
有出现不能分析的现象吗，如果有，请记录；
分析实验现象，你得到的结论为。
2．硅、磷、硫、氯的性质的比较
根据所学知识，分析填写上表后，你能得出什么结论
三、元素周期律
1．通过对11-17号元素性质的分析，你能得出什么结论?
2．通过对11-17号元素性质的分析，其性质差异的本质原因是什么？
四、归纳对比
1． 元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 ①同一主族，从上到下，原子半径逐渐________，元素的原子失电子能力逐渐________， 得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________，非金属性逐渐________。
②同一周期，从左向右，原子半径逐渐________，最外层电子数逐渐________，元素的 原子失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________， 非金属性逐渐________；
五、课堂练习
1．比较下列性质（填“>”、 “<” 、“=”）：
①半径：N F ②酸性：H 2CO 3 HNO 3 ③ 碱性：KOH Ca(OH)2 ④还原性：K Ca ⑤稳定性：H 2S H 2O ⑥非金属性：O N 2．下列各组中化合物的性质比较，不正确的是 ( ) A.酸性：HClO 4 >HBrO 4 >HIO 4 B. 碱性：NaOH >Mg(OH)2 >Al(OH)3 B.稳定性：PH 3 >H 2S >HCl D. 非金属性：F >O>S
3.下列递变情况中，正确的是： ( )
A. Na 、Mg 、Al 原子的最外层电子数依次减少
B. Li 、Na 、K 的金属性依次减弱
C. C 、N 、O 的原子半径依次减少
D. Si 、P 、S 元素的最高正化合价依次降低 4．X 元素最高价氧化对应水化物为H 3XO 4 ，则它对应的气态氢化物为（ ）
A. HX
B. H 2X
C.XH 4
D. XH 3 5.原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是 （ ）
A ．电子层数逐渐增多
B ．原子半径逐渐增大
C ．最高正化合价数值逐渐增大
D ．从Si 到Cl ，最低负化合价从-4到-1 6．下列关于元素周期表和元素周期律的叙述正确的是( ) A ．元素的性质随着相对原子质量的递增，呈周期性的变化 B ．周期表中，元素族序数都等于该族元素原子的最外层电子数 C ．第三周期中，随着核电荷数的递增，元素的金属性逐渐增强
D ．随核电荷数的递增，ⅦA 族元素的单质熔、沸点升高，碱金属元素单质熔、沸点降低 7．镭是元素周期表中第七周期ⅡA 族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是( )
A ．在化合物中显＋2价
B ．单质能与水反应置换出H 2
C ．氢氧化物呈两性
D ．碳酸盐难溶于水
金属性逐渐
金
属
性
逐渐
非金属性逐渐。