元素周期律第二课时 教学设计
4.2元素周期律（第2课时）教案
《元素周期律》第二课时教学设计了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。
我们可以为元素周期表中的相似元素进行分区，以此更好的分析和观察不同元素之间的联系和区别。
讲授新课第二节元素周期律一、元素周期表元素周期表虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。
由于元素的金属性与非金属性之间没有严格的界限，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
主族元素从上到下，从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。
一般情况下，元素的化合价和元素在周期表中的位置有一定的关系。
1、主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数，因为族序数与最外层电子数相同。
例如：C的最高正化合价是+4，与它所处的族序数是4相等。
2、非金属元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电子数；而它的负化合价，则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。
砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药。
元素周期律的应用案例案例三：人们还在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。
门捷列夫的预言门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种当时尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。
例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。
1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。
门捷列夫的预言门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。
：【练习】1、填空虚线左下方是______元素，虚线右上方是_______元素，最右一个纵列是_________元素。
虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。
【练习】2. 下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是( )A．C、N、OB．Li、Na、KC．Cl、Br、ID．Na、Mg、Al在主族元素中，元素的最高正化合价与其族序数相等（O、F元素除外），同一周期元素，元素最高正化合价随着原子序数的增大而增大（O、F元素除外），同一主族元素，其最高正化合价相等（O、F元素除外），A．C、N的最高正化合价分别为+4、+5，但O元素的最高正化合价与其族序数不等，不符合题意，故A错误；B．Li、Na、K元素属于同一主族元素，其最高正化合价都是+1价，不符合题意，故B错误；C．Cl、Br、I属于同一主族元素，其最高正化合价都是+7价，不符合题意，故C错误；D．Na、Mg、Al最高正价分别为+1、+2、+3，所以符合题意，故D正确。
第二节 元素周期律 第2课时教案
1~~1~~2 元素周期律（第2课时）[教学目标]：[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递增而呈现周期性变化规律。
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]：培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。
[重点与难点]：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，探究能力的培养。
[教学媒体及教具]：实验仪器等[教学过程设计]：【引入】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变化呢？这节课，我们就以第三周期为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
[过渡]从金属性和非金属性强弱的判断依据里，我们来设计实验探究第三周期元素的金属性和非金属性强弱。
[板书]（三）元素周期律1、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。
[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较逐渐减弱。
[过渡]我们再研究第三周期的非金属Si、P、S、Cl的非金属性的强弱。
[过渡] 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。
[板书]2、同周期元素性质递变规律从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[思考]写出1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。
[讲解]原子结构周期性变化（核外电子排布、原子半径）决定元素性质周期性变化（元素的化合价、元素的金属性、元素的非金属性）可归纳出元素周期律[板书]3、元素周期律（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这条规律叫做元素周期律。
元素周期律 第二课时 教案设计
以上我们通过实验事实来说明元素的金属性和非金属性，那么我们能不能从原子结构理论比较元素金属性或非金属性。
通过本节课的学习我们可以归纳出元素周期律的定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。其中元素的性质包括原子半径、主要化合价和金属性和非金属性，其中金属性和非金属性是重点。这三个元素的性质都是随着原子序数的增加呈现周期性的变化，而他们呈现周期性变化的根本原因就是原子核外电子排布的周期性变化。
金属性：在氧化还原反应中，电子有失必有得，我想比较元素的原子失电子能力，那我们得到同一把尺子去衡量，书上的实验用H+。让不同的物质与氢离子反应，氧化剂得电子能力一样，还原剂越容易失去电子反应越容易。【看视频】
通过以上实验，同学们能判断出钠、镁、铝的金属性强弱吗？
好。在比较金属性和非金属性上，我们提出了两类物质，其一为最高价氧化物对应水化物，碱性越强金属性越强。什么是碱（酸）性？
3.金属性
最高价氧化物对应水化物的碱性
与H2反应的难易程度
非金属性
最高价氧化物对应水化物的酸性
教学反思
这节课很有可能学生已经上过了，学生学习的积极性很难调动。
板书中说的原子半径，后面却讲了原子半径和离子半径。
金属性与非金属性板书设计有问题。
随着原子序数的增加，元素的最高正价呈现+1到+7，最低负价呈现-4到-1的周期性变化。
钠大于镁，大于铝。
电离出氢氧根（氢离子）的能力
NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3
Si<P<S<Cl。
【从能量角度考虑，学生也许不懂。通过学习后面的课程，慢慢理解。】
必修第一册化学人教版：元素周期律(第2课时)教案
第四章物质结构元素周期律
4.2 元素周期律（第2课时）
教学设计
一、教学目标
1．知识与技能
（1）了解周期表中金属元素、非金属元素分区。
（2）掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。
2．过程与方法
（1）自主学习。
自主引导探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。
（2）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。
3．情感态度与价值观
培养学生辨证唯物主义观点，培养学生科学创造品质以及理论联系实际的能力。
二、教学重难点
1．教学重点：周期表、周期律的应用
2．教学难点：“位、构、性”的推导
三、教学过程
四．板书设计
元素周期律
1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。
3、元素周期律、元素周期表的应用。
《元素周期表》第二课时教学设计
《元素周期表》（第二课时）一、教材分析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。
而元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的重要工具。
元素周期表在初中化学中已有简单介绍，本节书的总体思路是在初中已有知识的基础上让学生学习元素周期表，突出原子结构与元素原子在周期表中的位置关系后，引导学生思考原子结构与元素性质的关系，得出元素性质主要与原子核外电子排布密切相关的结论，最后，引导学生思考原子核与元素的性质是否有关引出核素概念，了解放射性同位素的应用。
在教学时可将本节教材分为三个课时，第一课时主要认识元素周期表的结构以及其与原子结构的关系；第二课时主要探究元素的化学性质与原子结构的关系；第三课时探究元素的化学性质与原子结构的关系，小结元素性质与原子核外电子排布密切相关后，学习核素及同位素概念。
二、学情分析在人教版九年级上册第四单元物质构成的奥秘中，学生对元素周期表的简介以及原子的核外电子排布等知识已有所了解，从元素周期表中能够获取元素名称、符号、原子序数、原子相对原子质量等信息，知道最外层电子数为8（第一周期为2）的结构化学性质稳定，金属元素最外层电子数一般少于4，反应中易失去电子，非金属元素的最外层电子数一般多于4，反应中易得到电子。
结合学生过往已有的知识，本节课将从实验出发，以一系列的实验事实凸显元素的原子结构（尤其是最外层电子数）与化学性质之间的密切联系，丰富学生对元素周期表的认识，深刻理解“元素周期表是学习和研究化学的重要工具”的含义。
教材中对碱金属元素化学性质的探究通过实验归纳得出，这要求学生能够准确描述实验现象并进行对比归纳；对卤族元素化学性质的探究则将实验事实以表格的形式呈现，这对学生处理信息的能力提出了较高的要求，能够从文字中筛选出关键内容进行对比，归纳出“递变性”规律。
另外，本节课除了要让学生发现同一主族元素“递变性”外，还要从同一主族元素化学性质的“相似性”归纳出结构与性质的关系，要求学生有较为全面的思维能力，能够充分挖掘未知的潜在性规律。
《元素周期律 第2课时》示范课教学设计【化学人教版高中必修第一册(新课标)】
元素周期律（第2课时）大单元-高中化学必修1第四章第一单元1.认识原子核外电子排布、元素化合价、原子半径随原子序数递增而呈现周期性变化的规律。
2.了解元素周期表的结构，认识原子结构与元素在周期表中位置间的关系。
3.能运用比较、归纳等方法对信息进行加工。
随着人类对原子结构认识的逐渐深入，元素之间的周期性变化规律逐渐被一些科学家发现。
1829年，德国的德贝赖纳在研究元素的相对原子质量与化学性质的关系时，发现有几个相似的元素组：①锂、钠、钾；②钙、锶、钡；③氯、溴、碘；④硫、硒、碲；⑤锰、铬、铁。
19世纪60年代，俄国著名化学家门捷列夫和德国化学家迈尔等分别根据相对原子质量的大小，将元素进行分类排队，发现元素性质随相对原子质量的递增呈明显的周期性变化规律。
经过多年的艰苦探索，门捷列夫发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期律，并于1869年发表了元素周期表。
元素之间到底有什么样的周期性变化规律?元素周期表到底是按照什么标准制定的?它的价值何在?【任务六】元素周期律具体体现在哪些方面【任务七】比较元素性质强弱的依据【任务八】元素周期表的制定依据和结构【任务六】元素周期律具体体现在哪些方面1.原子最外层电子排布呈周期性变化【活动设计】问题1：什么是原子序数?它与核电荷数、质子数有何关系?问题2：前18号元素原子核外电子排布有何规人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫作。
核电荷数= = 。
学习目标情境导入学习任务学习活动律?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。
【设计意图】让学生自己依据事实，总结归纳原子核外电子排布的规律，训练其总结归纳能力，形成量变引起质变的辩证唯物主义观念，并为下一活动的开展做好准备。
2.原子半径、元素主要化合价呈周期性变化【活动设计】原子半径与原子序数的关系：元素主要化合价：微粒半径大小比较规律(一般情况下)：1.看电子层数：电子层数越多，半径越大(层多径大)。
人教版必修二第一章第二节元素周期律第2课时教案
【教学设计】必修Ⅱ第一章物质构造元素周期律第二节元素周期律（第2课时）一、教材分析：在本节中，这些学问将更加细化，理论性更强，体系更加完好。
学生已经学习了原子的构成、核外电子排布与元素周期表简介等一些根本的物质构造学问，这些为本节的学习奠定了肯定的根底。
通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等学问进展综合、归纳。
同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学学问系统化、络化。
本节用第三周期为例，通过典型金属与典型非金属的性质递变，引入元素周期律。
二、教学目的：1、学问与技能：（1）驾驭元素的金属性与非金属性随原子序数的增递而呈现周期性改变的规律。
（2）通过试验操作，培育学生试验技能。
2、过程与方法：（1）自主学习，归纳比拟元素周期律。
（2）自主探究，通过试验探究，培育学生探究实力。
3、情感、看法与价值观：培育学生辩证唯物主义观点——量变到质变规律三、教学重点难点：重点：元素的金属性与非金属性随原子序数的递增而呈现周期性改变的规律。
难点：探究实力的培育四、学情分析：元素周期律的是高中化学的根底理论内容，但是元素性质的周期性改变可以从资料进展分析而得出的，所以，要留意激发学生的学习主动性，让学生去动手试验获得证据，让学生去分析图表、资料获得信息。
详细来说，对于元素的金属性的周期性改变，可以由学生在分组试验的根底上，视察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg与Al与同浓度盐酸反响的猛烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。
元素的非金属性的周期性改变可以让学生阅读材料、观看试验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。
五、教学方法：比照、分类、归纳、总结等方法六、课前打算：1．学生的学习打算：预习课本上相关的试验，初步把握试验的原理与方法步骤；完成课前预习学案。
2．老师的教学打算：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延长拓展学案。
3．教具打算：两人一组，试验室内教学。
课前翻开试验室门窗通风，课前打算好——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。
最新人教版必修二第一章第二节《元素周期律》(第2课时)教案
最新人教版必修二第一章第二节《元素周期律》（第 2 课时）第二节元素周期律教案（第 2 课时）【教学目标】一、知识与技能1、通过“实验探究” , “观察思考” ,培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力2、认识元素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二、过程与方法1、学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。
2、通过本节课的学习, 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,也会以理论来指导后续学习三、情感态度价值观通过自学、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】元素周期律的涵义【教学难点】元素周期律的实质【教学过程】［引］从上一节我们分析3-9、11-17 号元素的得失电子能力强弱可知：当电子层相同时,随着元素原子序数的递增,最外层电子数从1 增至8,原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱, 那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的变化呈现周期性变化呢？假如我们要用实验来验证自己的假设,又应从哪些方面着手呢？这就是我们本节课所要学习的内容。
［板书］第二节元素周期律（二）［讲］请大家结合课前预习知识回答,判断元素金属性和非金属性的依据。
［投影小结］判断元素金属性强弱的依据1、单质跟H2O 或H+置换出H的难易程度（反应的剧烈程度）反应越易,金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物碱性越强,金属性就越强3、金属间的置换反应,单质的还原性越强,金属性就越强4、按金属活动性顺序表,金属性逐渐减弱5、金属阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱判断元素非金属性强弱的依据1、单质跟H2 化合的难易程度,条件及生成氢化物的稳定性。
越易跟H2 化合,生成氢化物越稳定,说明非金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强,说明非金属性越强3、非金属单质间的置换反应。
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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1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。
观察现象。
过一会儿，分别用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。
师：（手拿试管）在教室里走动，让每个学生更好地观察实验现象生1：未加热时，Mg、Al与H2O不反应，没有什么明显现象。
生2：加热到沸腾之后，Mg带表面有小气泡生成，且镁带表面有红色出现。
而Al在加热之后，也没有什么明显变化。
师：同学们回答很好，请据你的观察，填写好下表。
[多媒体展示出表格] 表（一）师：通过上述实验，我们看书Al不与H2O反应，但是，Al可以和稀盐反应。
那么，Mg、Al与稀盐酸的反应，又有什么联系和区别呢取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管，再各加入2-3ml稀盐酸观察现象。
（为了让学生观察更仔细，可以让学生把反应的试管分别从前向后传看）生1：镁带与稀盐酸反应很剧烈：镁带上、下翻滚，有大量的气泡产生。
生2：铝片也很容易与稀盐酸反应，放出大量的气泡，但是，明显没有镁与稀盐酸反应剧烈。
师：好，同学们观察比较仔细，回答的语言组织也较好。
根据刚才2位同学的发言，及你自己的观察，请填写好下表。
[多媒体展示出表格]师：不知道同学们注意到没有，在做Mg、Al与H2O、稀盐酸反应之前都先用砂纸去掉它们表面的氧化膜，请同学们思考，这是什么原因？生1：因为Mg、Al都比较活泼，以空气中存放时，很容易形成一层致密的氧化膜：MgO、A12O3，而这两种氧化物都难溶于H2O ，所以，与H2O反应前要除去，以免干扰实验。
生2：MgO、Al2O3膜难溶于H2O，但易溶于酸，所以在反应前也应除去，防止影响实验。
师（微笑）：很好，下面我们就来通过实验比较一下未去氧化膜的镁、铝与酸反应的情况：[知识拓展]表面有氧化膜的Mg、Al与稀盐酸反应比较：接取一小段镁带、一小片铝，分别放入2支试管，各滴入2-3ml稀盐酸，观察。
（可以让一学生来完成本实验）生1：Mg带放入稀盐酸后，一开始无气泡，后来，气泡越来越多，直至Mg带被反应完。
生2：Al片放入稀盐酸，过一会儿，才慢慢产生少量气泡，之后，气泡越来越多，直至Al、H被反应完。
师：为什么刚开始都没有立即产生H2呢？生（齐声）：因为盐酸必须先和MgO、Al2 O3反应之后，Mg、Al才能与酸反应。
师：前面我们研究了Na、Mg、Al单质与H2O、酸反应的情况，下面，我们再来研究氢氧化物的性质。
[知识拓展]实验三：Mg(OH)2的性质取一支试管，加入2ml，1mO1/L、MgCl2溶液，再逐滴加入3mo1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在两支试管中，分别加入3mol/L、NaOH溶液、稀盐酸观察，完成下表：实验四：Al(OH)3的性质取一支试管，加入1mo1/L Al Cl3溶液，加入3mo1/LNaOH溶液至少产生大量的Al(OH)3白色絮状沉淀，把Al(OH)3沉淀分别盛放于2支试管中，然后，向2支试管中分别加入1mo1/L稀盐酸和6mo1/LNaOH溶液，观察现象。
生1：加入稀盐酸时，Al(OH)3逐渐溶解，最终沉淀完全消失，溶液变为澄清。
生2：加入NaOH溶液时，Al(OH)3絮状沉淀也逐渐减少，最终完全消失，溶液变为澄清。
师（微笑）：很好，请同学们讨论：Al(OH)3既能溶于盐酸，又能溶于NaOH，说明了什么？师：巡视，倾听学生的讨论，并不时加入讨论。
生1：Al(OH)3与稀盐酸反应，属酸碱中和反应，Al(OH)3显碱性。
师（启发）：NaOH是强碱与Al(OH)3反应生成盐和水。
生2：我们知道NaOH属于强碱，而Al(OH)3能溶于NaOH，说明Al(OH)3可能显一定的酸性，Al(OH)3是Al2O3对应的水化物，若Al(OH)3显酸性，则说明Al也可能表现出一定的非金属性。
师：很好，由此我们可以看出Al虽是金属元素，但也表现出了一定的非金属性。
请同学样完成下表：[多媒体播放表格]师：从上面几个实验，我们已经了解了Na、Mg、Al与H2O或者与酸反应的难易；知道了NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的性质，请大家在此基础上完成下表。
【例题剖析】【例1】．X、Y、Z三种元素的原子具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X 大2，Z的核电荷数比Y多4，1 mol X单质跟足量的酸起反应能置换出1g氢气，这时X转为与氖原子相同电子层结构的离子，根据上述条件，试回答：(1)X、Y、Z的元素符号依次为、、。
(2)X、Y最高价氧化物对应水化物跟Z的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式分别为①②师:请大家分析如何求解?生:由“ 1 mol X单质跟足量的酸起反应能置换出1g氢气”可以知道，X显＋1价又由“X转为与氖原子相同电子层结构的离子”可以知道，X为钠元素，由此，可以确定Y为铝、Z为氯【多媒体展示2－3位同学的练习】【教师精讲】本题确定X是关键，定量关系：2X――――H2不要找错。
离子反应方程式写好之后，要注意检查两个守恒:质量守恒、电荷守恒。
答案：（1）Na A1 C1（2）①OH-+H+ ==== H2O ②A1(OH)3+ 3H+====== A13+ + 3H2O师：请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？生1：非金属元素单与H2化合的难易程度生2：气态氧化物的稳定性生3：最高价氧化物对应水化物的酸性师（总结）：很好[多媒体展示出：元素非金属判断依据]师：请同学们看教材P15、3资料，之后完成下表：师：从以上对第三周期元素的分析、比较中，同学们能得出什么结论？生（齐声）：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
板书：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强师：如果我们对其它周期元素性质进行研究，我们也可以得出与此相同的结论板书：元素周期律[多媒体同时展示元素周期律内容]1.定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。
师：根据前面的学习，请同学们思考：“引起元素性质周期性变化的规律的实质是什么？”生：讨论师：巡视，倾听学生讨论生1：原子序数的递增。
生2：电子层数的排列变化。
师（小结）：元素周期律的实质既不是原子序数递增也不是电子层数的变化，而是“原子核外电子排布的规律性变化。
”板书：元素周期律的实质【例题剖析】【例2】．甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应水化物酸性强；④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔沸点比乙的低．能说明甲比乙的非金属性强的是( )A．只有④B．只有⑤C．①②③D．①②③④⑤师：哪个正确呢？请大家分析生：分析，讨论。
生：“①甲比乙容易与H2化合”能说明甲比乙非金属性强；②说明甲能氧化乙，也能说明甲比乙非金属性强，③能说明，④得电子多少与氧化性无必然的关系，只与得电子得难易有关。
⑤也不能说明。
所以，应该选C。
【教师精讲】元素非金属性得强弱判断是重要得知识点，其判断得标准很多：与H2化合得难易程度；气态氢化物得稳定性；含氧酸的酸性强弱。
得到电子的难易程度等。
答案：C。
【例题剖析】【例3】．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是( ) A．铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性B．砹(At)为白色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体D．硒化氢(H2Se)是无色、有毒，比H2S稳定的气体生1：选B。
虽然砹(At)的性质教材没有介绍，但是，它属于卤族元素，根据元素周期律我们可以推出砹应该是有色的，因为，从氟到碘，单质都是有色的，且颜色逐渐加深。
生2：选D。
S、Se同主族，气态氢化物的稳定性从上到下逐渐减弱，所以H2S比H2Se稳定。
【教师精讲】元素周期律是高考的重点。
解题时要充分利用同周期、同主族元素的性质变化规律。
A正确，因为，铍的性质类似于铝，氧化物可能有两性。
C正确，Sr是第ⅡA族元素，其性质类似于Ca、Ba，SrSO4与BaSO4相似，难溶于水。
【答案】BD。
课堂小结本节课我们重点讨论了第三周期元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性变化的规律，并又通过大量事实，我们得出了元素周期律，希望同学们能掌握这种分析问题的方法，培养自己的创新能力。
布置作业P18 T6板书设计第二节元素周期律（第2课时）一．元素周期律1．第三周期元素性质变化规律 2.同周期元素性质递变规律 3. 元素周期律从Na C1 左右（1）定义金属性逐渐减弱，（2）实质:电子排布非金属性逐渐增强。