元素周期律{第一课时}
元素周期表 第一课时ppt课件
共七个副族
VIII 族：
包括8、9、10三个纵行。 位于Ⅶ B 与ⅠB中间
零族：
稀有气体元素组成的族
短周期（第————1周.2期.3）
周期——个7 （共——个横行7）
长周期（第————周4.期5.6）7
元 素 周 期 表
主族————7个，用——字母表示A
族—1—6个（共——个纵1行8 ） 判断元素在周期表中的位置！
11、 、什什么 么叫 叫周 周期 期？ ？ 周期表横行中，元素电子层相同，按原子序数递增的顺序从左到右排列，我们将 2这、横什行么称叫为族周？期。 2、什么叫族？ 3纵、行表最中外的层A电、子B的数相含同义，是按什电么子？层递增的顺序从上而下排列而成我们将纵行称为 族。 3、表中的A、B的 含义是什么？ A代表主族，B代表副族。
18
4
37-54
18
5
55-86
32
6
87-112
26
7
练一练
1）已知某原子的结构示意为
A、该元素位于第二周期VIII族 B、该元素位于第二周期IA族 C、该元素属于非金属类 D、该元素属于金属元素
，则下+列10说法正2确的8是？
C
A、B、C是周期表中相邻的三种元素，原子序数依次增大，其中A、B是相邻同周期元素， B、C是同主族元素。此三种元素原子最外层电子数之和为17，质子数之和为31，则A、B、 C分别为什么元素？
例1 甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子
序数不可能是
A.x＋2
B.x＋4
C.x＋8
D.x＋18
例2 A为ⅡA主族元素，B为ⅢA主族元素，A、B同周期，其原子序数分别是M，N，甲乙 为同一主族相邻元素，其原子序数分别为X、Y。则下列选项中的两个关系式均正确的是：
4.2元素周期律（第1课时）教案
《元素周期律》第一课时教学设计讲授新课一、1~18号元素的特点1~18号元素的特点注：稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性，故不列出。
1~18号元素的特点1~18号元素的特点【设疑】观察下表，思考：随着原子序数递增，元了解同周期元素的原子半径大小及化合价，探索出规律。
素原子的核外电子排布、原子半径和化学价各呈现什么规律性变化？【设疑】观察下表，思考：随着原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化学价各呈现什么规律性变化？随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化。
核外电子层数相同，原子半径逐渐变小，化合价逐渐升高。
当K层为最外层时，最多能容纳2个电子数除了K层，其他各层为最外层时，多能容纳8个电子数。
【设疑】元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化？第三周期元素性质的递变取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。
向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。
观察表格，思考问题。
总结规律无明显现象。
因为镁和冷水不反应。
过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。
与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何？生成了什么物质？有气体产生，溶液变成红色反应式：Mg + 2H2O ——Mg(OH)2 + H2↑钠的金属性要比镁大得多，所以与水反应钠比镁要剧烈得多。
所谓金属性就元素的原子失去电子的能力。
元素的金属性越强，越容易失电子被氧化。
第三周期元素性质的递变向试管中加入2mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。
将沉淀分装在两只试管中，向一支试管中滴加2mol 盐酸，向另一只试管中滴加2mol/LNaOH溶液。
边滴加边振荡，观察现象。
Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解，表明它既能与酸发生反应，又能与强碱溶液发生反应。
反应的离子方程式分别如下：Al(OH)3 + 3H+——Al3+ + 3H2OAl(OH)3 + OH-——AlO-2 + 2H2O金属元素的氢氧化物钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物。
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 LiBeBC NOFNe原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 ─ 元素符号 NaMgAlSiPSClAr原子半径nm0.186 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能力提升（B）2.下列递变情况中不正确的是（）A.钠、镁、铝原子的最外层电子数依次增多B.硅、磷、硫、氯元素的最高正化合价依次升高C.碳、氮、氧、氟的原子半径依次增大D.锂、钠、钾、铷的电子层数依次增多思维拓展（C）3.某元素原子核外有3个电子层，该元素最高正化合价与最低负化合价绝对值相等，则这种元素的名称是，元素符号为，最高价氧化物的化学式为，气态氢化物的化学式为。
第一章 第二节 元素周期律(第1课时)
低
高
4
核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
K
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Ca
+35 2 8 18 7
Br
5
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6
[练习]1、判断下列示意图是否正确？为 什么？
(A、B、C、D均错)A、B违反了最外层电子数为8的 排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不 符合次外层电子数不超过18的排布规律。
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11
Thanks 谢谢您的观看！
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12
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7
2、写出下列离子的离子结构示意图： Na+ F- Cl- Ca2+
2020/11/3
8
3、根据核外电子排布规律，画出下列 元素原子的结构示意图。
（1） 3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs （2）2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe
2020/11/3
9
பைடு நூலகம்
讨论
新课标人教版高中化学课件系列
化学 必修2 第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律 第1课时
2020/11/3
1
原子核外 电子排布
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2
原子
大型体育场与 蚂蚁
原子核 核外电子
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3
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电子层(n) 字母表示
能量
1 2 34567
K LMN OP Q
4、元素化学性质主要是什么因素决定的？
［分析］原子核外电子层数及最外层电子数
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10
4、根据下列条件写出元素名称和元素符号， 并画出原子结构示意图。
元素周期律(第一课时)教案
元素周期律（第一课时）教案一、教学目标本课时的教学目标是让学生了解元素周期律的基本思想和周期表的组成，掌握元素周期律的基本规律，同时也能够了解元素周期律的历史背景和发展过程。
二、教学重点和难点1. 教学重点：元素周期律的基本思想和周期表的组成，元素周期律的基本规律。
2. 教学难点：周期表对元素性质的预测和周期律的历史背景。
三、教学过程【导入】1. 通过图片展示和简单的活动，学生们了解有哪些元素以及它们分别的性质，引发学生们对于元素性质变化的思考，为引入元素周期律做铺垫。
2. 色码表的制作，让学生自行收集不同颜色的小球，为下一环节的分类打下基础。
【展开】1. 通过对于普朗克、门捷列夫、柯西和门德里夫提出的元素周期律做简单的介绍，引导学生理解周期律的基本思想和周期表的组成。
2. 解释周期表中元素的排列方式，回顾周期表中元素分类的基本方式和命名规律，让学生们掌握元素周期律的基本规律。
3. 进一步讲解元素周期律中元素性质的预测，让学生了解周期表的应用和实用价值。
4. 分组或自由活动，让学生们通过分析周期表中元素性质的变化以及不同元素之间的联系，探究元素周期律的更深层次的规律。
同时以简单易懂的例子，帮助学生理解元素周期规律。
【总结】1. 回顾教学目标，帮助学生梳理课程内容，巩固所学的知识和技能。
2. 对元素周期律在实际应用中的重要性做简单介绍。
四、教学反思在本课程的教学中，我重点强调了元素周期律的基本规律以及周期表的组成，同时也帮助学生理解了元素性质的预测和周期律的历史背景。
通过让学生进行分类活动和探究活动，培养了学生的合作能力和思考能力，并且让学生深入理解了元素周期律所涉及的知识点。
在未来的教学中，我会更注重教学重难点与生活联系的整合以及教学形式的多样化，保障学生更好的学习效果。
1.2.1元素周期律(第一课时教案)
青州三中高一化学导学案编号 课型 主备教师 把关教师 使用教师 使用班级、时间020104 新授崔斌王文刚高一化学组教学课题 1-1元素周期律（第一课时）教 学 目 标 1．了解元素原子最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，2. 认识元素周期律。
3．在总结原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价周期性变化过程中，培养学生观察、分析、归纳总结能力，初步掌握用事实和数据分析、总结规律、透过现象看本质的科学方法； 教学 重难点1. 元素周期律2.元素周期律的实质【学习内容】 一．元素周期律 1. 原子序数：原子序数与原子中各组成微粒数之间的关系：【交流与研讨】教材P11 元素周期律初探【方法引导】 原子序数为横坐标、原子最外层电子数为纵坐标的直方图。
12345678123456789101112131415161718最外层电子数原子序数原子序数和最外层电子数的关系2. 原子核外电子排布（最外层电子数）原子序数 电子层数最外层电子数1 ——23 —— 10 11 —— 18【小结】随着原子序数的递增， 3. 周期与周期性：1．周期：每完成一个循环往复的运动（变化过程）所消耗的时间。
2．周期性：周而复始、循环往复的现象。
【方法引导】为了观察原子半径随原子序数变化而变化的情况，分别画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图。
4. 原子半径原子序数 电子层数原子半径1 ——23 —— 10 11 —— 18【小结】随着原子序数的递增， 。
【小组讨论】影响原子半径的因素：（1）电子层数相同时，影响原子半径的因素是什么？ （2）最外层电子数相同时，其影响因素是什么？（3）如何根据粒子结构示意图，判断原子半径和简单离子半径大小？5．影响原子半径大小的主要因素： 1..电子层数：电子层数越多半径越大2. 核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大半径越小3. 核外电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多，半径越大。
元素周期律第一课时
越小
如 Na > Mg > Al
F < O < N <C
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
Mg
+12
+11
Na
(或最外层电子数),核外电子数
(或最外层电子数越多)， 则半径 越大
Cl
+17
+17
Cl-
如 Cl < Cl-
下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ AB ） A. r(K+) > r(K) C.r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+) B. r(Mg2+) > r(Na+) > r(F-) D.r(Cl -) > r(F-) > r(F)
4. B原子核外M层电子数是L层电子数的1/2,则B 是 。
科学探究一 元素核外电子排布情况 1—2号元素，从H到He只有1个
电子层，最外层电子数目由1 11—18号元素，从Na 到Ar有3个电子层， 个增加到到 2到 个，而达到稳定 3—10 号元素，从Li Ne有2个电子层， 随原子序数的增大，最外层电子数目由 随原子序数的增大，最外层电子数目 1个增加到结构 8个，而达到稳定结构
核外电子排布的一般规律
核外电子总是尽先排布在 能量最低 的电子 层里，排满一层后再排下一层；
1→2→3→ 4→ 5→6 → 7 K→L→M→N→O→P→Q 每层电子不能超过 2n2 个；
最外层电子不能超过 8 个(K层是最外层时不 超过 2 个)，次外层电子不能超过 18 个，
倒数第三层电子不能超过
由1个增加到8个，而达到稳定结构
元素周期律第一课时ppt课件
3.原子半径的递变规律
元素 H
He
原子 0.037
--
半径 nm
元素 Li Be B C N O F Ne
原子 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 -半径 nm nm nm nm nm nm nm
元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 -半径 nm nm nm nm nm nm nm
第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律
1
一、原子核外电子的排布
电 子 层 模 型
2
1、 原子核外电子排布
电子层序数（n） 1 2 3 4 5 6 7
符号
K LM N O P Q
能量大小
小
大
距核远近
近
远
3
思考与交流： 请大家根据课本第13页表1-2中数据认
真想一想原子核外电子排布有什么规律？
18
小结：元素非金属性强弱的判断
①单质与H2化合的难易程度 （与H2化合越容易，说明非金属性 越强） ②形成的气态氢化物的稳定性 （形成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强） ③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性 的强弱（酸性越强，说明非金属性越强） ④非金属单质之间的置换 （非金属性 强的置换非金属性 弱的）
4
稀有气体元素原子电子层排布
核电 元素 元素 荷数 名称 符号 K
2 氦 He 2 10 氖 Ne 2 18 氩 Ar 2 36 氪 Kr 2 54 氙 Xe 2
86 氡 Rn 2
各电子层的电子数 L MNO P
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非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子 达稳定结构表现非金属性
元素失电子的性质－金属性 元素得电子得性质－非金属性
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微粒符号 H2O NH4+ OH-
质子数 10 11 9
电子数 10 10 10
1、画出Li、K、F、的原子结构示意图。 2、画出Na＋、K＋、 Cl－的离子结构示意图。 3.写出含10电子，18电子的微粒。
原子半径逐渐减小， 失电子能力减弱，得电子能力增强， 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
Page 26
四. 元素性质与元素周期表中位置的关系
2、同主族元素性质的变化规律
以碱金属为例，分析同主族金属性的变化规律； 以卤素为例，分析同主族非金属性的变化律。
最高强价碱氧化物中的强水碱化物的两碱性 化性氢物减氧弱
结论金属性
Page 18
Na >Mg >Al
讨论：钠、镁、铝的金属性依次减弱的原因？
Na
Mg
Al
钠、镁、铝的原子电子层数相同，随着核电 荷数的增加，原子半径减小，核对外层电子引力 依次增强，故金属性依次减弱。
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结论非金属性 Si < P < S < Cl
结构
决定
化学性质
(1).稳定结构－最外层8个电子（K层为2电子)的结构
稀有气体原子都是稳定结构
不稳定结构－最外层电子数小于8的结构（K层小于2)
化学反应中不稳定结构总是通过各种方式（得失电子、 共电子对）趋向达到稳定结构
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(2)核外电子排布与元素性质的关系
元素的原子半径由__质__子_数__、__电__子__层_数__决定 元素的化学性质主要由___最__外__层__电_子__数____决定
它对化学学习和研究具有指导意义，它还从自然科学上 有力论证了事物____由__量__变__到__质__变__的____规律。
讨论
1869年元素周期律是指“元素性质随原子量递增而呈周 期性变化”，你认为这个提法现在看来是否正确？
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第三课时 四. 元素性质与元素周期表中位置的关系
1、同周期元素性质的变化规律 同周期从左到右，随着核电荷数依次增大，
第二节 元素周期律
Page 1
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层 －表示运动着的电子离核远近及能
量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量 较低的电子运动在离核较 近的区域，能量较高的电 子运动在离核较远的区域。
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2.不同电子层的表示及能量关系
KL MN OPQ
近 ————————〉 远
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随着原子序数的递增
课堂总结
引起了
最外层电子数 1→8（第
核外电子排布呈周期性变化 一周期除外）
决定了
元素性质呈周期性变 化（同周期）
归纳出
原子半径 大→小 化合价 +1→+7 -4→-1 金属性减弱，非金属性增强
元素周期律
Page 16
元素周期律
随原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化
低 —————————〉 高
Page 3
3.核外电子分层排布的一般规律
(1)能量最低原理： 先低后高
2n2
8个 2个 18个 32个
不能孤立应用
Page 4
核外电子排布的表示方法
(1)原子或离子结构示意图
Cl + 1 7 2 8 7
该层电子数
核电荷数
电子层
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4.原子结构与元素化学性质的关系
A.P、S、Cl最高正价依次升高
B.Na＋、Mg2＋、Al3＋半径依次减小 C. C、N、O原子半径依次增大 D.Na、K、Rb原子半径依次减小
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课堂总结
元素性质的周期性是由于_原__子__结__构__的__周__期__性__所决定的 周期律是1869年_俄__国科学家_门__捷__列__夫___首先提出的
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电子层数相同的原子，从碱金属到卤素原子半径 依次减小。
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2. 随原子序数的递增，原子半径呈周期性 变化 (除稀有气体) 。
Page 12
最高正价=最外层电子数=主族序数（F、O除外 ）
负价 =最外层电子数－8 非金属
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3.元素主要化合价
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随着原子序数的递增，元素的最高正化合 价呈现+1--〉+7，最低负价呈现-4----〉-1 的周期性变化。
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练习
1、下列微粒半径之比大于1的是: BC
A.r(K+)/r(K)
B.r(Ca)/r(Mg)
C.r(P)/r(S)
D.r(Cl)/r(Cl-)
2、下列化合物中，阳离子与阴离子半径
比最大的是
C
A. NaCl B. LiI C. CsF D. LiF
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3.下列递变情况不正确的是 CD
元素周期律的实质
元素性质周期性变化 导致 核外电子排布周期性变化
果
因
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元素的金属性--指元素的原子失去电子的能力. 元素的非金属性---指元素的原子获得电子的能力。
与冷水水反或剧应酸烈反应冷水与置水迅酸换缓速剧出慢反烈氢、应反的沸，应剧烈与 反程酸 应度迅减速弱
NaOH
Mg(OH)2 Al(OH)3
高S解i与 生温，H4成氢易，易分的气燃氢化化合蒸气P易H物由气反燃3不稳难与应稳氢，定到定性易增，H分须2S解强加受热热，
光照或点 燃，HCl 十分稳定
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高H价4Si氧O4 化物H的3PO水4 化物酸H2S性O4 增强 HClO4
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
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4.元素金属性和非金属性的周期性变化
金属性：从左到右逐渐减弱 非金属性：从左到右逐渐增强
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三.比较粒子半径大小的规律
主要由核电荷数、电子层数、核外电子数决定：
1.电子层数不同时：电子层越多粒子半径越 大。 2.电子层数相同时：核电荷数越多，半径越 小。 3.当电子层数和核电核素数均相同时，核外 电子越多，半径越大。（阴离子和其原子）
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第二课时 二. 元素周期律
1. 核外电子排布 对1－18号元素的核外电子排布进行研究，是 否发现某些规律？
随着原子序数的递增，原子核外电子排布 呈周期性变化。（由1－8第一周期除外）
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2. 原子半径
稀
金
非
有
属
金 属
气 体
注：稀有气体元素的原子半径测定与相邻非 金属元素的测定依据不同，数据无可比性， 故不做比较。