山大附中高一化学必修II第一章第二节元素周期律第三课时导学案
第二节元素周期律（第三课时）制作：田宇审核：高一化学组Array【问题探究】
课题一：元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
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。
【问题探究】
课题二：元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
1．标出下列有下划线元素的化合价：
NaCl MgCl2AlCl3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4
思考：最高正化合价与什么有直接关系？
结论：主族元素最高正化合价＝＝＝
2．写出下列化合物中有下划线元素的化合价：
Na2CO3与CH4H2SO4与H2S HCl与HClO4
分析最高正化合价与最低负化合价之间的关系
结论：。
课题三：元素周期律、元素周期表的应用
1．预测未知物的位置与性质
Ra（镭）是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列说法不正确的是（）
A．原子半径是第ⅡA族中最大的 B.遇冷水能剧烈反应
B．位于第七周期 D．Ra(OH)2是两性氢氧化物
2．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。
【课堂检测】
1．元素周期表里金属元素和非金属元素分界线附近的元素可能用于 ( )
A．制新农药 B．制半导体材料 C．制新医用药物 D．制高温合金
2．下列说法中正确的是 ( )
A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数
B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．最外层有5个电子的原子都是非金属原子
3． X、Y、Z三种元素原子具有相同的电子层数，x的最高价氧化物对应水化物呈碱性，Y 的最高价氧化物对应水化物呈酸性，而z的最高价氧化物对应水化物呈两性，则它们的原子序数逐渐增加的顺序是 ( )
A．X、Y、Z B．X、Z、Y C．Z、Y、X D．Y、Z、X
4．X、Y是元素周期表中的两种元素。
下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）A．X原子的电子层比Y原子的电子层数多
B．X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
5.(08年全国山东卷)下列说法正确的是（）
A．SiH4比CH4稳定B．O2―半径比F―的小
C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强
D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱
6.某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式
为：；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是：。
高一化学元素周期律导学案
适用精选文件资料分享高一化学《元素周期律》导教课方案课题名称《元素周期律》科目化学年级高一讲课时间1 课时（ 45 分钟）学习者剖析学生已学过碱金属，卤族元素等知识，但学生简单形成机械记忆，要指引学生依据实验研究推出元生性质变化规律。
重在指导剖析、推理过程。
培育学生的剖析能力、归纳能力、自主学习能力。
不可以盲目求快，要以学生理解、掌握为目标。
讲课目标一、感神情度与价值观1.培育学生勤于思虑、勇于研究的科学质量。
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.培育学生的抽象思想能力。
三、知识与技术1.以 1-20 号元素为例，认识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加而表现出的周期性变化规律。
讲课要点、难点1.元素原子半径和主要化合价随原子序数的递加而表现出的周期性变化规律。
2.原子核外电子的排布讲课资源（1）每位同学自制一份元素周期表；（2）教师自制的多媒体课件；（3）上课环境为多媒体大屏幕环境。
讲课过程讲课活动 11.学生互动：互查同学自制的元素周期表，请几位同学谈论存在的问题；2.设置疑问，引起思虑：请同学思虑元素周期表的结构，碱金属元素、卤族元生性质递变规律。
大屏幕显示周期表结构，请学生挨次回答以下问题。
3.引入课题：元素周期律。
同主族元生性质有认识性和递变性，同周期元素呢？大家知道元生性质与原子结构有亲近关系，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，电子环绕着核做高速运动，如何研究微观粒子――电子的复杂运动呢、人们提出以下看法。
讲课活动 2（二）模型展现，合作研究1.多媒体播放：电子层模型表示图。
采纳观察、意会、思虑、谈论交流的方式提出研究性问题1)问题一：观察这个表示图，它代表了怎么样的含义？2）问题二：电子在各层能量高低序次是什么？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？请同学们仔细观察表 1―2，联合初中有关知识及碱金属、卤族的原子结构表示图，努力找出其排布规律。
高中化学 第一章 第二节《元素周期律》(第3课时)学案 新人教版必修2
第二节元素周期律第3课时学案学习目标： 知识与技能：1.掌握元素周期表和元素周期律的应用2.了解周期表中金属元素、非金属元素分区。
3.掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
过程与方法：1.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。
2.自主学习。
引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。
情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点，培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力 学习重点：周期表、周期律的应用学习难点：“位、构、性”的推导。
学习过程：三、元素周期表、元素周期律的应用1、自主学习：（一）元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系看书并认真观察下表，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。
2、课堂练习：X 、Y 是元素周期表中的两种元素。
下列叙述中能说明X 的非金属性比Y 强的是位构 性（）A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多B、X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C、X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来（二）元素的化合价与元素在周期表中位置的关系3、探究思考：1、标出下列有下划线元素的化合价：NaCl MgCl2 AlCl3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO42、总结最高正化合价与什么有直接关系？得出结论：主族元素最高正化合价＝＝＝4、探究思考：写出下列化合物中有下划线元素的化合价：Na2CO3与CH4 H2SO4与H2S HCl与HClO4分析最高正化合价与最低负化合价之间的关系，并解释其原因。
得出结论：。
5、课堂练习：某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式为：；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是：。
6、课堂探究练习：（三）元素周期律、元素周期表的应用1、预测未知物的位置与性质Ra（镭）是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列说法不正确的是（）A、原子半径是第ⅡA族中最大的B、遇冷水能剧烈反应C、位于第七周期D、Ra(OH)2是两性氢氧化物2、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。
人教版高中化学必修2第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律导学案
，氖属于
( 填元素种类 ) 。LiOH 属于 ，碳酸属于
，硝酸属于 ( 填物质类型 ) ；氧气和氢
.
精品文档
气化合的条件为
，氟气和氢气化合的条件为
。结论：从锂到氟元素的
金属性
，非金属性
。
[ 归纳总结 ]
随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。同周期从左到右，元素
的金属性
，非金属性
以第三周期元素为例，思考讨论同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子核外电．子．排．．．．．
.
布．的变化规律是
，元．素．化．合．价． 的变化规律是
精品文档
2. 元素原．子．半．径． 的周期性变化规律
上图是元素原子半径与原子序数之间的关系图像。 请你根据图
示回 答， 同 一周 期元 素随 着原 子序 数的 递增， 元素 的原 子半 径变 化规 律是
()
A. 同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B. 第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C. 短周期元素原子形成离子后，最外层都达到
8 电子稳定结构
D. 同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
5. 原子序数为 11～ 17 号的元素，随核电荷数的递增， 以下各项内容的变化是 [ 填“增大 ( 强) ”、
到 (F 无正价， O 无
最高素金属性、非金属性递变规律
1. 第三周期元素的金属．性．、．非．金．属．性．． 的变化规律 (1) 钠、镁、铝金属性强弱比较
实验操作
实验现象
实验结论
钠与冷水反应剧烈，反应的化 学方程式为
加热前，镁条表面附着了少
（一） 基础过关 1. 元素原子结构及化合价的变化规律
高中化学 第一章 第二节 元素周期律(第3课时)元素周期表和元素周期律的应用导学案新人教版必修2教学案
第3课时元素周期表和元素周期律的应用【学习目标】1.知道元素周期表的简单分区。
2.进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
3.学会运用元素周期表、元素周期律的有关知识，指导科学研究和工农业生产。
【重、难点】元素周期表的分区及元素性质的比较【预习案】【导学流程】（一）基础过关元素周期表的分区及元素性质的比较元素周期表的金属区和非金属区(1)分界线的划分：沿着周期表中跟之间画一条斜线，斜线的左面是元素，右面是元素。
(2)分界线附近的元素，既能表现出一定的，又能表现出一定的，故元素的和之间没有严格的界线。
(3)周期表的左下方是最强的元素，是元素(放射性元素除外)；右上方是最强的元素，是元素；最后一个纵行是元素。
（二）预习检测1.X元素最高价氧化物对应的水化物为HXO3，它的气态氢化物为( )A.HXB.H2XC.XH3D.XH42.下列各组元素中，按最高正价递增的顺序排列的是( )A.C、N、O、FB.K、Mg、Si、SC.F、Cl、Br、ID.Li、Na、K、Rb（三）我的疑问【探究案】一．对议1.元素金属性强弱的比较比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越易电子，金属性越强。
(1)根据元素周期表判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐；②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐。
(2)根据元素单质及其化合物的相关性质判断①金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性。
如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn Fe；②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性。
如碱性：NaOH Mg(OH)2，则金属性：Na Mg；③金属单质间的置换反应。
如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn Cu；④元素的原子对应阳离子的氧化性越强，则元素的金属性。
如氧化性：Mg2＋ Na ＋，则金属性：Mg Na。
(3)根据金属活动性顺序判断一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的。
《化学必修二第一章第二节 元素周期律》导学案解析
《化学必修二第一章第二节元素周期律》导学案主备人：廖荣滔审核人：温秀花第1课时原子核外电子的排布【学习目标】1、了解原子核外电子的排布；2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；3、微粒半径及大小的比较。
4、元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较【课前导学】阅读课本P13-14的内容完成以下填空：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。
2、表示方法3、排布规律⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。
①第1层最多只能排____个电子②第2层最多排____个电子③第n层最多排____个电子④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)⑵根据核外电子排布的规律，能画出1－20号原子结构示意图。
【课堂互动导学】二、化合价的周期性变化[科学探究1]标出1—18号元素的化合价，找出规律。
结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。
三、原子半径的递变规律总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。
四、微粒半径大小的比较1、原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐。
同周期，从左到右，原子半径逐渐。
2、离子半径大小的比较（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较电子层数相同，随核电荷数增加，原子核对核外电子吸引能力，半径。
（2）同主族离子半径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数逐渐，离子半径逐渐。
（3）同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各微粒，核外电子数越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。
【课堂练习】1、根据下列原子结构示意图回答(用编号回答)：①②③④⑵具有最低负化合价的是___________⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______2、下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?3、下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。
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。
化学必修二导学案第一章第二节元素周期律
第二节元素周期律(第一课时 )课时目标：〔 1〕、认识原子核外电子的排布；（2〕、掌握元素化合价随原子序数的递加而体现出的周期性变化规律；〔3〕、微粒半径及大小的比较。
【根基知识】一、原子核外电子的排布：1.原子核外的电子因为能量不一样，它们运动的地区也不一样。
往常能量低的电子在离核 ____的地区运动，能量高的电子在离核 ____的地区运动。
2.表示方法电子层 1 2 3 4 5 6 7(n)对应符号3.排布规律（1〕按能量由低到高，即由内到外，分层排布。
（2〕第 1 层最多只好排 ____个电子，第 2 层最多排 ____个电子，第n 层最多排 ____个电子〔3〕除 K 层外，不论原子有几个电子层，其最外层的电子数不超出____个(K 层最多有 __个) ，次外层的电子数不超出 ____个，倒数第三层中的电子数不超出____个结论：跟着原子序数的递加，元素呈现周期性变化。
二、化合价的周期性变化[ 科学研究 1]标出 1—18 号元素的化合价，找出规律。
原子序数最高正价或最低负价的变化1~2+13~10+1+4+5-4-111~18+1+4+5+7-4-1结论：跟着原子序数的递加，元素也体现周期性变化。
三、原子半径的递变规律元素符号H He原子半径〔nm〕7[来源 :学 &科 &网]元素符号Li Be B C N O F Ne原子半径〔nm〕29827541元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径〔nm〕60437029[ 根源 :ZXXK]总结：同一周期，跟着原子序数的递加，元素原子半径渐渐，体现周期性变化。
四、微粒半径大小的比较1、原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径渐渐。
同周期，从左到右，原子半径渐渐。
2、离子半径大小的比较（1〕拥有同样电子层构造的离子半径大小的比较电子层数同样，跟着核电荷数的增添，原子查对核外电子的吸引能力，半径。
〔2〕同主族离子半径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数渐渐，离子半径渐渐。
元素周期表导学案
高中化学必修二第一章《物质结构元素周期律》第一节（元素周期表）学案（第3－４课时）学习目标1、了解原子结构与元素性质的关系。
2、能初步学会总结元素递变规律的能力，具有把元素的性质、元素周期表的位置与元素组成微粒的结构初步联系起来并在一定条件下相互转化的运用能力。
重点难点元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系新知识学习：二、元素的性质与结构.★思考与交流：1.元素周期表为什么把Li、Na、K等元素编在一个族呢？2.它们的原子结构和性质有什么联系呢？★设计出探索方案：探索方案：理论探索()实验探索(元素性质递变规律)得出结论（一）、碱金属元素完成课本P5的表格：讨论：碱金属元素的原子结构有什么共同之处？相似性：科学探索：注意观察现象实验：金属钾的与氧气的反应金属钾与水的反应★思考与交流：钠和钾的性质有什么相似性和不同，与它们的原子结构有无关系？Li Na K Rb Cs原子的最外层电子数：个原子的核电荷数：逐渐原子的电子层数：逐渐原子失电子能力：逐渐元素的金属性：逐渐单质的还原性：逐渐单质的主要化学性质：与非金属及水反应单质与非金属、H2O（或酸）反应的剧烈度：越来越其最高价氧化物对应的水化物—氢氧化物的碱性：总结1、相似性：碱金属元素原子最外层都只有一个电子，具有相似的化学性质；2、递变性：由于核电荷数增加，碱金属电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失去最外层电子的能力逐渐增强。
从锂到铯金属性逐渐增强。
（二）、卤素元素的性质与结构：F Cl Br Ｉ原子的最外层电子数：个原子的核电荷数：逐渐原子的电子层数：逐渐原子得电子能力：逐渐元素的非金属性：逐渐单质的氧化性：逐渐单质的主要化学性质：（１）与H2化合：单质与H2化合的难易度（剧烈程度）：越来越氢化物的稳定性：越来越（２）族内“前换后”，即（３）单质与H2O反应的剧烈度：越来越（４）其最高价氧化物对应的水化物—含氧酸的酸性：［小结］卤素单质随着原子核电荷数的递增，在物理性质和化学性质方面，均表现出一定的相似性和递变性。
高一化学必修2第二学期第一章第二节原子结构与元素的性质导学案
高一化学必修2第二学期第一章第二节原子结构与元素的性质导学案第1课时原子结构与元素周期表学习目的：1、知道中心电子排布和价电子层的涵义。
2、看法周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律。
3、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系。
学习重点：1. 原子核外电子排布的周期性变化2. 原子结构与元素周期表的关系学习难点：元素周期表的结构与原子结构的关系知识预备1、元素周期表的结构是怎样的？2、怎样书写基态原子的电子排布？同主族最外层电子排布式有什么关系？1．碱金属元素基态原子的电子排布碱金属原子序数周期基态原子的电子排布锂 3 二1s22s1或[He]2s1钠_____ 三_______________或_______________钾_____ 四____________________或____________________铷_____ 五1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s1铯_____ 六1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或[Xe]6s12．元素周期系随着元素原子的_______递增，每到出现_______，就末尾树立一个新的_______，随后最外层上的电子数逐渐增多，最后到达___个电子，出现_______；然后又末尾由_______到_______，如此循环往复构成周期系。
3．元素周期表(1) 周期①每周期所含元素种数：从第一到第七周期种类数区分为____、____、____、____、____、____、____。
②每周期扫尾及开头元素的最外层电子排布：扫尾元素______________，开头元素____________________。
(2) 族①纵列与族纵列序数 1 2 3 4 5 6 7 8~10 族ⅠA ⅡA ⅣB ⅤB纵列序数11 12 13 14 15 16 17 18 族ⅠB ⅡB ⅣA ⅤA②价电子层元素的___________ ________简称〝价电子层〞，是由于这些能级上的电子数可在化学反响中发作变化。
(2021年整理)高中化学1.2元素周期律第3课时导学案新人教版必修2
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元素周期表及元素周期律的应用第三课时【学习目标】1.掌握元素周期表和元素周期律的应用;2.了解周期表中金属元素、非金属元素分区；3.掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系.【课前导学】一、元素周期律与元素周期表的意义1、发现:1869年俄国化学家发现元素周期律并编制了第一个元素周期表。
2、应用：①.元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具;②。
元素周期律和元素周期表为新元素的发现和预测它们的结构、性质提供线索；③.指导工农业生产，启发人们在一定区域内寻找新的物质。
(在氟、氯、硫、磷寻找通常用于制造的元素,在金属与非金属的分界处找材料，在过渡元素中找和材料。
)二、“位置、结构、性质”之间的“三角关系”①.位置与结构关系:原子序数＝质子数;周期数＝电子层数;主族序数＝最外层电子数②。
结构与性质关系：电子层结构与原子半径、离子半径、电子得失难易、化合价的关系③。
位置与性质关系：同位置—-化学性质相同,同主族相似性、递变性；同周期相似性、递变性。
三、1~20号元素中的某些元素的特性1.与水反应最激烈的金属是K，非金属是F.2。
原子半径最大的是K，最小的是H.3。
单质硬度最大的,熔、沸点最高的，形成化合物品种最多的，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C.4.气体密度最小的,原子核中只有质子没有中子的，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H。