元素周期律导学案及练习题。
一名优秀的教师就要对每一课堂负责，作为高中教师就要精心准备好合适的教案。教案可以让学生更容易听懂所讲的内容，帮助高中教师提高自己的教学质量。高中教案的内容具体要怎样写呢？下面的内容是小编为大家整理的元素周期律导学案及练习题，希望能为您提供更多的参考。
课题
学习目标1．了解元素原子核外电子排布的初步知识。
2．学会利用各种图表分析、处理数据。
学习重难点元素原子核外电子排布的初步知识及基本规律；微粒半径大小比较。
学习方式阅读探究讨论归纳法
学习过程
一、原子核外电子排布
独立阅读
自我积累（一）核外电子分层排布
[自学检测]完成表1
电子层序号1234567
电子层符号
电子能量
电子离核由到，电子能量由到
探究归纳（二）核外电子排布的规律
1、电子总是从能量的电子层排起,然后由往排。
[思考与交流]看表2总结每层最多可以排布的电子数目？
核电
荷数元素
名称元素
符号各电子层的电子数
KLMNOP
2氦He2
10氖Ne28
18氩Ar288
36氪Kr28188
54氙Xe2818188
86氡Rn281832188
[归纳总结]
1）、各层最多能容纳的电子数目为（n为电子层数）
2）、最外层最多能容纳的电子数目为（K层为最外层，不超过个电子），次外层电子数目不超过，倒数第三层不超过个电子。
注意：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。
边学边练1.下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?
2.下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。
3.有X、Y两种原子，X原子的M层比Y原子的M层少3个电子，Y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍，则X为，Y为。
4．今有结构示意图，试指出x的可能数值及相应微粒名称和符号，并画出该微粒的结构示意图。
X值
微粒符号
微粒名称
结构示意图
小组讨论原子的半径是由哪些因素决定的？如何判断微粒半径的大小？
随堂练习
1、某元素的核外有三个电子层，其最外层电子数是次外层电子数的一半，则此元素是（）A.SB.CC.SiD.Cl
2、已知aXm+和bYn-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是()
A.a=b+m+nB.a=b-m+nC.a=b+m-nD.a=b-m-n
3、()
A.大于B.小于C.等于D.不能肯定
4、核外电子排布相同的离子Am+和Bn-，两种元素的质子数，前者与后者的关系是（）A．大于B．小于C．等于D．不能肯定
5、核外电子层结构相同的一组粒子是()
A．Mg2＋、Al3＋、Cl－、NeB．Na＋、F－、S2－、Ar
C．K＋、Ca2＋、S2－、ArD．Mg2＋、Na＋、Cl－、S2－
6、一种粒子的质子数和电子数与另一种粒子的质子数和电子数相等，则下列关于两种粒子之间的关系说法错误的是()
A．它们可能是同位素B．可能是不同分子
C．可能是相同的原子D．可能是一种分子和一种离子
7、下列叙述中，正确的是
A.两种微粒，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同
B.凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布
C.两原子的核外电子排布相同，则一定属于同种元素
D.不存在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子
8、各题中的物质均由核电荷数为1-10的元素组成，按要求填写化学式
⑴只有两个原子核和两个电子组成的分子是
⑵最外层分别为4个和6个电子的原子形成的化合物是
⑶最外层有5个电子的原子所形成的氢化物
⑷由3个原子组成的电子总数为10的化合物是
⑸离子化合物AB中阴阳离子的电子层结构相同，则化合物AB是
课堂练习
1.现有X、Y两种原子，X原子的M层比Y原子的M层少3个电子，Y原子L层的电子数为X原子L层电子数的2倍，则X和Y分别是()
A.硅原子和钠原子B.硼原子和氦原子C.氯原子和碳原子D.碳原子和铝原子
2.某电子层作为原子的最外层时，最多容纳的电子数是次外层的4倍，则此电子层是()
A.K层B.L层C.M层D.N层
3.下列化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比最小的是()
A.LiIB.NaBrC.KClD.CsF
4.下列各组粒子的半径是按由小到大的顺序排列的是()
A.I－、Br－、Cl－B.N、O、FC.Al、Mg、NaD.K、Na、Li
5．现有部分短周期元素的原子结构如下表：
元素编号元素原子结构
X原子结构示意图为
Y最外层电子数是次外层电子数的2倍
Z原子核内含有12个中子，且其离子的结构示意图为
(1)写出X的元素符号：____________，元素Y的最简单氢化物的化学式为______________。
(2)Z元素原子的质量数为____________。
(3)X和Z两种元素的最高价氧化物对应的水化物相互反应的离子方程式为______________。
(4)Y和Z两种元素的最高价氧化物发生氧化还原反应的化学方程式为__________。
6．有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20，其中C、E是金属元素；A和E元素原子的最外电子层都只有一个电子；B和D元素原子的最外层电子数相同，且B元素原子L层电子数是K层电子数的3倍；C元素原子的最外层电子数是D元素原子最外层电子数的一半。
(1)据此推断这五种元素的元素符号。
A．________；B.________；C.________；D.________；E．________。
精选阅读
元素周期律
【教学设计】
必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律
第二节元素周期律（第2课时）
一、教材分析：
在本节中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本节的学习奠定了一定的基础。通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。本节用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。
二、教学目标：
1、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。
2、过程与方法：
（1）自主学习，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。
3、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
三、教学重点难点：
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。
难点：探究能力的培养
四、学情分析：
元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生去动手实验获取证据，让学生去分析图表、资料获取信息。具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，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变化可以让学生阅读材料、观看实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：对比、分类、归纳、总结等方法
六、课前准备：
1．学生的学习准备：预习课本上相关的实验，初步把握实验的原理和方法步骤；完成课前预习学案。
2．教师的教学准备：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延伸拓展学案。
3．教具准备：两人一组，实验室内教学。课前打开实验室门窗通风，课前准备好——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、、1mo1/L盐酸，1mo1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1mo1/LMgC12溶液。
七、课时安排：1课时
八、教学过程
（一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。
（二）情景导入，展示目标
[新课导入]：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？
[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。
[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。
（三）合作探究，精讲点拨
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，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。
[多媒体展示出表格]表（一）Na、Mg、Al和水的反应
NaMgAl
与冷H2O反应
与沸H2O反应现象与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，Mg带表面有气泡；Mg带表面变红与水不反应
化学方程式2Na+2H2O=2NaOH+H2↑Mg+2H2O=Mg（OH）2↓+H2↑
结论Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。
实验二.Mg、Al和盐酸的反应
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。
[多媒体展示出表格]表（二）Mg、Al与稀盐酸反应比较
MgAl
现象反应剧烈，放出大量的H2反应迅速，放出大量的H2
反应方程式Mg+2HCl=MgCl2+H2↑2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
结论Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈
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3mO1/L、NaOH溶液、稀盐酸观察，完成下表：
[多媒体展示出表格]
表（三）Mg（OH）2的性质
现象加入NaOH加入稀盐酸
反应方程式Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O
结论沉淀不溶解沉淀溶解
Mg（OH）2不能溶于氢氧化钠Mg（OH）2能溶于盐酸
实验四：Al(OH)3的性质
取一支试管，加入1mo1/LAlCl3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。
[多媒体播放表格]表（四）：Al(OH)3的性质
加入NaOH，加入稀盐酸
现象沉淀溶解沉淀溶解
反应方程式Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2OAl(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
结论Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸
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。
表（五）
NaMgAl
单质与水（酸）反应与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气与酸迅速反应放出氢气
最高价氧化物水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3
碱性强弱比较NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物
结论随着原子序数的递增，金属性Na＞Mg＞Al
（四）反思总结，当堂检测。
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NaC1从左右（1）定义:
金属性逐渐减弱，金属性逐渐减弱，（2）实质:核外电子
非金属性逐渐增强。非金属性逐渐增强。排布的周期性变化
师：请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？
[多媒体展示出：元素非金属判断依据]请同学们看教材P15、3资料，之后完成下表：
SPSCl
气态氧化物化学式SiH4PH3
单质与H2化合的条件高温磷蒸气与H2能反应加热
对应水化物合或最高价氧化物H2SiO3HClO4
酸性强弱弱酸中强酸最强含氧酸
结论
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？
[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。
板书：元素周期律的实质
【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
【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
【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。
（五）发导学案，布置预习
元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就是我们下节课要学习的内容。请预习下节，并完成预习导学案。
［布置作业］
1.课本习题P18T6
2.写出Al2O3、Al(OH)3分别与强酸强碱反应的离子方程式。?
3.模仿本书附录，画一张元素周期表，下节课上课时带上。(不用写外围电子构型)
九、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NaC1从左右（1）定义:
金属性逐渐减弱，金属性逐渐减弱，（2）实质:核外电子
非金属性逐渐增强。非金属性逐渐增强。排布的周期性变化
活动与探究Al(OH)3性质探究
现象解释或方程式
1、通入
2、加入KOH溶液
3、加入Ba(OH)2
4、加入稀H2SO4
5、加入稀HNO3
结论
十、教学反思：
本节课因为有演示实验，也是本章的第一次实验，根据高一学生的心理特点，讲授此课并不会显得十分枯燥，但本节内容的目的是在实验验证的基础上来帮助学生巩固和理解元素周期律的实质的。若教师引导不好，往往易使实验起到喧宾夺主的作用。因此，教师在讲授本节内容时，一定要注意让学生参与到教学活动中来，让其既动手练习，又动脑思考，从而激活他们的思维，使其认识上升到认知的高度，并锻炼他们的抽象思维推理能力。
元素周期律与元素周期表
一名爱岗敬业的教师要充分考虑学生的理解性，高中教师要准备好教案，这是老师职责的一部分。教案可以让学生更好的消化课堂内容，使高中教师有一个简单易懂的教学思路。高中教案的内容具体要怎样写呢？下面是小编帮大家编辑的《元素周期律与元素周期表》，仅供参考，希望能为您提供参考！
元素周期律与元素周期表
一．理解元素周期律及其实质。
1．元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．元素原子核外电子排布的周期性变化（原子最外层电子数由1个增加到8个的周期性变化）决定了元素性质的周期性变化（原子半径由大到小、最高正价由＋1递增到＋7、非金属元素最低负价由－4到－1、元素金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强）。
二．掌握证明元素金属性和非金属性强弱的实验依据。
1．元素的金属性是指元素的原子失去电子的能力。元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢越容易，最高价氢氧化物的碱性越强；金属性较强的金属能把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来（K、Ca、Na、Ba等除外）。
2．元素的非金属性是指元素的原子夺取电子的能力。元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应的水化物酸性越强；非金属性较强的非金属能把金属性较弱的非金属从其盐或酸溶液中置换出来（F2除外）
三．熟悉元素周期表的结构，熟记主族元素的名称及符号。
1．记住7个横行，即7个周期（三短、三长、一不完全）。
2．记住18个纵行，包括7个主族（ⅠA～ⅦA）、7个副族（ⅠB～ⅦB）、1个第Ⅷ族（第8、9、10纵行）和1个0族（即稀有气体元素）。
3．记住金属与非金属元素的分界线（氢、硼、硅、砷、碲、砹与锂、铝、锗、锑、钋之间）。
4．能推断主族元素所在位置（周期、族）和原子序数、核外电子排布。
四．能综合应用元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系。
1．原子序数＝原子核内质子数；周期数＝原子核外电子层数；主族数＝原子最外层电子数＝价电子数＝元素最高正价数＝8－最低负价。
2．同周期主族元素从左到右，原子半径递减，金属性递减、非金属性递增；同主族元素从上到下，原子半径递增，金属性递增、非金属性递减；位于金属与非金属元素分界线附近的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质。
五．能综合应用同短周期、同主族元素性质的递变性及其特性与原子结构的关系。
原子半径、化合价、单质及化合物性质。
主族序数、原子序数与元素的最高正价及最低负价数同为奇数或偶数。
六．能综合应用元素周期表。
预测元素的性质；启发人们在周期表中一定区域内寻找新物质等。
七．典型试题。
1．同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的最高价氧化物对应的水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是
A．含氧酸的酸性：H3ZO4H2YO4HXO4
B．非金属性：XYZ
C．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序由弱到强
D．元素的负化合价的绝对值按X、Y、Z顺序由小到大
2．若短周期中的两种元素可以可以形成原子个数比为2:3的化合物，则这两种元素的原子序数差不可能是
A．1B．3C．5D．6
3．已知短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A．原子半径：ABCDB．原子序数：dcba
C．离子半径：CDBAD．单质的还原性：ABCD
4．1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298。以下叙述不正确的是
A．该元素属于第七周期B．该元素为金属元素，性质与82Pb相似
C．该元素位于ⅢA族D．该同位素原子含有114个电子，184个中子
5．W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数XWZY。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1:1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1:1，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。Na、Mg、C、O。
（1）X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学反应方程式是______________________2Mg＋CO2点燃2MgO＋C。Mg(OH)2NaOH
（2）W、X元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为____________________（填化学式）。这四种元素原子半径的大小为____________________（填元素符号）。NaMgCO。
6．设计一个实验证明铍元素的氢氧化物（难溶于水）是两性氢氧化物，并写出有关的化学方程式。Be(OH)2＋H2SO4BeSO4＋2H2O；Be(OH)2＋2NaOHNa2BeO2＋2H2O。
7．制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到制冷目的。人们曾采用过乙醚、NH3、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。
据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：
（1）氢化物的易燃性：第二周期__________H2O、HF；
第三周期SiH4PH3__________。
（2）化合物的毒性：PH3NH3；H2S_____H2O；CS2_____CO2；CCl4CF4（填、、=）。
于是科学家们开始把注意力集中在含F、Cl的化合物上。
（3）已知CCl4的沸点为76.8℃，CF4的沸点为－128℃，新制冷剂的沸点范围应介于其间。经过较长时间反复试验，一种新的制冷剂氟利昂CF2Cl2终于诞生了，其它类似的还可以是__________
（4）然而，这种制冷剂造成了当今的某一环境问题是________________。但求助于周期表中元素及其化合物的_____变化趋势来开发制冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。
①毒性②沸点③易燃性④水溶性⑤颜色
A．①②③B．②④⑤C．②③④D．①②⑤
八．拓展练习。
1．下列叙述正确的是
A．同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C．室温时，零族元素的单质都是气体
D．所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等
2．有人认为在元素周期表中，位于ⅠA族的氢元素，也可以放在ⅦA族，下列物质能支持这种观点的是
A．HFB．H3O+C．NaHD．H2O2
3．某元素原子最外层只有1个电子，下列事实能证明其金属性比钾强的是
A．其单质跟冷水反应，发生剧烈爆炸B．其原子半径比钾原子半径大
C．其单质的熔点比钾的熔点低D．其氢氧化物能使氢氧化铝溶解
4．短周期元素X和Y可形成原子个数比为2:3，且X呈最高价态，Y的原子序数为n，则X的原子序数不可能是
A．n＋5B．n＋3C．n－3D．n－11
5．原子序数为x的元素E与周期表中A、B、C、D四种元素上下左右紧密相邻，则A、B、C、D四种元素的原子序数之和不可能的是（镧系、锕系元素除外）
A．4xB．4x＋6C．4x＋10D．4x＋14
6．X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X和Y形成的化合物的化学式可表示为
A．XYB．XY2C．XY3D．X2Y3
7．国际无机化学命名委员会在1988年作出决定：把长式周期表原有的主、副族及族号取消，由左至右按原顺序改为18列。按这个规定，下列说法中正确的是
A．第3列元素种类最多，第14列元素形成的化合物种类最多
B．第8、9、10三列元素中没有非金属元素
C．从上到下第17列元素的单质熔点逐渐降低
D．只有第2列元素的原子最外层有2个电子
8．下列各组顺序的排列不正确的是
A．半径：Na+Mg2+Al3+FB．碱性：KOHNaOHMg(OH)2Al(OH)3
C．稳定性：HClH2SPH3AsH3D．酸性：H3AlO3H2SiO3H2CO3H3PO4
9．已知X、Y、Z、T四种非金属元素，X、Y在反应时各结合一个电子形成稳定结构所放出的能量是YX；氢化物稳定性是HXHT；原子序数TZ，其稳定结构的离子核外电子数相等，而其离子半径是ZT。四种元素的非金属型从强到弱排列顺序正确的是
A．X、Y、Z、TB．Y、X、Z、TC．X、Y、T、ZD．Y、X、T、Z
10．我国最早报道的超高温导体中，铊（Tl）是重要组成之一。已知铊是ⅢA族元素，关于铊的性质判断值得怀疑的是
A．能生成＋3价的化合物B．铊既能与强酸反应，又能与强碱反应
C．Tl(OH)3的碱性比Al(OH)3强D．Tl(OH)3与Al(OH)3一样是两性氢氧化物
11．根据已知的元素周期表中前七周期中的元素种类数，请预言第八周期最多可能含有的元素种类数为
A．18B．32C．50D．64
12．有X、Y、Z、W四种短周期元素，原子序数依次增大，其质子数总和为32，价电子数总和为18，其中X与Z可按原子个数比为1:1或2:1形成通常为液态的化合物，Y、Z、W在周期表中三角相邻，Y、Z同周期，Z、W同主族。
（1）写出元素符号：X_____、Y_____、Z_____、W_____。H、N、O、S。
（2）这四种元素组成的一种化合物的化学式是__________
13．A、B、C、D是短周期元素，A元素的最高价氧化物的水化物与它的气态氢化物反应得到离子化合物，1mol该化合物含有42mol电子，B原子的最外层电子排布式为ns2np2n。C、D两原子的最外层电子数分别是内层电子数的一半。C元素是植物生长的营养元素之一。式写出：N、O、P、Li。
（1）A、B元素形成酸酐的化学式__________N2O3、N2O5。
（2）D元素的单质与水反应的化学方程式___________________________2Li＋2H2O
（3）A、C元素的气态氢化物的稳定性大小____________________。PH3NH3。
14．在周期表中，有些主族元素的化学性质和它左上访或右下方的另一主族元素相似，如锂与镁都能与氮气反应、铍与铝的氢氧化物均有两性等，这称为对角线规则。请回答：
（1）下列关于锂及其化合物性质的叙述中，正确的是
A．Li跟过量O2反应生成Li2O2B．LiOH加热时，不会分解
C．Li遇浓H2SO4不发生钝化D．Li2CO3加热时，分解成Li2O和CO2
（2）锂在空气中燃烧，除生成__________外，也生成微量的__________。
（3）铍的最高价氧化物对应水化物的化学式是__________，具有_____性，证明这一结论的离子方程式是__________________________________________________
（4）若已知Be2C＋4H2O2Be(OH)2＋CH4，则Al4C3与过量强碱溶液反应的离子方程式为_____________________________________
15．下表是元素周期表的一部分：
周期族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA
2①②⑨③
3④⑤⑥⑦⑧
（1）表中元素⑧的最高价氧化物对应水化物的化学式为__________，它的_______（填酸、碱）性比元素⑦的最高价氧化物对应水化物的_______（填强、弱）。
（2）位于第二周期的某元素的原子核外p电子数比s电子数多1个，该元素是表中的_____（填编号），该元素与元素⑤形成的化合物的电子式是_______________，其中的化学键是__________键；该元素与元素⑨形成的化合物中，元素⑨显_____价。
（3）设计一个简单实验证明元素⑦与⑧的非金属性的相对强弱，并写出有关的离子方程式。
元素周期律和元素周期表
总课时数科目高一使用时间
主备人_______使用人_______学生姓名
课题名称第二节元素周期律和元素周期表第一课时
预习目标：
1、初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化。
2、认识元素性质周期性变化是元素原子核外电子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质
3、通过元素周期律的初探，学会利用各种图表分析处理数据和培养透过现象看本质的科学方法。
重点难点：
元素各性质的周期性变化规律。
自主预习
一、元素周期律
原子序数是其数值等于。
[活动探究]
1、请将课本11页表中所缺内容补充完整
2、请同学们对表中各项内容进行比较，分析寻找其中规律，完成课本12页三个图表。仔细观察图表，试回答下列问题：
(1)随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现怎样的变化？
(2)试思考影响原子半径的因素有哪些：
a.电子层数相同时，影响原子半径的因素是什么？
b.最外层电子数相同时，其影响因素是什么？
随着原子序数的递增，原子半径呈现怎样的变化？
(3)随着原子序数的递增，元素的化合价呈现怎样的变化？金属元素与非金属元素的化合价各有什么特点？
3、什么是元素周期律?它是由哪位科学家发现的？
思考：元素的性质为什么会随着元素原子序数的递增而呈周期性变化即元素周期律的实质是什么？
巩固练习
1.在下列元素中，最高化合价数值最大的是()
A.NaB.MgC.ClD.S
2.原子序数为11~17的元素，随着核电荷数的递增而逐渐变小的是()
A.电子层数B.最外层电子数
C.原子半径D.元素的最高化合价
3.元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的原因是？()
A.元素原子的电子层数呈周期性的变化
B.元素原子的核外电子排布呈周期性的变化
C.元素的化合价呈周期性的变化
D.元素的原子半径呈周期性的变化
4.X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，则下列叙述正确的是()
A.X的原子半径比Y小
B.X原子的最外层电子数比Y大
C.X的原子半径比Y大
D.X元素的最高化合价比Y大
5、下列有关元素递变情况正确的是
A、Na、Mg、Al的原子的最外层电子数依次最多
B、N、O、F的最高正化合价依次升高
C、Al、Si、P的原子半径依次增大
D、B、C、N的最高正化合价依次升高
主备人_______使用人_______学生姓名
课题名称第二节元素周期律和元素周期表第二课时
预习目标：
1、认识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。
2、了解IIA族、VA族和过渡金属元素的某些性质和用途。
重点难点：元素周期表的结构
自主学习过程：
二、元素周期表
1.元素周期表是____________________的具体表现形式。
2.通过元素周期表我们可以了解到元素的哪些知识？试举例说明
3.在元素周期表中，行称为_____，列称为_____。
(一)周期
(1).仔细观察课本附录的元素周期表完成下列表格
类别周期序数起止元素包括元素
种数核外电子
层数
短周期
长周期
不完全周期
归纳：每一周期都是以元素开始到，最后以稀有气体元素结束。周期序数=数
(2)..阅读课本14页[知识点击]了解镧系和锕系元素
(二)族
(1)组成：周期表中共有个纵行，个族。
族分为族和族。分别用A、B表示。
主族的序数=数=数
仔细观察元素周期表，在周期表的18个纵列16个族中，各族从左到右的排列顺序如何？
(2).元素周期表中位于同一族的元素的原子结构有什么相同之处？它们是怎样递变的？
(3).什么是焰色反应？焰色反应有哪些应用？记住钠和钾的焰色
(4).回忆所学元素并阅读课本，了解主族元素的有关性质及用途。
巩固练习
1.下列说法正确的是()
A.非金属元素都是主族元素
B.主族元素原子的次外层电子数都是8
C.稀有气体元素是0族元素
D.主族元素都是短周期元素
2.若某ⅡB族元素的原子序数为x，那么原子序数为x+1的元素位于()
A.ⅢB族B.ⅢA族C.ⅠB族D.ⅠA族
3.已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？?
4.短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，其中A、C同主族，B、C、D同周期，A原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B是短周期元素中原子半径最大的主族元素。试回答下列问题：
(1)A的元素符号；D的原子结构示意图。
(2)A、B、C三种元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序是。
(3)CA2与D元素的单质在水溶液中反应的化学方程式是。
课堂小结：
根据所学知识画一张元素周期表，标清周期序数，族序数，主族元素的元素符号。
元素周期表中之最
原子半径最小的原子：质量最轻的元素：
非金属性最强的元素：金属性最强的元素：
最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：
地壳中含量最高的元素：，其次是元素
常温下为液态的非金属单质是，金属单质是
物质结构元素周期律
教案
课题：第一章复习授课班级
课时
教
学
目
的知识
与
技能1、理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数及前20号元素的核外电子排布
2、理解离子键、共价键的含义，了解键的极性
3、掌握元素周期表的实质及元素周期表的结构
4、掌握同一周期元素性质，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系
过程
与
方法1、培养学生的空间想象能力，抽象思维能力，科学的分析推理能力
2、学会运用所学知识的能力
3、从对元素周期律的理解去叙述元素周期表的意义，组成结构，元素递变规律与组成元素的粒子结构的联系
4、能初步具有总结递变的能力，能把元素的性质、元素在周期表中的位置与组成元素的粒子结构联系起来，并能较熟悉地运用
情感
态度
价
值
观1、使学生初步意识到物质的结构决定物质的性质
2、科学地、辩证地看问题的能力。
3、通过对“位置、结构、性质”三者关系的分析，培养学生综合、辩证、创新的精神
4、培养学生由个别到一般的研究问题的方法，从宏观到微观，从现象到本质的认识事物的科学方法
重点1、元素周期表与原子结构的关系及元素周期表中元素性质递变规律
2、元素周期律的实质?
3、原子结构与元素性质的递变关系?
难点1、核素、同位素、相对原子质量的涵义及计算；元素周期表中元素性质递变规律。
2、位、构、性三者之间的规律及其应用?
知
识
结
构
与
板
书
设
计第一章物质结构元素周期律复习
（一）原子结构知识
一、原子结构和构成粒子数量间的关系
二、理解同位素的概念：
三、理解相对原子质量的概念
四、核外电子排布
(二)元素同期表
一、元素同期表的结构：
二、元素周期表中元素性质递变规律
三、元素周期表与原子结构的关系
（三）元素周期律
(四)、元素性质的递变规律
(五)、“位、构、性”的关系
（六）化学键
教学过程
教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动
[引言]《物质结构元素周期律》这一章的概念较多，理论性又强。为了使大家对本章知识有更深的认识和理解，我们来归纳和整理一下已学知识，同时以练习作载体，对本章知识加以巩固。
[板书]第一章物质结构元素周期律复习
（一）原子结构知识
一、原子结构和构成粒子数量间的关系
［投影］1．原子(AzX)中，质子有个，中子有个，核外电子有个。2、相互关系(1)质量数=
(2)原子中：质子数=
(3)阳离子中：质子数=
(4)阴离子中：质子数=
(5)质子数+中子数
（6）核电荷数=核外电子数
（7）核电荷数=离子的核外电子数+离子电荷数
（8）核电荷数=离子的核外电子数－离子电荷数
核外电子排布的一般规律归纳为：一低四不超。即核外电子总是尽先排布在的电子层里，每层电子不能超过个，最外层电子不能超过个，次外层电子不能超过个，倒数第三层电子不能超
过个。
[投影练习]1．电荷数分别为16和6的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（）
A、电子数B、最外层电子数C、电子层数D、次外层电子数
2．2311Na+中的质子数是，中子数是，核外电子数是，质量数是。
3．3216S2-中的质子数是，中子数是，核外电子数是，质量数是。
[板书]二、理解同位素的概念：
[投影练习]
1．1H、2H、3H－、H2是（）
A．氢的5种同位素B．5种氢元素
C．氢的5种同素异形体D．氢元素的5种不同微粒
2．原计划实现全球卫星通讯需发射77颗卫星，这与铱（Ir）元素的原子核外电子数恰好相等，因此称为“铱星计划”。已知铱的一种同位素是19177Ir则其核内的中于数是（）
A．77B．114
C．191D．268
[投影小结]（1）元素：具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子。
（2）核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
（3）同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素，也就是说，同一元素的不同核素之间互称为同位素。
注意：同位素的“同”的含义是指质子数相同，电子数、电子排布相同，原子的化学性质相同，原子的化学性质相同，元素符号相同，在元素周期表中位置相同。
同位素有二个特性：同一元素的各种同位素化学性质基本上相同；天然存在的元素里各种天然同位素原子所占的百分比一般是不变的。
[板书]三、理解相对原子质量的概念
[投影练习]
1．R原子的核内质子数为m，中子数为ｎ，则下列叙述错误的是（）
A．这种元素的相对原子质量为ｍ＋ｎ?
B．不能由此确定该元素的相对原子质量?
C．其原子质量与C原子质量之比约为：(ｍ＋ｎ)∶12?
D．原子核内中子数为ｎ的原子可能是R原子的同位素?
2．硼有两种天然同位素105B、115B，硼元素的原子量为10．80，则对硼元素中105B质量百分含量的判断正确的是A．20%B．略大于20%
C．略小于20%D．80%
[投影小结]（1）相对原子质量：
（2）元素的相对原子质量（平均值）：
（3）同位素的相对原子质量：M
换算关系：
[板书]四、核外电子排布
[投影练习]
1．下列叙述正确的是（）
A．两种粒子，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同?
B．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布?
C．两原子，若核外电子排布相同，则一定属于同种元素?
D．不存在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子?
[投影小结]各电子层最多容纳2n2个
排布规律最外层不超过8个
（分层）次外层不超过18个
最先排布在能量较低的电子层里
[板书](二)元素同期表
一、元素同期表的结构：
[投影小结]元素周期表一共行，纵列。从横的方面看，分为个短周期，个长周期，共为个周期。从纵的方面看，分为个主族，个副族，一个族和族。
[板书]二、元素周期表中元素性质递变规律
[板书]三、元素周期表与原子结构的关系
周期序数=。
主族序数===价电子数
主族元素的最低负化合价=8—。[投影]答案
[投影练习]
1．下列变化的比较,不正确的是（）
A．酸性强弱:HClO4H2SO4H3PO4H4SiO4
B．原子半径大小:NaSO
C．碱性强弱:KOHNaOHLiOH
D．还原性强弱:F-Cl－I－
2．下列各组中，属于同位素的是（）
A．H2、D2、T2B．金刚石和足球烯C60
C．H2O和D2OD．16O和18O
3．硒是人体肝脏和肾脏的组成元素之一，现在含有元素硒(Se)的保健品已经进入市场,已知它与氧元素同族,与K同周期,关于硒的说法中不正确的是（）
A．原子序数为34
B．最高价氧化物的水化物的分子式为:H2SeO4
C．Se的非金属性比Br弱
D．气态氢化物的稳定性比硫化氢气体强
4．有A、B、C、D四种短周期元素,它们的原子序数由A到D依次增大，已知A和B原子有相同的电子层数,且A的L层电子数是K层电子数的两倍,C在空气中燃烧时呈现黄色火焰,C的单质在高温下与B的单质充分反应,可以得到与D单质颜色相同的淡黄色固态化合物,试根据以上叙述回答：
（1）元素名称:A______B_____C_____D______。
（2）D元素位于周期表中周期族。
（3）写出AB2与C2B2反应的化学方程式。
（4）画出B的原子结构简图___________________。
（5）电子式表示化合物C2D的形成过程：。
5．C、H、Cl、O、Na五种元素的相互作用结合，在由两种元素组成的化合物中，其中离子化合物有(写两种)，共价化合物有(写四种)，在三种元素组成的化合物中，其中离子化合物有(写两种)共价化合物有(写两种)
[板书]（三）元素周期律
[投影小结]一、元素性质的内涵
元素的性质微观性质—原子半径、化合价、电子得失能力
宏观性质—金属性、非金属性
二、金属性、非金属性和氧化性、还原性的关系一般说来，元素的金属性强，元素的失电子能力，单质的还原性，其阳离子的氧化性，如钠和镁。
[投影练习]元素的非金属性强，元素的原子得电子能力，单质的氧化性，其阴离子的还原性。如硫和氯。
[投影小结]
三、金属性和非金属性强弱判断依据
1、金属性强弱的判断依据：（如钠和镁）
2．非金属性强弱判断依据：（如硫和氯）
[思考]请阅读下列材料：
1．与Na、Mg、Al有关的是（）
（1）与水或酸反应的剧烈程度：NaMgAl
（2）碱性：NaOHMg（OH）2Al（OH）3
（3）还原性：NaMgAl
（4）氧化性：Na+Mg2+Al3+
2．与Cl、S有关的是（）
（1）氢化物稳定性：HClH2S（2）酸性：HClO4H2SO4
（3）氧化性：Cl2S（4）还原性：Cl－S2－
（5）H2S+Cl2==2HCl+S
从以上材料你能得到什么结论？
[练习]请你设计一个实验，证明镁的金属性比铝强。
1．与热水反应……2．与相同浓度的盐酸反应……3．设法证明碱性Mg(OH)2的碱性比Al(OH)3强
[板书](四)、元素性质的递变规律
[投影小结]由左至右：金属性减弱，非金属性增强；最高价氧化物对应水化物酸性增强，碱性减弱；气态氢化物稳定性增强。
由上至下：最高价氧化物的水化物酸性减弱、碱性增强；气态氢化物稳定性减弱还原性增强；金属性增强非金属性减弱。
[板书](五)、“位、构、性”的关系
[投影练习]A、B、C三种元素的原子具有相同的电子层数，B的核电荷数比A大2个单位，C的质子数比B多4个，1moLA的单质和稀盐酸反应能置换出1gH2，这时A转化为具有与氖原子相同电子层结构的离子。试回答下列问题：
（1）写出这三种元素的元素符号A、B、C。
（2）写出A、C最高价氧化物对应水化物相互反应的离子方程式。
（3）写出A、B的最高价氧化物对应水化物相互反应的化学方程式。
[板书]（六）化学键
[投影练习]下列叙述正确的是
A．CO2分子间存在着非极性共价键
B．CO2分子内存在着极性共价键?
C．SO2与H2O反应的产物是离子化合物
D．盐酸中含H＋和Cl－故HCl为离子化合物
[投影小结]1．化学键：在原子结合成分子时，相邻的原子之间强烈的相互作用。
注意：（1）必须是直接相邻的原子间。
（2）此强烈的作用是指静电作用，包括吸引力和排斥力，且达到平衡。
（3）此作用很强烈，一般需要120-800KJ/mol的能量才能破坏。
2．离子键和共价键
离子键：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。
化学键非极性键（A—A型）
共价键
极性键（A—B型）
[小结]本节题型：
1．利用元素周期律和元素周期表判断元素原子序数的大小关系
2．利用元素周期律和元素周期表比较或预测元素及化合物的性质
3．元素“构、位、性”关系的互推和元素名称的推断
4．设计实验证明元素金属性或非金属性的强弱
教学回顾：
