《元素周期表结构》复习学案。

一名优秀负责的教师就要对每一位学生尽职尽责，作为高中教师就要在上课前做好适合自己的教案。教案可以让学生能够在教学期间跟着互动起来，帮助高中教师更好的完成实现教学目标。那么如何写好我们的高中教案呢？急您所急，小编为朋友们了收集和编辑了“《元素周期表结构》复习学案”，希望能为您提供更多的参考。

《元素周期表结构》复习学案

【自学检测】一、元素周期表

[思考与探究]

（1）我们按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。可见原子序数与原子结构间存在什么关系？（结合1－18号元素原子结构）　

（2）元素周期表的编排原则：把相同的元素排在同一横行，把相同的元素按电子层数递增的顺序排在同一个纵行

（一）元素周期表的结构

1、周期：元素周期表共有　个横行，每一横行称为一个，故元素周期表共有　个周期

周期序数与电子层数的关系：

②周期的分类：元素周期表中，我们把1、2、3周期称为，周期称为长周期，第周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。

请大家根据元素周期表，完成下表内容。

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

1

H—He

2

Li—Ne

3

Na—Ar

长周期

4

K—Kr

5

Rb—Xe

6

Cs—Rn

7

Fr—？号

2、族：元素周期表共有个纵行，除了三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个　，故元素周期表共有　个族。族的序号一般用罗马数字表示。

①族的分类

a、主族：用表示：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

b、副族：用表示：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

c、第Ⅷ族：三个纵行

d、零族：第纵行，即稀有气体元素

②主族序数与最外层电子数的关系：

③族的别称

ⅠA称为元素ⅡA称为元素ⅣA称为元素

ⅤA称为元素ⅥA称为元素ⅦA称为元素

零族称为元素

[反馈练习]1、请写出它们在周期表中的位置

元素周期表结构导学案

2、（1）推算原子序数为13的主族元素在周期表中的位置。

（2）推算原子序数为53的主族元素在周期表中的位置。

扩展阅读

《原子结构与元素周期表》教案

一名优秀的教师就要对每一课堂负责，作为教师就要在上课前做好适合自己的教案。教案可以让学生们能够更好的找到学习的乐趣，帮助教师提前熟悉所教学的内容。关于好的教案要怎么样去写呢？以下是小编收集整理的“《原子结构与元素周期表》教案”，希望对您的工作和生活有所帮助。

第二节原子结构与元素周期表

【教学目标】
1.理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；
2.能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布；
【教学重难点】
解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；
【教师具备】
多媒体课件
【教学方法】
引导式启发式教学
【教学过程】
【知识回顾】
1.原子核外空间由里向外划分为不同的电子层?
2.同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动?
3.比较下列轨道能量的高低（幻灯片展示）
【联想质疑】
为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？
【引入新课】通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(s、p、d、f)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。
【板书】一、基态原子的核外电子排布
【交流与讨论】（幻灯片展示）
【讲授】通过前面的学习我们知道了核外电子在原子轨道上的排布是从能量最低开始的，然后到能量较高的电子层，逐层递增的。也就是说要遵循能量最低原则的。比如氢原子的原子轨道有1s、2s、2px、2py、2pz等，其核外的惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，电子排布式为1s1。也就是说用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，原子C的电子排布式为1s2s22p2。基态原子就是所有原子轨道中的电子还没有发生跃迁的原子，此时整个原子能量处于最低．
【板书】1.能量最低原则
【讲解】原则内容：通常情况下，电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，这就是构造原理。原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原则。打个比方，我们把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鹰等鸟比作能量高的电子，把能力低的麻雀、小燕子等鸟比作能量低的电子。能力高的鸟常在离地面较高的天空飞翔，能力低的鸟常在离地面很低的地方活动。
【练习】请按能量由低到高的顺序写出各原子轨道。
【学生】1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s
【讲解】但从实验中得到的一般规律，却跟大家书写的不同，顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…………大家可以看图1-2-2。
【板书】能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……
【过渡】氦原子有两个原子，按照能量最低原则，两电子都应当排布在1s轨道上，电子排布式为1s2。如果用个圆圈（或方框、短线）表示满意一个给定量子数的原子轨道，这两个电子就有两种状态：自旋相同《原子结构和元素周期表》第一课时教案或自旋相反《原子结构和元素周期表》第一课时教案。事实确定，基态氦原子的电子排布是《原子结构和元素周期表》第一课时教案，这也是我们对电子在原子轨道上进行排布必须要遵循的另一个原则――泡利不相容原理。原理内容：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。
【板书】2.泡利不相容原理
【讲解】在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是不同的，电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。在一个原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个
【板书】一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反
【交流研讨】C：最外层的p能级上有三个规道
可能写出的基态C原子最外层p能级上两个电子的可能排布：
①2p：《原子结构和元素周期表》第一课时教案《原子结构和元素周期表》第一课时教案《原子结构和元素周期表》第一课时教案
《原子结构和元素周期表》第一课时教案②2p:
《原子结构和元素周期表》第一课时教案《原子结构和元素周期表》第一课时教案《原子结构和元素周期表》第一课时教案③《原子结构和元素周期表》第一课时教案《原子结构和元素周期表》第一课时教案2p:《原子结构和元素周期表》第一课时教案
④2p《原子结构和元素周期表》第一课时教案《原子结构和元素周期表》第一课时教案《原子结构和元素周期表》第一课时教案
p有3个轨道，而碳原子2p能层上只有两个电子，电子应优先分占，而不是挤入一个轨道，C原子最外层p能级上两个电子的排布应如①所示，这就是洪特规则。
【板书】３.洪特规则
在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行
【交流与讨论】
1.写出11Na、13Al的电子排布式和轨道表示式，思考17Cl原子核外电子的排布，总结第三周期元素原子核外电子排布的特点
2.写出19K、22Ti、24Cr的电子排布式的简式和轨道表示式，思考35Br原子的电子排布，总结第四周期元素原子电子排布的特点，并仔细对照周期表，观察是否所有原子电子排布都符合前面的排布规律
[讲述]洪特规则的特例:对于能量相同的轨道(同一电子亚层)，当电子排布处于全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个体系的能量最低。
【小结】核外电子在原子规道上排布要遵循三个原则：即能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则。这三个原则并不是孤立的，而是相互联系，相互制约的。也就是说核外电子在原子规道上排布要同时遵循这三个原则。
【阅读解释表１－２－１】电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。
【板书】４.核外电子排布和价电子排布式
【活动探究】
尝试写出19～36号元素K～Kr的原子的核外电子排布式。
【小结】钾K：1s22s22p63s23p64s1；钙Ca：1s22s22p63s23p64s2；
铬Cr：1s22s22p63s23p63d44s2；铁Fe：1s22s22p63s23p63d64s2；
钴Co：1s22s22p63s23p63d74s2；铜Cu：1s22s22p63s23p63d94s2；
锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2；溴Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5；
氪Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6；
注意：大多数元素的原子核外电子排布符合构造原理，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：K原子的可能电子排布式与原子结构示意图，按能层能级顺序，应为
1s22s22p63s23p63d1；《原子结构和元素周期表》第一课时教案，但按初中已有知识，应为1s22s22p63s23p64s1；《原子结构和元素周期表》第一课时教案
事实上，在多电子原子中，原子的核外电子并不完全按能层次序排布。再如：
24号铬Cr：1s22s22p63s23p63d54s1；
29号铜Cu：1s22s22p63s23p63d104s1；
这是因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）、和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
【讲授】大量事实表明，在内层原子轨道上运动的电子能量较低，在外层原子轨道上运动的电子能量较高，因此一般化学反应只涉及外层原子轨道上的电子，我们称这些电子为价电子。元素的化学性质与价电子的数目密切相关，为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。例如，原子C的电子排布式为1s2s22p2，还可进一步写出其价电子构型：2s22p2　。图１－２－５所示铁的价电子排布式为3d64s2。
【总结】本节课理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1～36号元素基态原子的核外电子排布；能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。
一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。
【板书设计】
一、基态原子的核外电子排布
1.能量最低原则
能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……
2.泡利不相容原理
一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反
３.洪特规则
在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行
４.核外电子排布和价电子排布式

元素周期表(2)导学案

一名合格的教师要充分考虑学习的趣味性，教师要准备好教案，这是每个教师都不可缺少的。教案可以让学生们充分体会到学习的快乐，帮助教师提高自己的教学质量。那么怎么才能写出优秀的教案呢？以下是小编为大家收集的“元素周期表(2)导学案”希望对您的工作和生活有所帮助。

第一章第一节元素周期表(2)
[学习目标]
1.探究碱金属元素性质的相似性和递变性。
2.初步掌握碱金属元素的原子结构和元素性质的关系。
3.初步了解原子结构决定元素的性质。
[学习重点]元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系
[温故知新]写出下列元素在周期表中的位置
KCl　S
推算原子序数为16、53、114的元素在周期表中的位置。

[自主学习]
二、元素的性质与原子结构
请同学们画出碱金属的原子结构示意图，分析碱金属原子结构的共同之处。
元素名称核电荷数原子结构示意图最外层电子数电子层数
碱
金
属
元
素
[思考与交流]1、在元素周期表中，同主族元素原子的核外电子排布有什么特点？

2、在元素周期表中，同主族元素原子的核外电子排布对元素的性质有何影响？

[实验视频]锂、钠、钾、铷、铯与水的反应
[思考与交流]完成下列表格，并讨论
金属锂钠钾铷铯
与水的反应的现象
[思考与交流]请写出钠与水的化学反应方程式，并尝试的写出锂、钾、铷与水的化学反应方程式
Li＋H2O=Na＋H2O=
K＋H2O=Rb＋H2O=
除Na、K外，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱与H２。
[小结]2M＋2H２O==2MOH＋H２↑碱性:

[实验视频]钠、钾与空气的反应
[思考与交流]完成下列表格，并讨论
金属钠钾
与氧气的反应的现象

[思考与交流]请写出钠与氧气在加热条件下的化学反应方程式，并尝试的写出锂与氧气化学反应方程式。
Li＋O2=Na＋O2=
K、Rb等碱金属与O2反应，会生成超氧化物。Rb、Cs在室温时，遇到空气会立即燃烧。
[思考与交流]根据实验讨论碱金属的性质有什么相似性和不同。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？

（二）碱金属的物理性质的比较
[科学探究2]根据碱金属的物理性质表格，请总结碱金属的物理性质有什么共性、递变性？
碱金属单质颜色和状态密度（g/cm-3）熔点（。C）沸点（。C）原子半径（nm）

Li银白色，柔软0.534180.513470.152
Na银白色，柔软0.9797.81882.90.186
K银白色，柔软0.8663.657740.227
Rb银白色，柔软1.53238.896680.278
Cs略带金色，柔软1.87928.40678.40.265
[反思小结]
1、通过学习，总结整个碱金属的性质规律有哪些？
（1）
（2）
（3）
2、碱金属有这样的相似性、递变性的本质原因在哪里？

[课堂达标]:1、我国成功研制的铯（133Cs）原子喷泉钟，使我国时间频率基准的精度从30万年不差1秒提高到600万年不差1秒。已知该铯原子的核外电子数为55，则该原子的中子数为
A、23B、55C、78D、133
2、某课外兴趣小组通过实验发现钾和钠的性质相似，下列说法中能最好地解释这个事实的是
A、都是金属元素B、原子半径相差不大
B、最外层电子数相同D、最高化合价相同
3、钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：
Ａ、在碱金属中它具有最大的原子半径
Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱
C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物
D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸
4、右图表示碱金属的某些性质与核电荷数的变化关系，碱
下列各性质中不符合图示关系的是金
A、还原性B、与水反应的剧烈程度属
C、熔点D、原子半径的
性
质
碱金属的核电荷数

【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
作业：课本第十一页2，7，9（1）（2）

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