浅谈第二周期元素的特殊性

浅谈第二周期元素的特殊性

郭喜龙

青海民族大学化学与生命科学学院，西宁810007

摘要：第二周期元素在原子半径、电离能、电子亲和能、配位数、键能及氢化物的熔沸点等方面表现出特殊性, 并对其原因进行了较深入的分析元素周期表中第二周期元素（Ｌｉ－Ｆ）的最高配位数为４，其中多数非金属元素有生成重键的特性，与第三周期同族元素相比，它们的化学活泼性差别大，出现了一些反常和例外，本文以分子结构，化学热力学原理为依据，阐述第二周期元素的一些特殊性及其产生的原因。

关键词：屏蔽作用有效重叠分子缔合

Concerning the particularity of the second cycle elements

Abstract：Pick to second cycle elements in the atomic radius, ionization energy (ie), electronic affinity, key ligand can, can and hydride aspects of melt the boiling point of particularity, and showed its reason deeply analyzed the periodic table of elements (second cycle Li - F) for 4 the highest ligand, most of which were formed nonmetal elements, and the characteristics of heavy key elements of the third cycle, they compared the wayward chemical lively sexual difference is big, appeared some abnormal and exceptions, based on molecular structure, chemical thermodynamics principle as the basis, this paper expounds some particularity assperiod 2 elements and their causes.

Keywords ：Shielding effect effective overlap molecular association

作者简介：郭喜龙（1988-），男，青海，化学师范班学生，学士

引言：本文将对第二周期元素的特殊性进行讨论, 并力求从结构上给予解释用周期表来判断元素的性质, 一般认为主族元素的性质从上到下逐渐变化。但在同族元素的纵向变化中, 第二周期的元素却体现出明显的特殊性。原因何在？可从结构上得以解释。决定元素性质的根本因素是原子电子构型。价层电子构型对性质起主导作用, 即价层电子构型的相似性决定了同族元素具有相似的性质。而原子的内层、次内层电子构型的不同,原子有否能级

低的外层空轨道这两个因素可使同族元素性质间不呈现单调的递变关系。

现将第二周期元素及其化合物在周期性变化中的某些特殊性介绍如下:

1 特殊性的阐述

1.1第二周期元素的原子半径特别小

第二周期元素的原子核外只有两个电子层, 并且次外层只有两个 1 s 电子, 而 1s 电子的屏蔽作用又较弱, 使原子核对外层电子的吸引力较强, 所以第二周期元素的原子半径特别小。例如ⅦA族元素从 F 到 Cl 原子半径增加 35pm , 而从 C l 到 B r 原子半径只增加了 15pm。因此, 许多与原子半径变化有关的元素的性质也表现出特殊性。

1.2 第二周期某些元素的第一电离能特别大

第一电离能是指处于基态的气态原子生成+ 1 价气态阳离子所需要的能量。由于第二周期元素的原子半径特别小, 使原子核对外层电引力特别大, 使这些原子失去一个电子所需要的能量增大, 所以第二周期元素原子的第一电离能特别大。例如ⅦA 族 Ga 和 A l 的第一电离势非常接近, 而 B 的第一电离能比A l 大 223kJ /mol。碳、氮、氧、氟的第一电离能也比同族第三周期的元素大的多。

第二周期元素电子亲和能反常的小电子亲和能是指处于基态的气态原子获得一个电子成为- 1价气态阴离子时所放出的能量。同族从下到上随原子半径减小得电子的能力越来越强, 电子亲和能应逐渐增大, 即各主族中第二周期元素的电子亲和能应最大。事实上它们的亲和能反而比同族的第三周期元素小。这是因为第二周期元素的原子半径特别小,原子核外电子云密度特别大, 电子间的排斥力较大, 这种排斥力部分抵消了原子获得一个电子成为负离子时所放出的能量, 故第二周期元素的电子亲和能比同族的第三周期元素要小（见表-1）。

表1 第二周期与第三周期的电子亲和能

1.3第二周期元素多数有生成复键的特性

由于第二周期元素的原子内层电子少,半径特别小,因此,两原子形成的Ρ键的键长特别短, 从而使两原子在形成σ键的同时,р轨道可以发生有效重叠而形成p-pΠ键。所以第二周期元素原子大多数都有形成复键的性质, 例如:C = C、C = O 、O =O 、N ≡N 键等。而同族的第三周期元素,一方面由于原子半径较大,内层电子较多, 所以形成的σ键较长,最外层的p电子难重叠形成稳定的 p - p Π键;另一方面由于第三周期元素原子都p轨道, 它们在与 N 、O 、X 等结合形成P键时还可形成p-p反馈Π键, 增加了形式上单键的稳定性, 所以第三周期元素倾向形成尽可能多的σ键单键, 这比形成一个多重键能量上更有利。

1.4 第二周期元素原子的配位数小于同族其它元素原子的配位数

第二周期元素原子的最大配位数是 4,而同族其它元素原子的配位数可以大于4。这是因为第二周期元素原子半径特别小,周围容纳配位原子的空间小。另外,第二周期元素原子最外层只有2s、2p两个亚层,共有四个原子轨道,它最多能与另外4个原子结合形成配位

数为4 的化合物。而同族的其它元素,一方面原子半径较大,周围容纳配体的空间大,更重要的是这些元素的原子都有空的 d 轨道,在一定条件下,能量低的轨道上的电子可被激发到能量较高的 d 轨道上而参加成键。所以第三周期及以后的元素原子都可形成配位数大于 4 的配合物。

1.5 N 、O 、F 共价单键的键能异常小

同一主族中同种元素原子之间形成的单键键能从上到下应递减;在同一周期中,从左到右应递增。事实上 N 、O 、F 的单键能,无论从族或周期对比来看都异常的小（见表-2）。

这主要是由于它们的原子半径特别小,成键时,原子中电子对间排斥力特别大,从而削弱了 N —N 、O —O 、F —F 键的强度。对同族的第三周期元素原子间形成的 P —P、S —S、C l—C l 单键来说,由于键长较长,电子对间的排斥力较小,增加了键的强度在第二周期的非金属元素中,以碳碳单键键能最大, 所以碳原子间的成键能力最强。

1.6 N 、O 、F 氢化物的熔沸点反常高

ⅤA —ⅦA 族元素的氢化物都是分子型化合物, 分子间作用力随着相对分子质量的增大而增大, 所以各族氢化物的熔沸点应随相对分子质量的增大从上到下依次升高。N 、O 、F 的氢化物的熔沸点在各族中应是最低的。事实上 N 、O 、F 氢化物的熔沸点却反

常的高, 这是由于 N 、O 、F 的电负性特别大, 使 N H

3、H

2

O和 H F 分子间形成氢键发

生分子缔合造成的。

2 第二周期元素的特殊性2.1 锂（Li）的特殊性

+

(1)Li 的电负性大，Li +半径小，同族元素中锂的标准电极电势特别小、这主要是由于锂原子半径特别小、水 合热特别大所造成的其化合物不如其他碱金属化合物稳定。如Li 2CO 3 Li 2O+CO 2 加热 Li 2CO 3加热不反应相反，Li +与大的、易极化的H -却能形成稳定的工价型氢化物（LiH ），而其他均为离子型，易分解LiH 很稳定2NaH 620K 2Na+H 2,但Li 与同他成对角线的Mg 相似，如

①能直接与N 2反应生成氮化物，且Li 3N 稳定；

②Li 、Mg 都易生成有机金属化合物。其他金属不具这两条性质。

(2)L i+ 的半径特别小,极化作用特别强,使它的某些盐(例如卤化物) 具有明显的共价性,并且共价分子间可形成类似氢键的锂键, 例如:

L i —F ?L i —F 和 L i —C l ?L i —C l 。

(3) 锂在空气中燃烧生成普通氧化物,而其它碱金属在空气中燃烧生成过氧化物或超氧化物,它们的氧化物只能通过间接方法来制得。锂的氧化物与水反应缓慢,而其它碱金属氧化物都与水发生剧烈反应。

(4) 氢氧化锂难溶于水,并且为弱碱,而其它碱金属的氢氧化物都易溶于水,且在水中完全电离成强碱。

(5)由于 L i 的半径特别小, 极化作用特别强,使其氢氧化物、碳酸盐等稳定性差,易分解。而其它碱金属的同类化合物则非常稳定。

(6) 碱金属的氢化物中, 氢化锂最稳定,加热不易发生分解,而其它碱金属的氢化物受热分解为金属和氢气。这是由于L i 有很强的极化性, 而 H -有较强的变形性, 使 L iH 中的键有明显的共价性造成的。

(7)锂无形成复盐的能力,而其它碱金属都能形成一系列的复盐。 2.2 铍（Be ）的特殊性

(1)BeO 是ZnS 晶格,化学键有明显的共价性,而其它碱金属的氧化物都是 N aC l 型离子化合物。

(2)Be(OH)2为两性氢氧化物,而其它碱金属的氢氧化物都是强碱或中强碱。

(3)由于 Be 2+的极化作用特别强, 使Be(OH)2 和某些盐的热稳定性较小。Be 与Al 成对角线,其相似性更加明显。如：

离子势 （Be 2+）=2/0.35=5.7 相近 （φ=Z +/r +) （Al 3+）=3/0.51=5.9

（Mg 2+）=2/0.65=3.08 差异大

电极电势φθ（Be2+/Be）=-1.85V 相近

（Al3+/Al）=-1.61V

（Mg2+/Mg）=-2.38V 差异大

Be、Al相近的离子势导相近的极化力和酸碱性。如，Be、Al的化合物工价较强，许多盐可溶于有机溶剂，碳酸盐不稳定，氧化物和应氧化物呈两性，其言易水解等

2.3 硼（B）的特殊性

B与同族的区别在他几乎不具金属性，在性质上与对角的Si相似。如BCl

3,SiCl

3

：都

不能形成正离子;都不生成易挥发的、活泼的氢化物，卤化物都易水解：

BCl

3 + 3H

2

O=H

3

BO

3

+ 3HCl

SiCl

3 + 4H

2

O=H

4

SiO

4

+ 4HCl

2.4 氟（F）的特殊性

F在同族中的特殊性尤为突出，它的电子亲和势特别小；

EA（F）=-322kj.mol-1 EA（Cl）=-348kj.mol-1

原子的半径也很小: r(F)=64pm r(Cl)=99pm

化学活泼性特别大.通常用贴近Fv原子的孤对电子间的排斥作用来解释。忧郁F半径小，导致F的电子云密度高度密集，因而对任何外来的进入F的外层的电子产生较强的排斥作用，从而对F参与形成的键能产生削弱作用。类似的效应在O和N中也出现。

3 第二周元素的一些现象

3．1 对角线规则

由于L i、B e、B的阳离子半径特别小,极化能力特别强,使Li、Be、B的许多性质与本族其它元素差别较大，而与周期表中右下角的元素性质相似,这种现象称为对角线规则。显然对角规则是原子结构和性质内在联系的一种具体表现。类似的效应在O和N中也出现，总之，第二周期元素与同族其他元素在性质上出现变化不连续的现象，却与第三中期斜对角元素相似。这被称为对角线关系或对角线相似同周期从到右阳离子电荷升高、半径减小、极化力增加；同族从从到右阳离子电荷相同、但半径增加、极化力减弱；处于对角线的元素，两种变化相互消长。使极化力相近，性质相似。

3.2第二周期与第三周期同族元素性质明显差异的原因

探讨其原因，有：

（1）第二周期元素在成键是只限于使用s和p轨道（以S—P的杂化轨道成键）；第

三周期元素还可以使用3d轨道（如sp3d、sp3d2、sp3d3...杂化轨道成键），工价数前者最大为4，后者出现5、6、7....等。

（2）第二周期元素作中心原子时，只以δ键同其他原子键合，而第三周期元素和更重元素除生成δ键外，还能生成p—pπ键。如SO

4

2-中，S、O之间除生成S→O外，还因O

原子上有2p孤对电子，而中心S原子有空d轨道，在对称性比配条件下（如2p

z—3d

XZ

）可

重叠生成p—pπ键，这样，Δ-π键生成使S—O 键的键长比正常的单键短。

4 结束语

元素原子的电子层结构随着原子序数的递增呈现周期性变化,因此,元素及其化合物的很多物理性质和化学性质随着原子序数的递增呈周期性变化，例如: 原子半径、电离能、电子亲和能、氧化物的酸碱性、熔沸点等与电子层结构有关的性质都表现出一定的规律性变化。但元素性质的这种周期性变化并不全都是连续的,由于各种因素的影响,也会出现某些不连续性,或者说特殊性以上是第二周期元素在周期性变化中的特殊性，了解元素在周期变化中的特殊性,对于辩证地学习、讨论和掌握元素周期律将有很大的帮助。

参考文献

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[10] 黄佩丽编无机化学规律初探。北京师范大学出版社98——100,1983.

。

致谢

在此，我要衷心的感谢我的指导老师在我论文写作过程中的细心指导。其次我要感谢在大学四年里传授给我知识的所有老师和同学，你们的细心教导使我在工作中能够顺利的完成任务，以后我将继续保持和发扬你们的工作作风。

精品教案 元素周期表(第二课时)

《元素周期表》 郑怡10101570104 一、教学内容分析 《元素周期表》选自人教版高中《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》。本节课为《元素周期表》第二课时，以元素的性质与原子结构为主要教学内容。 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.通过学习这部分知识,可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳,从理论进一步加深理解.同时作为基础元素化学的理论指导,也为学生继续学习打下理论基础.本章内容虽然是理论性知识,但教材结合元素化合物知识相互融合,这对于学生理解和掌握是很有利的。 二、学情分析 在初中化学，学生虽然已经知道元素周期表结构，学生的每本书的最后也附有元素周期表的彩图。但那时学生们所学的元素彼此是独立的。而高中学习本节之前，老师也相应地提到过不少的元素周期律，但并没有明确指出此为元素周期律。 通过上一课时的讲解学生们已经明确地知道了元素周期表的基本结构、元素周期表的编排原则以及元素的原子结构与其在周期表中的位置关系。但对于同主族元素随着原子核外电子排布呈周期性变化还理解不够深入和全面，关于应用周期律还没有涉及。 三、教学目标 （一）知识与技能目标 1、通过对有关数据和实验事实分析，了解原子结构与元素性质之间的关；。 2、通过碱金属单质与水反应、卤素单质与氢气反应、卤素单质间的置换反应来感知主 族元素的递变规律； 3、通过对同主族元素性质的金属性与非金属性的递变规律的归纳，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。 （二）过程与方法目标 1、通过对获取的大量事实和数据等信息进行加工、分析，培养学生学归纳、概括能力、 口头表达能力和交流能力； 2、通过案例的探究，激发学生主动学习的意识，并且掌握从大量的事实和数据中分析 总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法； 3、通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表的分析、处理数据能力。 （三）情感态度与价值观目标 1、通过对元素性质的递变规律元素结构的联系能使学生初步树立“量变引起质变”，“通 过现象看本质”等唯物主义观念； 2、通过学习，培养学生理解求知与探索“感性→理性→感性”的认知过程； 3、通过学习，培养学生勤于观察，勤于总结思考的科学态度。

元素周期律(第一课时)

化学学案4 第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（第一课时）姓名： 【学习目标】 1．了解原子核外电子的排布； 2．掌握最外层电子数、元素化合价和原子半径随原子序数递增而呈现出的周期性变化规律【学习重难点】微粒半径大小的比较 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

稀有气体元素原子电子层排布： 核电荷数 元素名称元素符号 各电子层的电子数 K L M N O P 2 氦He 2 10 氖Ne 2 8 18 氩Ar 2 8 8 36 氪Kr 2 8 18 8 54 氙Xe 2 8 18 18 8 86 氡Rn 2 8 18 32 18 8 【讨论】请同学们仔细分析以上表中数据，能找出一些什么规律呢？请填写下表：K层是最外层时，最多能容纳的电子数 除K层外，其他各层为最外层时，最多能容纳电子数 次外层最多能容纳的电子数 倒数第3层最多能容纳的电子数 第n层里最多能容纳的电子数 3、核外电子的排布规律 （1）能量最低原理：电子先排布在能量的电子层，排满后再进入能量的电子层。（2）各电子层最多容纳的电子数是（n表示电子层）； 最外层电子数不超过个（K层是最外层时，最多不超过2个）； 次外层电子数目不超过个； 倒数第三层不超过个。 【练习1】判断下列示意图是否正确？为什么？ 【练习2】画出37号、52号、83号、 37号52号83号35Br 53I 【练习3】总结１至１８号原子结构的特殊性。 （１）原子中无中子的原子： （２）最外层有１个电子的元素： （３）最外层有２个电子的元素： （４）最外层电子数等于次外层电子数的元素： （５）最外层电子数是次外层电子数２倍的元素： （６）最外层电子数是次外层电子数３倍的元素： （７）最外层电子数是次外层电子数４倍的元素： （8）与氩原子电子层结构相同的阳离子是: （9）与氩原子电子层结构相同的阴离子是: （10）核外有10个电子的粒子: 分子: 阳离子: 阴离子:

高中元素周期律第三课时教案

元素周期律（二） 教学目的：1.了解原子核外电子的排布与元素性质的关系。 2.认识元素周期律的内容，掌握元素金属性、非金属性强弱的 判定方法 教学重点：元素周期律的内涵；元素性质与原子结构的关系 教学难点：元素性质与原子结构的关系 教学过程： 复习：1、同主族元素原子结构与性质递变规律？ 2、金属性强弱判定依据？ 3、非金属性强弱判定依据？ 练习：画第三周期元素的原子结构示意图。 引入：以第三周期元素为例，结合其元素的原子结构特点，推测同周期元素的金属性与非金属性的递变趋势。 板书：元素周期律 一、Na、Mg、Al的金属性比较 学生活动一： 探究实验： 取一小块镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加入2mL 水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。 结论：钠与水的反应比镁与水的反应容易。 2、比较镁和铝与盐酸的反应难易程度： 取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管，在各加入2mL1mol/L盐酸。观察发生的现象。 结论：镁与盐酸的反应比铝与盐酸的反应容易。 3、比较钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱： NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 总结：Na Mg Al 金属性逐渐增强 判定依据：单质与水（或酸）反应置换氢越容易，以及它们的最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性越强，则元素金属性越强。 板书：二、Si、P、S、Cl的非金属性比较 学生活动二： 阅读学案资料：

总结：Si P S Cl 非金属性逐渐增强 判定依据：元素最高价氧化物的水化物的酸性越强，或与氢气生成气态氢化物越容易，则元素的非金属性越强。 课堂小结：Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 板书：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化规律随堂练习：（多媒体展示） 知识整合：（多媒体展示） 布置作业：《学案》素能培养部分。

元素周期律 第二课时 教案设计

教案设计 备课人李国超学科化学年级高一时间2015.3.30 课题元素周期律第（ 2 ）课时课型 三维目标知识与技能：1.元素周期律的涵义和实质。 2.了解随着原子序数的增加原子半径、主要化合价、金属性与非金属性 的周期性变化。 3.理解金属性和非金属性 4.了解比较金属性与非金属性的方法。 过程与方法：1.通过归纳、分析p14表格，得出电子核外排布的简单规律 2.通过实验视频，比较钠、镁、铝的金属性 3.通过实验视频和分析资料卡片，比较Si、P、S、Cl的非金属性 情感态度与价值观：1.归纳总结、演绎，培养学生的逻辑思维能力。 2.让学生认识科学发展历史，培养学生发现问题、克服困难、完 善问题的科学精神。 教 学 重 难 点 元素周期表的涵义、金属性和非金属性比较方法。 学 具 准 备 PPT、实验视频。 教学过程（双边活动） 教师活动学生活动设计意图

同学们好，今天我们来学习第一章第二节第二课时元素周期律。 所谓元素周期律，顾名思义就是元素周期表中体现的规律，元素周期律是元素周期表的编排依据。 我带大家一起回顾一下元素周期律的发展历史。 ①问题的产生．门捷列夫在编写教材中的碱土金属时，不知Mg应该和Ca，Sr，Ba 为伍，还是应该和Zn，Cu，Hg 为伍，认为化学元素缺少严整体系 ②存在的困难．对已发现的63 种元素的相对原子质量和种种基本性质编制卡片、试排．由于相对原子质量测定得不准确，从而遇到了很多困难 ③崭新的论点．1869 年发表了题为《元素的性质和原子量的关系》的论文，阐述了有关基本论点，并且设计出了第一张元素周期表，但没有引起人们的重视 ④理论的完善．改变周期表的形式，将同一周期的元素排在一行，同类元素排在一列，每经过7 种或17 种元素，碱金属或卤素重复出现，周期表趋于完善． 从这段元素周期律发展的历史中，同学们能够得到什么启示？ 咱们书后这种元素周期表的编排依据主要是原子的核外电子层排布，在这节课之间大家已经学习这部分内容，现在请大家完成学案。。。。部每一门学科或者某一个知识的 发展都是曲折前进，螺旋式上升 的，通过不断的修正，逐步接近 自然真实。我相信咱们书后面的 元素周期表也一定有可以完善 的地方。 完成相应学案。 引入新课 让学生认识科学发 展历史，培养学生发 现问题、克服困难、 完善问题的科学精 神。 回顾上节课知识。

第二节 元素周期律(第3课时)教案

前言 我们分析每年考上清华北大的北京考生的成绩，发现能够考上清北的学生化学的平均分都在95分以上，先开始我们认为，学习能力强的孩子化学一定学得好。可是在分析没有考上清北的学生的成绩的时候发现，很多与清北失之交臂的学生，化学的平均分要略低，数学物理的分数却不相上下。我们仔细讨论其中的缘由，通过对学生的调查研究发现一个令人惊讶的结论：化学学的好的学生更容易在理综上考得高分！ 这是因为化学学的好的学生，能够用更快的速度在理综考试中解决100分的分值，之后孩子可以用更多的时间去处理没有见过的物理难题。物理的难题在充分的时间中得到更多考虑的空间，使得考生在理综总分上能够有所突破。所以想上好大学，化学必须学好，化学的使命就是在高考当中帮助考生提速提分。 因此这份资料提供给大家使用，主要包含有一些课件和习题教案。 后序中有提到一些关于学习的建议。 必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（第3课时） 一、教材分析： 本节在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。 二、教学目标： 1、知识与技能： （1）掌握元素周期表和元素周期律。 （2）掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 2、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。 3、情感、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。 三、教学重点难点： 重点：周期表、周期律的应用 难点：“位、构、性”的推导 四、学情分析： 本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。进而学生会了解并掌握元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。 因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。

元素位构性的线性关系--元素周期律(第二课时) 教学设计

课题名称：元素位构性的线性关系--元素周期律(第二课时)

【图文引入】你所不知道的元素周期表 【设计意图】调动学生的学习激情，培养学生崇尚真理、严谨求实的科学精神及勇于担当的社会责任意识；引发学生思考现有元素周期表元素排列的准则依据是什么？过渡引出本节课时的重难点：元素周期律的本质。 【学生活动】 （1）填写教材P14-15中表格所缺的内容； （2）对表中各项内容进行比较、分析，寻找其中的规律。 【设计意图】通过填表，让学生获取感性知识，一方面复习了前面学过的原子结构有关知识，也为元素周期律的探究提供数据方面的支持。 （3）画出以原子序数为横坐标、原子的最外层电子数为纵坐标的直方图 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。 （4）画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图（稀有气体除外） 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。【学以致用】 1．已知下列原子的半径： 原子N S O Si 半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17 根据以上数据，磷原子的半径可能是( ) A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m （5）画出以原子序数为横坐标、化合价为纵坐标的变化图（稀有气体除外）

规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1。 【设计意图】让学生学习常用的数据处理方法和表示方式，培养学生分析、处理数据的能力、相互合作的意识，也让学生获得直观形象的感性知识，为归纳元素周期律奠定基础。 【规律生成】 随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和元素的主要化合价均呈现周期性的变化。 【过渡】 随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素的原子半径（除稀有气体外）呈现出周期性的变化。而元素的性质又与原子半径有关，那么元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性的变化呢？ 今用以第三周期的11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。【学生活动】 思考：1、金属性与非金属性的定义？金属性即元素原子失电子的能力，金属性越强，越易失电子。非金属性即元素原子得电子的能力，非金属性越强，越容易得电子。 2、判断元素金属性强弱的方法有哪些？①可以从它的单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度；②它的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断； 3、判断元素非金属性的强弱的方法有哪些？①可以从它的最高价氧化物的水化物的酸性强弱判断，②跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。 【设计意图】通过知识回顾，为接下来的第三周期元素金属性与非金属性的变化规律探究奠定理论基础。 今用以第三周期的11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。【学生活动】 1．试验探究元素的金属性（Na、Mg、Al）强弱。观看视频，完成表格

高中化学《元素周期律》第二课时教学设计

必修2 第一章第二节《元素周期律》第二课时教学设计 一、学习目标 ⑴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。 ⑵认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性 变化的结果，从而理解元素 周期律的实质。通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养总结归纳及逻辑推理能力。 (3) 通过对实验的研究，培养观察能力、实验能力和创造思维能力。 (4)培养勤于思考、勇于探究的科学品质。 (5)了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。 (6)通过对元素周期律的学习，初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等。 二、重点和难点 1、重点： ⑴元素周期律的实质⑵元素金属性和非金属性的变 化规律 2、难点： ⑴元素周期律的实质 ⑵元素金属性和非金属性的变化规律 ⑶通过实验来培养学生的探究能力

三、教学过程 【复习所学知识】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、元素的原子半径、主要化合价、原子核外电子层排布随原子 序数的递增而呈现出怎样变化的？ 【创设问题情境】我们知道，元素的化学性质是由原子结构决定 的。那么，元素的金属性和非金属性是否也将随元素原子序数的 递增而呈现出周期性的变化呢？ 【知识回忆】 金属性和非金属性的强弱的判断依据？ 【实验方案讨论】 以第三周期元素为研究对象，如何通过实验来比较元素(钠、镁、 铝)的金属性强弱呢？（提示：从金属性强弱的判断依据入手来 设计实验。可选用提供的药品与仪器。实验药品：镁条、铝条、 酚酞溶液、蒸馏水、稀盐酸（2mol/L）。实验仪器：试管、试管 夹、酒精灯、砂纸、火柴、滴管） 设计实验比较钠、镁、铝的金属性强弱 方案1 方案2 【板书】3、同周期元素金属性和非金属性的递变

元素周期律教学设计第一课时

《元素周期律》第(1)课时教学设计 长武中学陈宝凤 一、教材内容分析 (一)教材分析 本节课选自人教版化学必修2第一单元，的第二节.本节包括三个部分内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用.教材以1-18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径和元素金属性非金属性几个方面，阐述元素性质的周期性变化，导出元素周期律。第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。元素周期表中同周期同主族元素性质的规律，是在原子结构的基础上建立起来的，因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。考虑到新课改的要求，本部分内容有所降低，只是介绍了电子层的概念，对于排布规律示作介绍，但为了便于教学以及学生对以后知识的理解，可作适当的扩展，让学生了解简单的排布规律。元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的要求，尽量发挥学生学习的自主性，鼓励学生自主总结出规律。 (二)教学内容与学习水平 二、学情分析 经过初三化学和化学必修1的学习，学生已经学习了一些元素的单质及其化合物的性质，如钠、镁、铝、硅、硫、氯，但对这些元素性质的了解是零散的。已经掌握了核外电子分层排布的知识，会画出1-18号元素的原子结构示意图，具备了学习这节内容的知识基础，为周期律的学习奠定基础。但学生的差异是客观存在的，教师只有全面了解学生情况，才能做到因材施教，有的放矢。本次教学设计主要针对的是普通中学高一年级的学生，该阶段的学生思维敏捷活泼，但不够严谨，抽象思维能力薄弱。虽然学生也已经初步掌握了科学探究的基本程序和方法，具备了自主学习的、合作学习、表达交流的能力,但是对于数据的分析和处理、从大量科学事实中抽象出科学本质的方法还有待进一步学习和加强。而“元素周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。所以教师必须营造问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。 三、教学目标 知识与技能: ①知道元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化。

《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。 三、教学目标 1、知识与技能：

湖北省宜昌市高中化学第一章物质结构元素周期律1.2元素周期律(第二课时)练习新人教版必修2

第二节元素周期律（第二课时） 应用时间：20分钟实用时间：分钟 一、选择题 ( ) 1．碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是 A、NaOH B、Al(OH)3 C、Ca(OH)2 D、RbOH ( )2．右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是 A、常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高 B、Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C、W的氢化物的沸点比X的氢化物的沸点高 D、Y元素的非金属性比W元素的非金属性弱 ( )3．还原性随核电荷数的增加而增强的是 A、 Na、Mg、Al B、 Li、Na、K C、 I－、Br－、Cl－ D、 P3－、S2－、Cl－ ( )4．下列递变规律不正确的是 A、Na、Mg、Al还原性依次减弱 B、I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C、C、N、O原子半径依次增大 D、P、S、Cl最高正价依次升高 ( )5．砷（As）为第4周期第ⅤA族元素，根据它在元素周期表中的位置推测，砷不可能具有的性质是 A、砷在通常情况下是固体 B、可以存在-3、+3、+5等化合价 C、As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱 D、砷的还原性比磷弱 ( )6．氟、氯、溴、碘四种元素，它们的下列性质的递变规律不正确的是

A、单质密度依次增大 B、单质的熔沸点依次升高 C、Cl2可以从KBr溶液置换出Br2 D、F2可以从NaCl溶液中还原出Cl2 ( )7．同周期的X、Y、Z三种元素的最高价氧化物水化物对应的酸性由强到弱的顺序是：HZO4H2YO4H3XO4，下列判断正确的是 A、阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强 B、单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强 C、元素的原子半径按X、Y、Z顺序增大 D、气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序减弱 ( )8．HF、H2O、CH4、SiH4四种气态氢化物按稳定性由弱到强排列正确的是 A、CH4＜H2O＜HF＜SiH4 B、SiH4＜HF＜CH4＜H2O C、SiH4＜CH4＜H2O＜HF D、H2O＜CH4＜HF＜SiH4 二、填空简答题 9．元素周期律是指元素的性质随的递增，而呈性变化的规律，这里元素的性质主要是指和；元素性质周期性变化是呈周期性变化的必然结果。 10 ．短周期中置换H能力最强的是元素（符号），化学性质最稳定的元素符号是， 最高价氧化物对应的水化物酸性最强的分子式为，碱性最强的分子式为，显两性的分子式为，原子半径最大的金属元素的符号是，离子半径最小的金属离子结构示意图。 11．下表为元素周期表的一部分。 ⅣA

(完整版)《元素周期律》教学设计

课题：元素周期律 概述 本节内容选自高等教育出版社中等职业教育课程改革国家规划新教材化学（通用类）第一章《物质的结构及变化》第一节第二个标题。物质结构和元素周期律是中学化学教材中的重要的理论基础，是对以往知识的规律性总结和学习氧族元素和碳族元素的指导，因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点，元素周期律的导出以理论为指导，以事实为依据；元素周期律知识的得出，不仅有理论推导，还通过比较同周期元素的性质对理论推导进行了验证。而且，理论推导也从陈述式改为由学生自己进行探索的方式进行，因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，采取综合列表、讨论的方法，让学生通过讨论并运用初中学过的知识，从中总结出规律性。 教学目标分析： 1、知识与技能目标： （1）使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性的周期性变化。 （2）认识元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。 2、过程和方法目标： （1）培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力。 （2）培养学生的逻辑推理能力。 3、情感态度与价值观目标： （1）使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。 （2）通过对元素周期律的学习，使学生初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等观点。 学习者特征分析 本节课的教学对象是高一学生，对事物的变化规律有一定的认识，思维活跃，想象力丰富；对于探索未知的宏观世界有浓厚的兴趣，他们在学习了碱金属元素和卤素的基础上，进一步学习元素周期律，感到熟悉，概括性强，学习这部分内容只需要具备分析问题，解决问题，类比推理的能力 教学重点： 1、原子的核外电子排布和元素主要性质的周期性变化规律。 2、元素周期律的实质。 教学难点： 元素主要性质的周期性变化规律和元素周期律的实质

人教课标版高中化学必修2《元素周期律》第三课时探究教案

第二节元素周期律 第三课时元素周期表与元素周期律的应用 一、教材分析 本节在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。 二、教学目标 1、知识与技能： （1）掌握元素周期表和元素周期律。 （2）掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 2、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。 3、情感、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。 三、教学重点难点 重点：周期表、周期律的应用 难点：“位、构、性”的推导 四、学情分析 本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。进而学生会了解并掌握元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。因此，我们只要知道

三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。 五、教学方法：启发——归纳——应用 六、课前准备：多媒体、实物投影仪 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] 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？这就是我们这节课要学习的内容。 [板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。 （三）合作探究，精讲点拨 师：元素在周期表中的位置（简称“位”）、反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响着元素的性质（称简“性”）。因此，我们只要知道三种量（位、构、性）中的一种，即可推出另外2种量。 师：请同学们打开周期表观察：用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素？如果沿着硼（B）、铝（A1）；硅（Si）、锗（Ge）；砷（As）、锑（Sb）；碲（Te）钋（Po）画一折线，则位于折线左侧的是什么元素？折线右侧的又是什么元素？ [板书]1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系 【例题剖析】 【例1】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的氢化物的沸点性Y的氢化物的沸点低 C、X的气态氢化物比Y的气太氢化物稳定 D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来 【教师精讲】本题考查元素的非金属性强弱的判断，要熟记并理解判断标准，不能随意变换标准。 [知识拓展]元素金属性，金属活动性区别（优化设计）

元素周期律第二课时 教学设计

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

元素周期律(第二课时)金属性递变规律

元素周期律（第二课时）金属性递 变规律 元素周期律(第二课时)金属性递变规律 课堂观察研究案例 安徽省教育科学研究院夏建华 一、教学设计 ［教学目标］ ⑴?知识与技能： ①.能描述原子的结构异同，知道同主族金属元素原子结构递变规律。 ②.通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。认识原子结构相似的一族元素在化学性质上表现出的相似性和递变性。 ③.学会用实验现象推测金属性递变规律。 (2).过程与方法： ①.通过查找元素周期表发现史，学会运用查阅资料获取信息。 ②.通过分析和处理数据得出结论，形成概念，发现规律的思维方法。 ③.在元素周期律的教学中，体验科学探究的过程，学习运用以实验为基础的实证研究方法。 ④通过交流讨论，培养学生敢于质疑、合作解决问题的意识。 (3).情感态度与价值观： ①.在元素周期律的教学中，通过探究规律，体验科学探究的艰辛和喜悦，感受化学世界的奇妙与和谐。 ②.设计多种交流和探究活动，在活动中培养严谨求实的科学态度。 ［教学重、难点］ 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。元素周期表在第一节已经有详细的介绍，学生已经知道了元素周期表的大体结构，并会用元素周期表

查找常见元素的相关知识，但对元素性质及其在周期表中的位置与原子结构的关系还没有更深的理解。因此，本节教学的主要目的在于帮助学生能够从原子结构的角度进一步认识元素周期律。 教学重点： (1).元素在元素周期表中的位置、原子结构及其性质的递变规律。 (2).元素性质和原子结构的关系。 教学难点： (1).元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。 (2).元素周期律的涵义和实质，元素性质与原子结构的关系。 ［学情分析］ 学生在初三对原子结构和元素周期表都有初步了解，在必修2第一节中对原子结构和元素周期表又有了一个比较详细的认识。但在学习中较多是用机械记忆的方法，对知识的理解不够深刻，易遗忘，解决实际问题的能力较低。本节内容在如何激发学生的学习兴趣，如何引导学生从方法的高度来构建知识体系便成为教学设计的关键。 ［教学过程］ ［投影］18世纪中叶至19世纪中叶的一百年间，一系列新元素不断被发现。关许这些元素的性质，也积累的相当丰富。但使科学家们不断追寻和探索的，却是这些元素之间的内在联系。 让我们记住一个个令人起敬的名字和他们的发现：1789 年法国拉瓦锡提出四类元素分类法 1829 年法国德贝莱纳提出三元素组学说 1864 年德国边耶尔发表八兀糸表 1865 年英国纽兰兹提出兀素八首律 1869 年俄国门捷列夫发现元素周 期律

(精选文档)元素周期表第二课时教学设计

《元素周期表》（第二课时） 元素周期表教学设计 （40907063 丁胜根） 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(第二课时)》教学设计【高中化学必修2(人教版)】

《元素周期率》教学设计 (第2课时) ◆模式介绍 探究性教学模式是指在教学过程中，要求学生在教师指导下，通过以“自主、探究、合作”为特征的学习方式对当前教学内容中的主要知识点进行自主学习、深入探究并进行小组合作交流，从而较好地达到课程标准中关于认知目标与情感目标要求的一种教学模式。其中认知目标涉及与学科相关知识、概念、原理与能力的掌握；情感目标则涉及思想感情与道德品质的培养。 ◆教材分析 元素周期律是化学学习的重要基础理论，也是中学化学教学的重要内容，具有重要的教学价值。通过这部分知识的学习，可以使学生对所学元素化合物等化学知识进行综合、归纳，从理论上进一步认识、理解。同时也作为理论指导，为学生继续学习化学打下基础。本节涉及的主要是原子核外电子排布规则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。元素周期表中同周期同主族元素性质的规律，是在原子结构的基础上建立起来的，因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。元素周期律，元素周期表的相关知识在必修模块中起着承上启下的作用，帮助学生结束元素化合物等感性知识的学习，进入逻辑性很强的理论知识学习。 ◆思路分析 引导学生联系上节课所学内容，认识到元素在周期表中的位置，元素的原子结构，元素的性质之间的关系。创造一个真实而有意义的教学情境，通过客观事实以及习题从大量的事实和数据中分析总结规律让学生感受到化学学科素养和化学思维方式在日常生活中的应用和体现。 ◆教学目标 【知识与能力目标】 1、掌握元素周期表和元素周期律； 2、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系； 3、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； 4培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。 【过程与方法目标】

第二节元素周期律 (第三课时)

第二节元素周期律(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的位置关系。 【基础知识】 一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 位 构性 【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（） 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 思考：1、标出下列有下划线元素的化合价：NaCl MgCl2AlCl3H2SiO3H3PO4H2SO4 HClO4 2、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＝＝＝ 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：。 【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：。 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 【练习】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。 【自主探究】 (08年海南高考卷)根据元素周期表1—20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 (1)、属于金属元素的有________种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有 ___________(填两种化合物的化学式)； (2)、属于稀有气体的是___________(填元素符号，下同)； (3)、形成化合物种类最多的两种元素是__________________； (4)、第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外)___________； (5)、推测Si、N最简单氢化物的稳定性_____大于_____(填化学式)。 【自我测试】 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．某元素x的最高价含氧酸的化学式为H n XO2n-2：，则在某气态氢化物中，x元素的化合价为 ( ) A．一(12—5n) B．一(12—3n) C．一(6—3n) D．一(10一n) 4．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 5．下列叙述能说明金属A比金属B更活泼的是 ( ) A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B．A原子的电子层数比B原子多 C．1 mol A从酸中置换出的H：比l mol B多 D．常温下，A能从水中置换出氢气，而B不能 6．下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。下列叙述中正确的是 ( )

1.2《元素周期律》第二课时教案

第二节元素周期律 第二课时元素周期律 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，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]：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。 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 与冷H2O反应与沸H2O反应 现象 化学方程式 与沸水 现象 Mg带表面有气泡；Mg带 表面变红 化学方程式 Mg + 2H2O=Mg（OH） 2 ↓+ H2↑