元素周期律【精选5篇】

教学目标：泡面作文为您精心收集了元素周期律【精选5篇】，希望能够给您提供一些帮助。

元素周期律 篇一

教学目标 ：

知识目标：

1.  了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2.  了解两性氧化物和两氢氧化物的概念。

3.  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必然结果，从而理解的实质。

能力目标：

通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。

教学重点：原子的核外电子慨排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

教学难点 ：元素金属性、非金属性变化的规律。

(第一课时)

教学过程 ：

[引入]我们在学习碱金属和卤素时，已经知道一些元素的原子结构相似其性质也相似，人类已经了现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？这就是本节要讨论的问题。

[板书]第二节

一个星期由星期一到星期日为一周，种表记时，从零点到24点为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。我们学过的碱金属元素、卤族元素，随原子核外电子数的增加，原子核外电子层数增加，但最外层电子依然是1个和7个，这也是周期性的一种表现，元素以什么为序排列表现周期性呢？

[设问]什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪种粒子有关？有什么关系？

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

我们把核电荷数从1～18的元素按课本P97页表5-5排列。

1.根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中。

讨论

原子序数

电子层数

最外层电子数

达到稳定结构时的最外层电子数

1～2

1

1    2

2

3～10

11～18

结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现           变化

[板书]：一。随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

2.根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径呈现什么规律性的变化（稀有气体元素暂不考虑）？将讨论的结果填在下表中，并与P99图5-5对照。

讨论

原子序数

原子半径的变化

3～9

0.152nm                0。071nm

大                小

11～17

结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现            的变化。

[板书]二。随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。

注意：原子半径最小的是氢原子。

[建议介绍]原子半径似乎应该是原子核到最外电子层的距离，但事实上，单个原子的半径是无法测定的，原子总是以单质或化合物的形式存在，而在单质和化合物中，原子间总是以化学键结合的，一般：r（原）=r（共），共价半径为2个以共价键结合时，它们核间距离的一半。

3.根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入下表中。

讨论

原子序数

化合价的变化

1～2

+1                      0

3～10

+1                     +5

-4            -1     0

11～18

结论：随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现           的变化。

[板书]三。随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。

注意：①金属无负价，O、F无正价；

②一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+∣最低负价∣=8

③一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。

作业 ：P103 一

第二课时

[引入]从上节课讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子排布，原子半径和化合价均呈周期性的变化。元素的化学性质是由原子结构决定的，那么元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化。

[板书]四。元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化

讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？

小结：金属性的判断：

①     单质与水反应置换出氢的难易程度；

②     单质与酸反应置换出氢的难易程度；

③     最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。

非金属性的判断：

①     与氢气反应生成氢化物的难易程度；

②     氢化物的稳定性；

③     最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。

以11～17号元素为例来学习。

[板书]1。钠镁铝金属性的递变规律

实验1：将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。

实验2：将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

讨论

实验3：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。

1.  镁与（冷水、热水）反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2.  镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。

实验4：将一小段铝用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。

实验5：取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL 1mol/L盐酸。观察发生的现象。

1.  镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

2.  镁和铝的金属性哪种纱？说明判断的根据。

讨论

下面我们再来研究铝的氧化物的性质。

实验6：取少量氧化铝粉末，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。写出化学方程式。

Al2O3  + 6HCl =2AlCl3 + 3H2O

Al2O3   +  2NaOH  =2NaAlO2 + H2O

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。

实验6：取少量1mol/LAlCl3溶液注入试管中，加入3mol/LNaOH溶液至产生大量Al（OH）3白色絮状沉淀为止。将Al（OH）3沉淀分盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入3mol/LH2SO4溶液和6mol/LNaOH溶液。观察现象。

上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。

讨论

既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。

[说明]

①     镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实；

②     虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。铝是金属，但能表现出一定的非金属性。

③     关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。

[小结]：

反应

金属

钠

镁

铝

与水反应

与冷水剧烈反应

与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应

与冷水很难反应，与热水缓慢反应

与酸反应

剧烈反应

迅速反应

氧化物

Na2O和Na2O2

MgO为碱性氧化物

Al2O3为两性氧化物

对应碱

NaOH为强碱

Mg（OH）2为中强碱

Al（OH）3为两性氢氧化物

结论

金属性逐渐减弱

作业 ：P103 二

第三课时

[复习]1。钠、镁、铝金属性的递变规律；

2.金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？

[板书]2。硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律

讨论1：硫和氯气分别与氢气反应的剧烈程度如何？能说明硫和氯气的非金属性强弱关系如何？

[介绍]硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物——SiH4。磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物——PH3，但相当困难。硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物——H2S。

讨论2：在加热条件下，氯化氢易分解吗？

[介绍] SiH4很不稳定，PH3也不太稳定，在生成时就易分解，H2S也不很稳定，在较高温度时可以分解，HCl十分稳定。

讨论3：比较磷酸、硫酸和高氯酸的酸性强弱。

[介绍]硅的氧化物——SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H4SiO4），原桂酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸——H2SiO3，磷的最高价氧化物是P2O5，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO3，SO3的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl2O7，Cl2O7的对应的水化物是高氯酸（HClO4），它是比硫酸更强的一种酸。

第18号元素氩是一种稀有气体元素。

小结：

Si

P

S

Cl

最高正价

最低负价

单质与氢气反应的条件

最高价氧

化物

离高价氧化物的水化物

H4SiO4

弱酸

H3PO4

中强酸

H2SO4

强酸

HClO4

最强无机酸

酸性逐渐增强

结论

综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：

Na   Mg   Al   Si   P   S   Cl          Ar

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强     稀有气体元素

如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。

讨论：比较HF、H2O、NH3的稳定性。

[板书]五。

[思考]什么是？

[板书]1。概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做。

2.的实质

元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

练习：

写出下列化学方程式：

（1）       氧化铝与氢氧化钠溶液

（2）       氧化铝与硝酸

（3）       氢氧化铝与盐酸

（4）       氢氧化铝与氢氧化钾溶液

作业 ：课本P104 三

元素周期律 篇二

教学内容

元素周期律

教

学

目

标

知识

1.使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律

2.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。

能力

通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力

德育

结合元素周期律的学习，使学生初步掌握从大量的事实和资料中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。

教学重点

原子的核外电子排布和原子半径变化的规律。

教学难点

原子半径变化的规律，元素周期律的实质。

教　师　活　动

学　生　活　动

设计意图

[课前情景]放映钟表，时间的周期性变化，的flash.

[引入] 四季的轮回，年复一年，日复一日，这些描述时间的词语，都体现了时间变化的一个典型的特点——周期性，这节课，我们将通过元素周期律的学习来研究元素性质的变化特点，总结其规律。

[幻灯片]第二节  元素周期律

[讲述]为了更方便的研究元素的性质的变化规律，我们引入原子序数的概念

[幻灯片]一、原子序数

按照核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。

[提问]根据原子序数的概念，思考：它与原子组成粒子的数量有什么关系？

数值上  原子序数=核电荷数=质子数

意义上  并不相同

二、原子结构和性质的递变规律

[练习)]写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。

[幻灯片] 1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。

请同学们对照，自己写得对不对。

[讲述]今天要讲的是元素性质的递变规律，我问什么要大家写原子结构是意图呢？这二者有什么关系呢？

[学生回答]结构决定了元素的性质。所以要研究性质必须先研究结构。

[总结学生的回答]很好，说得全面。就构决定性质！

[提问]那么，现在为了研究元素的性质，我们一起来找找看元素的结构随着原子序数的增加有什么变化。请同学们观察你们手中的原子结构够示意图，总结其变化规律。

[幻灯片]1~18号元素的电子层结构

[学生回答]（填表）

原子序数

电子层数

最外层电子数

达到稳定使得最外层电子数

1-2

1

1-2

2或8

3-10

2

1-8

8

11-18

3

1-8

8

结论：随着原子序数的递增，最外层电子呈现周期性变化

[总结]随着原子序数的增加，电子层数每隔一定数目就增加一层，最外层电子数则呈周期性变化。

【指导阅读】元素的性质随核电荷数的递增有什么变化呢？请同学们阅读课文中表5-3关于原子半径的数据，参考书上130页底端的小字注解，归纳原子半径的变化规律。

[幻灯片](呈周期性变化)

完成表5-7

[投影(3)]1~18号元素的半径归纳

原子序数

原子半径的变化

3-9

0.152nm-------------------0.071nm

由大到小

10-17

0.186nm---------0.099nm

由大到小

结论：随着原子序数的递增，原子半径周期性变化

[提出问题]原子半径为什么呈周期性变化呢？从原子结构角度来讲，半径受哪些因素影响呢？请同学们分析影响原子半径的因素，

1 电子层数

2 核对电子的吸引

3 电子间的斥力

[评价]大家说的三种因素都起作用，但有主次关系。通常，电子层数越多，原子半径越大；当电子层数相同时，随核电荷数的递增，在后两种影响结果相反的因素当中，核吸引电子的影响是主要的，因此，当电子层数相同时，原子半径减小。（除了稀有气体元素）

习题

比较下列粒子的半径大小

（1）o   f   na       mg       al

（2 o2-   f-    na+   mg2+    al3+

根据习题归纳解题技巧

[过渡]以上，我们总结了一些元素半径的变化规律，并且总结了根据规律如何判断半径的大小，那么，元素的其他性质有没有周期性的变化呢？下面，我们来研究化合价。

[幻灯片]3.元素化合价(呈周期性变化)

[投影(3)]1~18号元素化合价归纳

[幻灯片](呈周期性变化)

完成表5-8

原子序数

化合价的变化

1~2

+1------------------0

3~10

+1--------------+5

-4----------1---0

11~18

+1--------------+5

-4----------1---0

结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现     周期性     变化

[提问]元素的化合价与其原子结构有怎样的关系？

练习题：配合化合价有关的习题。

【讲解】以上我们共同研究了元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价的周期性变化。原子半径和元素主要化合价都是元素的重要性质。如果我们继续研究元素的其他性质，多数也是随着元素原子序数的递增呈周期性的变化。你能否列举一些性质方面的事实？

【提问】同学们能否概括一下元素性质的变化情况？

【讲解】元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这就是对我们今后探索、研究化学知识具有重要指导作用的规律——元素周期律。

练习（看时间长短）

提示 下节课内容

元素的金属性，非金属性的递变，请做好预习

主题：

看动画

听讲、思考

理解为什么引入原子序数的

思考，回答

记笔记

练习

写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。

思考

回答

对照

根据投影的表格进行讨论、归纳

阅读

按照原子结构示意图总结结构变化归律

分析总结归纳

做练习

边阅读边思考，根据投影的表格进行讨论、归纳得出结论：不考虑稀有气体元素，从li到f、从na到cl，原子半径都由大逐渐变小

思考，在分析争论中得出以下几点：影响原子半径大小的因素有：①电子层数，电子层数越多，原子半径越大；②原子核对电子的吸引，使半径有减小的趋向；③核外电子多了，增加了电子之间的排斥，有使半径增大的倾向。

思考习题

听讲思考

分析，讨论后回答：在3～9号元素中，从li到n，正价由+1到+5，从c到f开始有负价，负价由-4到-1；在11～17号元素中，正价由+1（na）到+7（cl）；从中部的元素开始有负价，负价是从-4（si）递变到-1（cl），呈周期性变化。

思考、讨论后回答：除由于f、o元素化学性质的特殊性不显正价和稀有气体外，其他元素的最高正价数值=最外层电子数。负价的绝对值=8-最外层电子数。

联系所学知识，讨论后列举：从碱金属元素到卤族元素，最外层电子数从1递变到8，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

对周期有初步的认识，通过生活常识对周期性变化有所理解。

做好知识的铺垫。

明确本节研究的内容。

为研究的方便，引入原子序数的概念。

理解原子序数的编排原则。

熟悉所学的化学用语。

通过与旧知识的联系，巩固新知识。理解其意义。

复习，重温以前学过的，为总结规律做准备

培养学生阅读、归纳能力

订正

进一步明确性质是结构决定的，要研究性质必须首先研究结构。

此处由学生自己总结，找到规律，提高学生分析问题，解决问题的能力

总结结构上的变化规律，为性质上底变化规律打下基础。

形象化的教学给学生增加一些感性认识，提高了直观性，有利于调动学生的学习积极性。

体会原子半径的递变规律。

培养学生分析问题、解决问题的能力。加深对事物进行辩证分析的能力。

培养学生分析问题时要抓住主要矛盾以及矛盾的主要方面。

课堂上进行联系，使学生对所学知识马上应用，加深理解，学会应用。

总结解题技巧，注意学习方法的渗透

培养学生从分析大量的数据中提取、归纳知识的能力。鼓励学生积极参与。

培养学生从个别到一般的推理方法。

尽可能使学生实现最大程度的参与，让学生在“发现真理”中体会成功的喜悦。

巩固知识，加深认识，使知识条理化，促进对知识的落实。

培养学生的发散思维。培养学生的整理、概括的能力。

引出元素周期律。

学以致用，提高学生的学习兴趣。

作业布置

步步高 第二节 第一课时   p16

元素周期律 篇三

第一课时教学目标 ：知识目标： 使学生了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。能力目标：通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养学生总结归纳及逻辑推理能力。情感目标： 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。教学重点：原子的核外电子层排布，微粒半径变化规律。教学过程 ：引入：前面我们学习过卤素和碱金属元素。意识到元素之间存在着某种联系，现在我们就一起揭示其内在的联系，探究这种联系的本质。我们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。显然核电荷数＝原子序数。教师提出要求：画出1～18号元素原子结构示意图，然后从核外电子排布、原子半径、元素主要化合价几个方面进行讨论，寻找是否体现一定的规律性，若有规律是什么？学生活动：画出1～18号元素原子结构示意图，然后讨论。学生发表自己的见解，填写表格表1原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～211 223～1021   8811～1831   88结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现  周期性  变化。表2原子序数原子半径的变化3～10逐渐减小11～17逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现  周期性  变化。表3原子序数化合价的变化1～2＋1  03～10＋1     ＋511～18－4   －1    0结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现    周期性  变化。教师评价并播放元素周期律的动画练习：1.比较微粒间半径的大小 （1）Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl （2）Na与Na＋；Cl与Cl－ （3）Na、Ca、H引导学生总结出比较微粒半径的方法： 一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。2.列出具有10电子和18电子的微粒。小结：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径和化合价均呈现周期性变化。板书设计 ：第二节元素周期律一、元素性质的周期性变化 1.原子的电子层排布的周期性 2.原子半径的周期性 3.化合价的周期性小结：微粒比较微粒半径的方法：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。 列出具有10电子和18电子的微粒。

元素周期律 篇四

第五章《物质结构、元素周期律》期末复习讲义（二） 一、复习要求1.掌握元素周期律的实质及元素周期表(长式)的结构(周期、族)。2.以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质(如：原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅡA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。二、知识结构3.元素周期表的结构元素周期表的结构位置与结构的关系周  期 周期序数元素的种数1.周期序数＝原子核外电子层数2.对同主族(nA族)元素若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。短周期第一周期2第二周期8第三周期8长周期第四周期18第五周期18第六周期32第七周期不完全周期 族主 族ⅠA族ⅡA族ⅢA族ⅣA族ⅤA族ⅥA族ⅦA族由长周期元素和短周期元素共同构成的族。最外层电子数  主族序数 价电子数零 族 最外层电子数均为8个（He为2个除外） 副 族 ⅠB族ⅡB族ⅢB族ⅣB族ⅤB族ⅥB族ⅦB族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）最外层电子数只有1～7个。第Ⅷ族有三列元素 4.元素周期律涵  义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。实  质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。核外电子排布最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。原子半径原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。主要化合价最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数元素及化合物的性质金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。5.简单微粒半径的比较方法原子半径1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs离子半径1.同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例：rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+2.电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。例：rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+3.带相同电荷的离子，电子层越多，半径越大。例：rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2-4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。  例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+＞rNa+＞rMg2+6.元素金属性和非金属性强弱的判断方法金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强。判断依据1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。5.若xn++y x+ym+ 则y比x金属性强。非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强。判断方法1.与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。4.An-+B Bm-+A 则B比A非金属性强。7.同周期、同主族元素性质的递变规律  同周期（左 右）同主族（上 下）原子结构核电荷数逐渐增大增大电子层数相同增多原子半径逐渐减小逐渐增大 化合价最高正价由+1 +7负价数=8-族序数最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。单质的氧化性和还原性氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。最高价氧化物的水化物的酸碱性酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性。稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强。稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱。

8.元素的原子结构，在周期表中的位置及元素性质之间的关系。三、例题与练习1.在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个电子的元素是                    （    ）DA.金属元素                                           B.稀有气体元素       C.非金属元素                                        D.无法确定为哪一类元素 2.1999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   质量数为298。以下叙述不正确的是                                                              （    ）B       A.该元素属于第七周期                                 B.该元素位于ⅢA族       C.该元素为金属元素，性质与 相似       D.该同位素原子含有114个电子和184个中子3.由短周期两种元素形成化合物A2B3，A3＋比B2－少一个电子层，且A3＋具有与Ne原子相   同的核外电子层结构，下列说法正确的是                                                      （    ）BD       A.A2B3是三氧化二铝                           B.A3＋比B2－最外层上的电子数相同       C.A是第2周期第ⅢA族的元素           D.B是第3周期第ⅣA族的元素4.根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是                      （    ）C       A.K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等       B.L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等       C.L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等       D.M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等5.下列微粒半径比较中正确的是                                                                        （    ）C       A.r (Cl-) < r (Cl)      B.r (Na) < r (Na+)  C. r (Na)< r (K)     D. r (O2-) < r (F-)6.A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈   碱性，且碱性B＞A，C和D的气态氢化物的稳定性C＞D；E是这五种元素中原子半径   最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是                                        （    ）C         A.A、B、C、D、E B.E、C、D、B、A            C.B、A、D、C、E                             D.C、D、A、B、E7. 、 、 、D、E5种粒子（分子或离子），它们分别含10个电子，已知它们有如下转化关系：① ；② 。据此，回答下列问题：（1）含有10个电子的阳离子有___      ____________，含有10个电子的阴离子有______________。（2） 和 的电子式 ____________、 ____________。（3） 、D、E3种粒子结合质子 的能力由强到弱的顺序是（用粒子的化学式表示）____________；这一顺序可用以下离子方程式加以说明：①_____________________________________________；②_____________________________________________。答案：（1） 、 ； （2） ； （3） ；① ；②   X Y Z

8.短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置关系如右图。

(1)X元素单质化学式为            ，若X核内质子数与中子数相等，   则X单质 的摩尔质量为            ；(2)自然界中存在的一种含Y元素的另一种元素的天然矿物，其  名称是            ，该矿物与浓H2SO4反应的化学方程式为            .(1)He、4g/mol(2)萤石   CaF2+H2SO4(浓)      CaSO4+2HF↑9.A、B、C均为短周期元素，它们在周期表中的位置如下图。已知B、C两  元素在周期表中族 序数之和是A元素序数的2倍；B、C元素的原子序  数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C 所在的一组是（    ）C       A.Be、Na、Al                                        B.B、Mg、Si            C.O、P、Cl                                        D.C、Al、P

元素周期律 篇五

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。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。同时作为理论指导，也为学生继续学习打下基础。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，以利于学生理解和掌握。

第一节  元素周期表

第1课时

教学目标

1、能描述元素周期表的结构。

2、了解元素原子核外电子排布。

3、通过对原子结构的初步认识，树立对立统一的观点，知道有关元素、核素、同位素的涵义及其简单的计算。

重点难点

元素周期表的结构及元素周期律

教学过程

[导入]展示一张元素周期表（有条件的可让学生自己查找各种元素周期

表）

[过度]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）

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

[提问]请同学们回忆初中所介绍的原子结构的知识。

[学生]原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的。原子核由质子和中子构成。下面我们对原子的结构做进一步认识。

[板书]第一章     物质结构   元素周期律

第一节  元素周期表

一、原子结构

原子核

质子

中子

原子

核外电子

[过渡]下面我们先分析构成原子的个微粒的电性及其质量情况。

（投影）

表5—1  构成原子的粒子及其性质

构成原子的粒子

电  子

质  子

中  子

电性和电量

1个电子带1个单位负电荷

1个质子带1个单位正电荷

不显电性

质量/kg

9.109×10－31

1.673×10－27

1.675×10－27

相对质量

1/1836（电子与质子质量之比）

1.007

1.008

[提问]从表格得出原子的质量主要取决于哪种微粒？

[教师]原子的质量主要集中在原子核，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值相加起来，所得的数值叫做质量数。

[提问]根据质量数的定义，可得质量数与质子数和中子数间的关系。

[板书]质量数（a）=质子数（z）+中子数（n）

[过渡]在化学上，我们为了方便地表示某一原子。在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数 x。

［教师］请大家做如下练习

［投影练习］

粒子符号

质子数（z）

中子数（n）

质量数（n）

用 x表示为

①o

8

18

②al

24

27

③ar

18

22

④cl

cl

⑤h

h

［答案］①n=10  o   ②z=13  al  ③a=40  ar

④z=17 n=18  a=35  ⑤z=1  n=0  a=1

[引导]科学研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。如组成氢元素的氢原子，就有以下三种：我们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的原子叫核素。

[投影展示]

三种不同的氢原子

原子符号

质了数

中子数

氢原子名称和简称

① h

氕（h）

② h

氘（d）

③ h

氚（t）

[提问]上面的 h、 h和 h就是核素。那么 h、 h和 h间我们把他们互称为什么？

[板书]同位数：同一元素的不同核素间互称为同位数。

[阅读]同位数的特点

[学生]天然同位数相互间保持一定的比率。

[教师]同位数在元素周期表中占据同一位置。下面我们再来讨论这张元素周期表。

[学生观察]元素周期表中有多少横行、纵行？

[教师]元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，18个纵行，除了8、9、10三个纵行称为ⅷ外，其余的每一个纵行称为一族。

[提问]共多少族（16）

［提问］把不同的元素排在同一个横行即同一个周期的依据是什么？

［学生］依据为具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列在一个横行里。

［提问］周期序数与什么有关？

［学生］周期序数等于该周期元素具有的电子层数。

［教师］如此，我们可以得出如下结论：

［板书］周期序数=电子层数

［学生看元素周期表］

［教师］元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，4、5、6周期称为长周期，第7周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。

请大家根据自己绘制的元素周期表，完成下表内容。(课本p105表5—11)］

［投影］

表5—11  周期表的有关知识

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

1

2

li—ne

8

2

3

na—ar

8

3

长周期

4

k—kr

18

4

5

rb—xe

18

5

6

cs—rn

32

6

不完全周期

7

fr—112号

26

7

［学生活动，让一个学生把结果写在胶片上］

［教师］从上面我们所填表的结果可知，在元素周期表的7个周期中，除第1周期只包括氢和氦，第7周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为1的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7的卤素，最后以最外层电子数为8的稀有气体结束。

需作说明的是：第6周期中，57号元素镧(la)到71号元素镥(lu)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。第7周期中，89号元素锕(ac)到103号元素铹(lr)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称锕系元素。为了使表的结构紧凑，将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。在锕系元素中92号元素铀(u)以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素又叫做超铀元素。

元素周期表上列出来的元素共有112种，而事实上现在发现的元素还有：114号、116号、118号元素。

[学生活动，教师板书]

［教师］罗马数字ⅰ、ⅱ、ⅲ等表示什么意思？

［学生］族序数。

［教师］a、b又分别表示什么呢？

［学生］a表示主族，b表示副族。

［教师］什么是主族？什么是副族？

［学生］由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。

[总结]最后我们用一句话来概括元素周期表的结构：三短三长一全；七主七副ⅷ和零。

补充习题

1.α射线是α粒子组成的，α粒子是一种没有核外电子的粒子，它带有2个单位正电荷的质量数等于4，由此可判断，α粒子带有      个质子，

个中子。

2.某粒子用 rn-表示，下列关于该粒子的叙述不正确的是(    )

a.所含质子数=a-n                        b.所含中子数=a-z

c.所含电子数=z+n                        d.所带电荷数=n

3.某元素mn+核外有a个电子，该元素的某种原子的质量数为a，则该原子的核内中子数为(    )

a.a-a+n                  b.a-a-n

c.a+a-n                  d.a+a+n

4、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？

5、某元素形成气态氢化物为 ，其最高价氧化物水化物的分子中有m个氧原子，则其最高氧化物水化物的化学式（   ）

a.    b.

c.       d.

6、元素周期表是一座开放的“元素大厦”，元素大厦尚未客满。请你在元素大厦中为119号元素安排好它的房间（    ）

a.第八周期第ia族   b.第七周期第 ⅶa族

c.第七周期第0族    d.第六周期第ⅱa族

7、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)a、b、c、d形成的化合物b2a2、cd2、d2a、da2中各原子都满足最外层8电子结构的是              (填写具体的化学式 )。

(4)ca2与d元素的单质在水溶液中反应的化学方程式是              。

参考答案：1、2,2     2、a    3、b

4、第四周期ⅰa族 第五周期ⅶa族

5、a   6、a   7、（1）o     ，（2）s2- > o2- > na+

（3）na2o2,scl2,cl2o    （4）so2 +cl2 + 2h2o = 2hcl + h2so4