还剩15页未读，
继续阅读
成套系列资料，整套一键下载
化学第二节 元素周期律优秀教案
展开
这是一份化学第二节 元素周期律优秀教案，共18页。教案主要包含了课后巩固等内容，欢迎下载使用。
第一课时 元素性质的周期性变化规律
课题： 4.2.1 元素性质的周期性变化规律
课时
1
授课年级
高一
课标要求
以第三周期钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和同主族元素性质的递变规律。探究不同元素原子结构相关变量之间规律性联系，建构不同元素的核电荷数、原子半径、电子层数、化合价等变量随原子序数变量的改变而变化的趋势关系模型，既认识元素周期律。
教材
分析
“元素周期律”是人教版（2019版）必修第一册教材第四章第二节内容。该节内容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。通过本节内容的学习，进一步认识、理解元素化合物性质，并作为理论指导，为学生后续学习打下基本。
本节内容是在原子结构的基础上建立起来的，因此，本章第一节原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律的基础，碱金属元素的金属性和卤族元素的非金属性变化规律，构建了同主族元素性质变化的相似性和递变性规律，使学生初步认识了“位、构、性”的关系，本节则在此基础上，以第三周期元素为代表，阐述元素性质的周期性变化，揭示同周期元素从金属元素到非金属元素性质的变化规律。学习族和周期元素性质的变化，可以使学生综合认识元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律，了解元素周期表和周期律的应用，对“位、构、性”的关系有进一步的认识。
本节教材内容仍是以原子结构为基础呈现，第一节已经通过两族元素初步建构了“位、构、性”的认知模型，本节应用认知模型，通过“思考与讨论”和“探究”活动，引导学生思考并参与知识的建构。教材编写充分体现了学科知识的逻辑性，重视推理、借助后续实验和事实进行分析，应用演绎、归纳的方法，培养学生的逻辑思维能力。教材中核外电子排布、原子半径、化合价的变化规律，都是应用归纳的方法由学生讨论得出，元素的金属性和非金属性规律，则是在原子结构知识的基础上先演绎，后通过演绎归纳得出。本节内容共分2课时完成，第1课时“元素性质的周期律变化规律”，教材主要研究第三周元素的性质变化，通过对第三周期元素的单质及化合物性质的递变性研究，归纳得出同周期元素性质的递变规律，得出元素周期律的内容和本质。第2课时“元素周期表和周期律的应用”，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素的性质三者之间的关系，学会运用元素周期表和周期律指导后续学习、科学研究和生产实践。
本课时为第1课“元素性质的周期律变化规律”，该课时是在学习了原子结构和元素周期表、碱金属和卤族元素的基本性质的基础之上，继续研究同周期主族元素的递变规律。通过该课时的学习，可以让学生对于同周期、同主族元素的性质变化有很直观的印象，建立较清晰的元素周期律的概念，从而指导学生后续的元素化合物的学习。这一课时的内容是以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期性质的递变规律，其中包括原子的核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性的周期性变化。重在引导学生从中发现规律，其中关于铝的知识是作为发现规律的载体编排进来的，课程标准并无明确要求，教材是作为信息给出，目的是让学生从中发现变化的趋势，总结出规律。探究“第三周期元素性质的递变”，教材是应用预测方法模型，通过设计“问题提出—实验（事实）验证—结论分析”的探究思路，并运用比较、信息处理等方法，引导学生体验探索规律的过程，学习科学研究的方法。
教学目标
1.结合有关数据和实验事实认识原子结构核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。
3.通过实验探究，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。
教学重、难点
重点：元素周期律的含义和实质；元素的原子半径和主要化合价随原子序数的递增而变化的规律；粒子半径及大小的比较。
难点：粒子半径及大小的比较；元素金属性、非金属性的递变规律。
核心素养
宏观辨识与微观探析：从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
科学探究与创新意识：通过完成相应的同周期元素性质的探究实验，初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位，了解科学探究的基本方法，培养初步的科学探究能力。
证据推理与模型认知：建立元素原子结构变化与其性质变化的的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
学情分析
熟悉元素周期表中1～20号元素原子结构特点，初步了解同周期、同主族元素原子核外电子排布特点级变化规律，了解一些比较元素金属性和非金属性的方法，有一定的实验探究基础和能力。但知识系统性较差，根据有关信息会实验现象进行证据推理的能力有待提高。
教学过程
教学环节
教学活动
设计意图
环节一、
情景导入
生活情境
【回顾1】碱金属元素性质的性质有哪些相似性和递变性？
【学生】元素周期表中ⅠA元素（H除外）统称为碱金属元素。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：2R+2H2O=2ROH+H2↑等。但随核电荷数的增加，与水反应的剧烈程度逐渐增强等。
【回顾2】卤族元素性质的性质有哪些相似性和递变性？
【学生】元素周期表中ⅦA元素统称为卤族元素。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：HFHBrO4>HIO4 等均不同。
【预习1】元素周期表中，同周期元素性质有哪些递变性？
【学生】元素周期表中同周期主族元素从左至右，随原子序数增加，原子半径逐渐 减小 ，原子核对最外层电子的吸引力逐渐 增强 ，失电子能力逐渐 减弱 ，得电子能力逐渐 增强 ，元素金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。
【预习2】什么是元素周期律？
【学生】原子结构的周期性变化（核外电子排布、原子半径）决定元素性质周期性 变化（元素的化合价、元素的金属性、元素的非金属性）的规律叫元素周期律。
【引入】 通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。同主族元素由上到下原子核外电子层数依次增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
回顾旧知，预习新知，创设真实问题情境，激发学习兴趣和探究的欲望。
环节二、
氧1～18号元素性质的周期性变化规律
活动一、1～18号元素原子的电子排布、原子半径和主要化合价(稀有气体除外)
【过渡】只根据同主族的递变来推断某些元素的性质还是有失偏颇的，这节课我们再来研究一下同周期元素的性质。
【问题1】阅读教材P107-108页内容，观察表4-5，比较、分析，思考原子序数与原子随外层电子数的变化有何规律？完成表格内容。
【教师】投影表格，引导分析。
【学生】阅读教材、思考、展示交流：
周期序号
原子序数
电子层数
最外层电子数
结论
第一周期
1→2
1
1→2
同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)
第二周期
3→10
2
1→8
第三周期
11→18
3
1→8
【规律】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化.如下图所示：
【教师】评价、强调：同周期元素的核外电子排布的规律是由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（第一周期是1→2，第二周期和第三周期都是1→8）。
【问题2】阅读教材P107-108页内容，观察表4-5，思考原子序数与原子半径的关系，并作出原子序数与原子半径的函数图象，可得出什么结论？完成表格内容。
【教师】投影表格、引导分析。
【学生】阅读教材，完成表格内容，展示交流：
周期序号
原子序数
原子半径(nm)
结论
第一周期
1→2
……
同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小
(不包括稀有气体)
第二周期
3→9
0.152→0.071由大→小
第三周期
11→17
0.186→0.099由大→小
【规律】随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。如下图所示：
【教师】评价、强调：周期元素的原子半径的变化规律是由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）。
【教师】追问：观察下图，判断同周期和同主族元素原子半径的变化规律
【学生】同主族元素由上向下元素的原子半径逐渐增大，同周期元素由左向右元素的原子半径逐渐减小。H是所有原子中半径最小的。
【教师】评价、补充。
【问题3】阅读教材P107-108页内容，观察表4-5，作出原子序数与元素化合价函数图象，由此可得出什么规律？并完成表格内容
【学生1】同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高，元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价。
【教师】强调、投影：原子序数与元素化合价函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---元素的主要化合价）。
【学生2】完成表格内容、展示交流：同周期主族元素的主要化合价
周期序号
原子序数
主要化合价
第一周期
1
＋1
第二周期
3→9
最高价＋1→＋5(不含O、F) ，最低价－4→－1
第三周期
11→17
最高价＋1→＋7 ，最低价－4→－1
【教师】评价、投影：
【教师】追问：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化，具体有哪些表现？
【学生1】随着元素核电荷数的递增，同一周期元素的最高正价呈现由+1到+7、最低负价呈现由－4到－1的规律性变化；
【学生2】最外层电子数=最高正价；最高正价＋|最低负价|＝8（H、O、F除外）；
【学生3】主族序数＝最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
【教师】评价、强调：金属无负价；H最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1
【对应练习1】对于原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，下列说法中错误的是
A．原子半径逐渐减小 B．原子的失电子能力逐渐增强
C．最高正化合价逐渐增大 D．元素的非金属性逐渐增强
【答案】B
【解析】A．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，原子半径依次减小，A正确；B．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，原子得电子能力依次增强，B错误；C．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，最高正化合价逐渐增大，C正确；D．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，元素的非金属性逐渐增强，D正确；故选B。
【对应练习2】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：
元素代号
X
Y
Z
W
原子半径/pm
160
143
75
74
主要化合价
＋2
＋3
＋5、＋3、－3
－2
下列叙述正确的是( )
A．X、Y元素的金属性：XB．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成ZW2
C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水
D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来
【答案】 D
【解析】 根据提供的原子半径和主要化合价，可以推断X为Mg，Y为Al，Z为N，W为O。金属性Mg>Al，A项错误；N2和O2在放电的条件下生成NO，B项错误；Al的最高价氧化物对应的水化物为Al(OH)3，不能溶于稀氨水，C项错误；NH3在纯氧中燃烧，发生反应4NH3＋3O2===2N2＋6H2O，O2从NH3中置换出N2，D项正确。
利用教材数据信息，归纳总结同周期元素原子核外电子排布规律，并形成认知模型。
利用教材数据信息，归纳总结同周期元素原子半径变化规律，并形成原子半径的认知模型。
利用对比分析方法，认识同周期、同主族元素原子半径变化特点核规律。
利用教材数据信息，归纳总结同周期元素原子化合价变化规律，在教师引导下，形成化合价的认知模型。
创设问题情境，深度理解元素化合价变化规律核特点。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活动二、元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价周期性变化规律
【过渡】根据上面的分析，我们可以看出随着元素的原子序数递增，元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价都呈现了规律性的变化。
【问题1】结合教材P108页“思考与讨论”，回答元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？完成表格内容。
【教师】投影表格，引导分析。
【学生】完成表格内容，展示交流：
原子序数
电子层数
最外层电子数
原子半径的变化（稀有气体除外）
最高或最低化合价的变化
1～2
1
1→2
————
+1→0
3～10
2
1→8
大→小
+1→+5、-4→-1→0
11～18
3
1→8
大→小
+1→+7、-4→-1→0
结论
随着原子序数的递增，原子的核外电子排布、原子半径、化合价均呈现周期性的变化。
【教师】评价、强调：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布的周期性变化，决定了元素的原子半径、化合价均呈现周期性的变化。
【问题2】拓展探究：影响原子半径大小的因素有哪些？如何比较微粒半径的大小？
【学生1】电子层数：电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小；
【学生2】最外层电子数相同：最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越大。
【教师】追问：如何比较粒子（原子、阳离子、阴离子）半径的大小？
【学生1】“一看”微粒的电子层数，电子层越多则微粒半径一般越大；
【学生2】“二看”微粒的核电荷数，电子层数时，核电荷数越大则微粒的半径一般越小；
【学生3】“三看”最外层电子数。电子层数和核电荷数相同时，最外层电子数多，半径越大；反之，半径越小。
【教师】评价、强调：核外电子排布相同的微粒（电子层数相同、各电子层上的电子数分别相同），r(阳离子)【对应练习1】元素的性质呈周期性变化的根本原因是 ( )
A．相对原子质量递增，量变引起质变B．原子半径呈周期性变化
C．原子核外电子排布呈周期性变化D．元素的最高正化合价呈周期性变化
【答案】C
【解析】元素的性质呈周期性变化，根本原因是原子核外电子排布呈周期性变化，故答案选C。
【对应练习2】下列关于Na、Mg、S、Cl元素及其化合物的说法正确的是（ ）
A．NaOH的碱性比 Mg(OH)2 的弱
B．原子半径r∶ r(Cl)>r(S)>r(Na)
C．Cl2得到电子的能力比 S 的弱
D．原子的最外层电子数∶n(Cl)> n(S)> n(Mg)
【答案】D
【解析】A．同一周期，从左到右，金属性减弱，金属性钠大于镁，所以碱性：NaOH> Mg(OH)2 ，故A错误；B．同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，所以原子半径r∶ r(Cl) n(S)> n(Mg)，故D正确；故选D。
通过归纳总结，进一步形成随着原子序数的递增，元素性质呈现周期性变化规律的认识。
通过讨论交流，认识粒子半径大小的影响因素，了解比较粒子半径大小的基本方法。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
环节三、
同周期元素金属性和非金属性的递变规律
活活动一、预测第三周期元素金属性和非金属性的递变规律
【过渡】根据第三周期元素原子核外电子排布规律，周期元素金属性和非金属性又具有怎样的变化规律呢？
【问题1】讨论交流：回顾已学知识，思考判断元素金属性和非金属性强弱的依据有哪些？
【教师】结合所学知识，思考判断金属性强弱的方法有哪些？
【学生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。
【学生2】利用金属活动性顺序判断：金属活动性顺序表中越靠前的金属性越强，反之金属性越弱。
【学生3】单质与水或酸反应置换出氢的难易程度：金属性Na＞Mg。
【学生4】最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。如碱性：NaOH＞Mg(OH)2，则金属性Na＞Mg。
【教师】评价、追问：如何判断元素非金属性强弱？
【学生1】单质与氢气反应：单质与氢气化合时，生成气态氢化物越容易，元素的非金属性越强。如F2与H2混合，暗处就会爆炸，而Br2与H2反应时，需要加热。则非金属性：F>Br。
【学生2】最高价氧化物的水化物的酸性强弱：最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。如酸性：HClO4>H3PO4，则非金属性Cl>P。
【学生3】气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定非金属性越强。如稳定性HCl>H2S，则非金属性Cl>S。
【教师】评价、补充。
【问题2】探究：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗？
【教师】投影第三周期元素原子结构特点：
【教师】追问：元素原子结构与元素的金属性和非金属性有和关系？
【学生】根据结构决定性质：电子层数相同，核电荷数增大→原子半径逐渐减小→原子核对最外层电子的引力逐渐增强→失电子能力减弱，得电子能力增强→金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【对应练习1】下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是( )
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原子电子层数多
C．1 ml A从酸中置换出的H2比1 ml B从酸中置换出的H2多
D．常温时，A能从冷水中置换出H2，而B不能
【答案】 D
【解析】 选项A中只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少，不能确定A、B的金属性强弱；选项B中指出了A、B原子的电子层数的多少，但电子层数少的原子的金属性不一定比电子层数多的金属性弱；选项C中说明了等物质的量的金属A、B与酸反应生成氢气的多少，而没有说明反应的剧烈程度，与酸反应生成氢气多的金属活泼性不一定强，如1 ml Al比1 ml Na与足量稀盐酸反应时，Al生成的氢气多，但Al不如Na活泼；选项D正确，只有很活泼的金属在常温下能与冷水反应。
【对应练习2】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是（ ）
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构
C．元素周期表中同一周期元素电子层数相同
D．金属性强的金属都可以把金属性弱的金属从水溶液中置换出来
【答案】C
【解析】A．同一元素比如氢元素，既能表现金属性，又能表现非金属性，A不正确；B．短周期元素形成离子后，最外层电子不一定达到8电子稳定结构。比如H、Be等元素，B不正确；C．周期数=电子层数，所以元素周期表中同一周期元素，电子层数相同，C正确；D．如果金属能与冷水反应，则金属性强的金属不能把金属性弱的金属从水溶液中置换出来，D不正确；故选C。
回顾旧知，熟悉判断元素金属性和非金属性强弱的判断方法，为后续进一步推测、探究元素金属性和非金属性的变化规律通过理论基础。
在理解元素金属性和非金属性强弱的本质的基础上，根据原子结构特点，推测第三周期元素金属性和非金属性强弱及变化规律。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活
活活动二、实验验证第三周期元素金属性和非金属性的递变规律
【过渡】第三周期元素：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，导致失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性减弱，非金属性增强。下面我们将通过实验进行验证。
【问题1】根据教材P109页“探究”栏目内容，完成实验或观看实验视频，根据实验现象，分析实验原理，填写表格内容。
【教师】演示实验或播放实验视频，投影Na、Mg、Al金属性强弱比较表格。
【学生】观察实验现象，分析原理，完成表格内容,展示交流：
Na
Mg
Al
与水（或酸）反应的现象
与冷水剧烈反应，放出大量的热，并产生气体
与冷水几乎不反应，与沸水缓慢反应，与酸剧烈反应
与沸水反应很慢，与酸反应较快
剧烈程度
随着核电荷数减小，与水（或酸）反应越来越剧烈
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
NaOH强碱
Mg(OH)2中强碱
Al(OH)3两性氢氧化物
结论
① 最高价氧化物对应的水化物的碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
② 金属性：Na>Mg>Al
【教师】评价、强调：常温下镁与水的反应较缓慢，镁条表面有一些红色；加热后反应剧烈，镁条表面有大量气泡，溶液变为红色。方程式为Mg + 2H2Oeq \(=====,\s\up7(△),\s\d5( ))Mg(OH)2 + H2↑。与金属钠相比较，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁
【教师】演示实验：向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的沉淀分装在两个试管中，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液。
【学生】观察实验现象，分析原理：向氯化铝溶液中加入氨水，生成白色絮状沉淀。反应方程式为：Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+。向氢氧化铝沉淀中加入盐酸溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O；向氢氧化铝沉淀中加入氢氧化钠溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ OH－= AlO2－+ 2H2O。氢氧化铝与酸碱都反应生成盐和水，所以氢氧化铝是典型的两性氢氧化物。
【教师】演示实验：将氯化铝溶液换成氯化镁溶液，重复上述实验。
【学生】观察实验现象，分析原理：氯化镁溶液中加入氨水得到氢氧化镁白色沉淀，该沉淀加盐酸溶解，加氢氧化钠溶液不溶解。
【教师】评价、强调：钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物，NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，而Al(OH)3是两性氢氧化物，说明钠镁铝的金属性逐渐减弱。
【教师】追问：如何证明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强呢？
【学生】单质与氢气反应生成气态氢化物的难易；最高价氧化物的水化物的酸性强弱；气态氢化物的稳定性
【教师】投影表格，引导分析：Si、P、S、Cl非金属性强弱比较。
【学生】思考讨论，完成表格内容，展示交流：
Si
P
S
Cl
与氢气反应
条件
高温
磷蒸气与H2能反应
需加热
光照或点燃时发生爆炸
变化规律
随着核电荷数增加，与氢气化合越来越容易
气态氢化物
热稳定性
SiH4很不稳定
PH3不稳定
H2S受热分解
HCl稳定
变化规律
随着核电荷数增加，气态氢化物越来越稳定
最高价氧化物对应水化物
酸性
H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4（最强的无机含氧酸）
变化规律
随着核电荷数增加，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越强
结论
非金属性：Cl>S>P>Si
【教师】评价、强调：硅、磷、硫、氯所对应的的最高价氧化物的水化物的酸性依次增强，所以硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强。
【问题2】阅读教材P110第1、2自然段，思考元素周期律的定义、内容与实质分别是什么？
【教师】强调：同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，越容易得到电子形成稳定结构，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
【学生1】元素周期律的定义：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化。
【学生2】元素周期律的内容：原子半径、主要化合价、金属性和非金属性等。
【学生3】元素周期律的实质：元素原子的核外电子排布的周期性变化。即元素原子核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化。
【教师】评价、总结：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这种规律叫做元素周期律。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。
【对应练习1】下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ）
A．碱性：NaOH＞LiOHB．酸性：H2SO4＞H3PO4
C．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3D．非金属性：Cl＞S
【答案】C
【解析】A项，同一主族从上到下，元素的最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，则碱性：NaOH＞LiOH，能用元素周期律解释，不符合题意；B项，同一周期从左到右，元素的最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，则酸性：H2SO4＞H3PO4，能用元素周期律解释，不符合题意；C项，碳酸氢钠受热分解生成碳酸钠，热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3，不能用元素周期律解释，符合题意；D项，同周期从左到右元素的非金属性依次增强，非金属性：Cl＞S，能用元素周期律解释，不符合题意。
【对应练习2】W、X、Y、Z是4种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和氖原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的非金属性在同周期元素中最强，下列说法正确的是( )
A．X的非金属性是同周期中最强的
B．对应气态氢化物的稳定性：Y>Z
C．对应简单离子半径：X>W
D．Y的氧化物能与X的最高价氧化物对应的水化物反应
【答案】 D
【解析】 根据条件可知，W的原子序数是8，则W是氧元素，又因为W、X、Y、Z的原子序数递增，原子半径X最大，且X和氖原子的核外电子数相差1，故X是钠，Y的单质是一种常见的半导体材料，则Y是硅，Z的非金属性在同周期元素中最强，则Z是氯。X的金属性是同周期中最强的，A错误；对应气态氢化物的稳定性：Z>Y，B错误；氧离子和钠离子具有相同的核外电子排布，对应简单离子半径：W>X，C错误；Y的氧化物是二氧化硅，能与X的最高价氧化物对应的水化物氢氧化钠反应，D正确。
通过实验探究，验证褪测的正确性，培养宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知的化学核心素养。
利用实验，直观认识金属钠、镁、铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，建立元素的金属性强弱与最高价氧化物对应水化物碱性强弱的关系。
通过有关信息，结合已有知识，认识第三周期非金属元素非金属性强弱的变化规律。
通过归纳总结，形成对元素周期律本质的认识和理解。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
环节四、课后巩固
作业设计
1．（易）下列关于元素周期律的叙述正确的是( )
A．随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化
C．随元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现
D．元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的
周期性变化
【答案】 B
【解析】 A项错误，随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数在第一周期从1到2，而不是从1到8；B项正确，是元素周期律的内容；C项错误，负价一般是从－4到－1，而不是从－7到－1；D项错误，核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的根本原因。
2．（易）下列叙述中，正确的是（ ）
A．C、N、O元素的单质与氢气化合越来越难
B．Li、Na、K的氧化物的水化物的碱性依次减弱
C．Na、Mg、Al的简单离子的半径逐渐减小
D．P、S、Cl元素的最高正价依次升高，其对应的气态氢化物的稳定性依次减弱
【答案】C
【解析】A．元素的非金属性越强，其单质越易与氢气化合，由于元素的非金属性：C＜N＜O，则C、N、O元素的单质与氢气化合越来越易，A错误；B．元素的金属性越强，其对应碱的碱性越强。由于元素的金属性：Li＜Na＜K，则Li、Na、K的氧化物的水化物的碱性依次增强，B错误；C．Na+、Mg2+、Al3+的核外电子排布都是2、8，离子核外电子层结构相同。对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以Na、Mg、Al的简单离子的半径逐渐减小，C正确；D．元素的非金属性越强，其对应的氢化物就越稳定。由于元素的非金属性：P＜S＜Cl，则P、S、Cl元素的最高正价依次升高，其对应的气态氢化物的稳定性依次增强，D错误；故合理选项是C。
3．（易）不能说明钠的金属性比镁强的事实是（ ）
A．钠的最高化合价为+1，镁的最高化合价为+2
B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强
C．钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应
D．在熔化状态下，钠可以从MgCl2中置换出镁
【答案】A
【解析】A．元素的金属性是指原子失去电子的能力的强弱，与失去电子多少无关，也与化合价无关，故A符合题意；B．元素的金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则氢氧化钠的碱性强于氢氧化镁能说明钠的金属性比镁强的事实，故B不符合题意；C．元素的金属性越强，与酸或水反应越剧烈，则钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应能说明钠的金属性比镁强的事实，故C不符合题意；D．活泼金属的单质能与活泼性较弱金属的元素的化合物发生置换反应生成活泼性较弱金属的单质，则在熔化状态下，钠可以从MgCl2中置换出镁能说明钠的金属性比镁强的事实，故D不符合题意；故选A。
4．（中）已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列说法正确的是（ ）
A．离子的还原性Y2->Z- B．质子数c>b
C．原子半径XHZ
【答案】A
【解析】元素周期表前三周期元素的离子aW3＋、bX＋、cY2-、dZ-都具有相同电子层结构，核外电子数相等，所以a-3=b-1=c+2=d+1，Y、Z为非金属，应处于第二周期，故Y为O元素，Z为F元素，W、X为金属应处于第三周期，W为Al元素，X为Na元素，结合元素周期律解答。A．非金属性Y＜Z，则离子的还原性Y2-＞Z-，故A正确；B．核外电子数相等，所以a-3=b-1=c+2=d+1，则质子数：a＞b＞d＞c，故B错误；C．同周期自左向右原子半径逐渐减小，则原子半径X＞W，故C错误；D．非金属性Y＜Z，则氢化物的稳定性H2Y＜HZ，故D错误；故选A。
5．（中）下列事实不能说明g(Cl元素)的非金属性比f(S元素)的非金属性强的是( )
A．将g的单质通入f的气态氢化物形成的溶液中，有淡黄色沉淀产生
B．化合物fg2中，g的化合价为价
C．f与Fe化合时产物中Fe为＋2价，g与Fe化合时产物中Fe为＋3价
D．g的氢化物可以制出f的氢化物
【答案】D
【解析】A项，将g的单质即Cl2通入f的气态氢化物即H2S形成的溶液中，有淡黄色沉淀产生，该反应为H2S＋Cl2＝2HCl＋S↓，说明Cl2的氧化性强于S，则Cl的非金属性比S的强，不符合题意；B项，化合物fg2即SCl2中，g的化合价为－1价，说明Cl的非金属性强于S，不符合题意；C项，f即S与Fe化合时产物中Fe为＋2价，g即Cl2与Fe化合时产物中Fe为＋3价，说明Cl2的氧化性强于S，则说明Cl的非金属性强于S，不符合题意；D项，g的氢化物即HCl可以制出f的氢化物即H2S，说明HCl的酸性强于H2S，但不能说明Cl的非金属性强于S，符合题意。
6．（中）元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是( )
A．元素周期表中左下方区域的金属元素多用于制造半导体材料
B．第三周期主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构
D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
【答案】B
【解析】A.元素周期表中金属与非金属分界线附近的元素多用于制造半导体材料，故A错误；B.第三周期主族元素的最高正化合价等于最外层的电子数，与它所处的主族序数相等，故B正确；C.短周期元素形成离子后，最外层不一定都达到8电子稳定结构，如H—的最外层电子数为2，故C错误；D.同一主族元素的原子，最外层电子数相同，但电子层数不同，原子半径不同，化学性质相似，但不完全相同，故D错误；故选B。
7.（难）短周期元素R、T、Q、W在元素周期表的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是( )
A．最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q
B．原子半径：T>Q>R
C．含T元素的盐溶液一定显酸性
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q【答案】C
【解析】根据题意，推出R为N元素，T为Al元素，Q为Si元素，W为S元素；非金属性N>Si，故热稳定性NH3>SiH4，A项正确；原子半径Al>Si>N，B项正确；NaAlO2显碱性，C项错误；H2SiO3的酸性小于H2SO4，D项正确。
8.（中）下表标出的是元素周期表的一部分元素，回答下列问题：
(1)表中用字母标出的14种元素中，化学性质最不活泼的是________(用元素符号表示，下同)，金属性最强的是________，非金属性最强的是________，常温下单质为液态的非金属元素是________，属于过渡元素的是(该空用字母表示)________。
(2)B、F、C气态氢化物的化学式分别为______________，其中以________最不稳定。
(3)第二周期中原子半径最小的是________。
【答案】(1)Ar K F Br M (2)H2O、HCl、PH3 PH3 (3)F
【解析】元素周期表中0族元素化学性质不活泼。同周期从左到右金属性减弱，非金属性增强，原子半径减小；同主族从上到下金属性增强，非金属性减弱，原子半径增大；故金属性最强的是L(即K)，非金属性最强的是A(即F)，第二周期中原子半径最小的是A(即F)，B、F、C分别是O、Cl、P，非金属性P的最弱，则PH3最不稳定。常温下单质为液态的非金属元素只有溴。周期表中从ⅢB族到ⅡB族的元素都属于过渡元素。
及时巩固、消化所学，促进掌握必备知识，评价教学效果，为后期优化教学方案提供依据，培养分析问题和解决问题等关键能力。
课堂总结
板书
设计
第二节 元素周期律
第一课时 元素周期表和元素周期律的应用
一、1～18号元素性质的周期性变化规律
1、1～18号元素原子的电子排布、原子半径和主要化合价(稀有气体除外)
2、元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价周期性变化规律
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
1、预测元素金属性和非金属性的递变规律
2、实验验证元素金属性和非金属性的递变规律
3、元素周期律
元素的性质，随着元素原子序数的递增呈现周期性变化。
教学
反思
本课时内容较多，关于原子半径、化合价变化规律，借助于教材数据信息，在教师的引导下总结得出。教师再从原子结构角度作强调和提醒，让学生从微观角度进行分析，可提升学生宏观辨识与微观探析的化学核心素养。同周期元素金属性和非金属性变化规律是本节课的重点，进行中金属性的变化规律先让学生预测，再通过素养验证，最后分析得出结论。非金属性是则是通过分析教材提供的有关信息，结合学生已有的知识进行类别探究。因此，进行中不仅要重视的讲解，更要关注探究学习的方法，培养学生证据推理与模型认知的化学核心素养。同时，进行中通过表格进行归纳总结，可以使学生形成较完整的知识系统和对知识规律性认识。
第一课时 元素性质的周期性变化规律
课题： 4.2.1 元素性质的周期性变化规律
课时
1
授课年级
高一
课标要求
以第三周期钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和同主族元素性质的递变规律。探究不同元素原子结构相关变量之间规律性联系，建构不同元素的核电荷数、原子半径、电子层数、化合价等变量随原子序数变量的改变而变化的趋势关系模型，既认识元素周期律。
教材
分析
“元素周期律”是人教版（2019版）必修第一册教材第四章第二节内容。该节内容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。通过本节内容的学习，进一步认识、理解元素化合物性质，并作为理论指导，为学生后续学习打下基本。
本节内容是在原子结构的基础上建立起来的，因此，本章第一节原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律的基础，碱金属元素的金属性和卤族元素的非金属性变化规律，构建了同主族元素性质变化的相似性和递变性规律，使学生初步认识了“位、构、性”的关系，本节则在此基础上，以第三周期元素为代表，阐述元素性质的周期性变化，揭示同周期元素从金属元素到非金属元素性质的变化规律。学习族和周期元素性质的变化，可以使学生综合认识元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律，了解元素周期表和周期律的应用，对“位、构、性”的关系有进一步的认识。
本节教材内容仍是以原子结构为基础呈现，第一节已经通过两族元素初步建构了“位、构、性”的认知模型，本节应用认知模型，通过“思考与讨论”和“探究”活动，引导学生思考并参与知识的建构。教材编写充分体现了学科知识的逻辑性，重视推理、借助后续实验和事实进行分析，应用演绎、归纳的方法，培养学生的逻辑思维能力。教材中核外电子排布、原子半径、化合价的变化规律，都是应用归纳的方法由学生讨论得出，元素的金属性和非金属性规律，则是在原子结构知识的基础上先演绎，后通过演绎归纳得出。本节内容共分2课时完成，第1课时“元素性质的周期律变化规律”，教材主要研究第三周元素的性质变化，通过对第三周期元素的单质及化合物性质的递变性研究，归纳得出同周期元素性质的递变规律，得出元素周期律的内容和本质。第2课时“元素周期表和周期律的应用”，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素的性质三者之间的关系，学会运用元素周期表和周期律指导后续学习、科学研究和生产实践。
本课时为第1课“元素性质的周期律变化规律”，该课时是在学习了原子结构和元素周期表、碱金属和卤族元素的基本性质的基础之上，继续研究同周期主族元素的递变规律。通过该课时的学习，可以让学生对于同周期、同主族元素的性质变化有很直观的印象，建立较清晰的元素周期律的概念，从而指导学生后续的元素化合物的学习。这一课时的内容是以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期性质的递变规律，其中包括原子的核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性的周期性变化。重在引导学生从中发现规律，其中关于铝的知识是作为发现规律的载体编排进来的，课程标准并无明确要求，教材是作为信息给出，目的是让学生从中发现变化的趋势，总结出规律。探究“第三周期元素性质的递变”，教材是应用预测方法模型，通过设计“问题提出—实验（事实）验证—结论分析”的探究思路，并运用比较、信息处理等方法，引导学生体验探索规律的过程，学习科学研究的方法。
教学目标
1.结合有关数据和实验事实认识原子结构核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。
3.通过实验探究，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。
教学重、难点
重点：元素周期律的含义和实质；元素的原子半径和主要化合价随原子序数的递增而变化的规律；粒子半径及大小的比较。
难点：粒子半径及大小的比较；元素金属性、非金属性的递变规律。
核心素养
宏观辨识与微观探析：从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
科学探究与创新意识：通过完成相应的同周期元素性质的探究实验，初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位，了解科学探究的基本方法，培养初步的科学探究能力。
证据推理与模型认知：建立元素原子结构变化与其性质变化的的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
学情分析
熟悉元素周期表中1～20号元素原子结构特点，初步了解同周期、同主族元素原子核外电子排布特点级变化规律，了解一些比较元素金属性和非金属性的方法，有一定的实验探究基础和能力。但知识系统性较差，根据有关信息会实验现象进行证据推理的能力有待提高。
教学过程
教学环节
教学活动
设计意图
环节一、
情景导入
生活情境
【回顾1】碱金属元素性质的性质有哪些相似性和递变性？
【学生】元素周期表中ⅠA元素（H除外）统称为碱金属元素。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：2R+2H2O=2ROH+H2↑等。但随核电荷数的增加，与水反应的剧烈程度逐渐增强等。
【回顾2】卤族元素性质的性质有哪些相似性和递变性？
【学生】元素周期表中ⅦA元素统称为卤族元素。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
【预习1】元素周期表中，同周期元素性质有哪些递变性？
【学生】元素周期表中同周期主族元素从左至右，随原子序数增加，原子半径逐渐 减小 ，原子核对最外层电子的吸引力逐渐 增强 ，失电子能力逐渐 减弱 ，得电子能力逐渐 增强 ，元素金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。
【预习2】什么是元素周期律？
【学生】原子结构的周期性变化（核外电子排布、原子半径）决定元素性质周期性 变化（元素的化合价、元素的金属性、元素的非金属性）的规律叫元素周期律。
【引入】 通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。同主族元素由上到下原子核外电子层数依次增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
回顾旧知，预习新知，创设真实问题情境，激发学习兴趣和探究的欲望。
环节二、
氧1～18号元素性质的周期性变化规律
活动一、1～18号元素原子的电子排布、原子半径和主要化合价(稀有气体除外)
【过渡】只根据同主族的递变来推断某些元素的性质还是有失偏颇的，这节课我们再来研究一下同周期元素的性质。
【问题1】阅读教材P107-108页内容，观察表4-5，比较、分析，思考原子序数与原子随外层电子数的变化有何规律？完成表格内容。
【教师】投影表格，引导分析。
【学生】阅读教材、思考、展示交流：
周期序号
原子序数
电子层数
最外层电子数
结论
第一周期
1→2
1
1→2
同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)
第二周期
3→10
2
1→8
第三周期
11→18
3
1→8
【规律】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化.如下图所示：
【教师】评价、强调：同周期元素的核外电子排布的规律是由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（第一周期是1→2，第二周期和第三周期都是1→8）。
【问题2】阅读教材P107-108页内容，观察表4-5，思考原子序数与原子半径的关系，并作出原子序数与原子半径的函数图象，可得出什么结论？完成表格内容。
【教师】投影表格、引导分析。
【学生】阅读教材，完成表格内容，展示交流：
周期序号
原子序数
原子半径(nm)
结论
第一周期
1→2
……
同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小
(不包括稀有气体)
第二周期
3→9
0.152→0.071由大→小
第三周期
11→17
0.186→0.099由大→小
【规律】随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。如下图所示：
【教师】评价、强调：周期元素的原子半径的变化规律是由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）。
【教师】追问：观察下图，判断同周期和同主族元素原子半径的变化规律
【学生】同主族元素由上向下元素的原子半径逐渐增大，同周期元素由左向右元素的原子半径逐渐减小。H是所有原子中半径最小的。
【教师】评价、补充。
【问题3】阅读教材P107-108页内容，观察表4-5，作出原子序数与元素化合价函数图象，由此可得出什么规律？并完成表格内容
【学生1】同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高，元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价。
【教师】强调、投影：原子序数与元素化合价函数图象（横坐标---原子序数，纵坐标---元素的主要化合价）。
【学生2】完成表格内容、展示交流：同周期主族元素的主要化合价
周期序号
原子序数
主要化合价
第一周期
1
＋1
第二周期
3→9
最高价＋1→＋5(不含O、F) ，最低价－4→－1
第三周期
11→17
最高价＋1→＋7 ，最低价－4→－1
【教师】评价、投影：
【教师】追问：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化，具体有哪些表现？
【学生1】随着元素核电荷数的递增，同一周期元素的最高正价呈现由+1到+7、最低负价呈现由－4到－1的规律性变化；
【学生2】最外层电子数=最高正价；最高正价＋|最低负价|＝8（H、O、F除外）；
【学生3】主族序数＝最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
【教师】评价、强调：金属无负价；H最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1
【对应练习1】对于原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，下列说法中错误的是
A．原子半径逐渐减小 B．原子的失电子能力逐渐增强
C．最高正化合价逐渐增大 D．元素的非金属性逐渐增强
【答案】B
【解析】A．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，原子半径依次减小，A正确；B．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，原子得电子能力依次增强，B错误；C．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，最高正化合价逐渐增大，C正确；D．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，元素的非金属性逐渐增强，D正确；故选B。
【对应练习2】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：
元素代号
X
Y
Z
W
原子半径/pm
160
143
75
74
主要化合价
＋2
＋3
＋5、＋3、－3
－2
下列叙述正确的是( )
A．X、Y元素的金属性：X
C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水
D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来
【答案】 D
【解析】 根据提供的原子半径和主要化合价，可以推断X为Mg，Y为Al，Z为N，W为O。金属性Mg>Al，A项错误；N2和O2在放电的条件下生成NO，B项错误；Al的最高价氧化物对应的水化物为Al(OH)3，不能溶于稀氨水，C项错误；NH3在纯氧中燃烧，发生反应4NH3＋3O2===2N2＋6H2O，O2从NH3中置换出N2，D项正确。
利用教材数据信息，归纳总结同周期元素原子核外电子排布规律，并形成认知模型。
利用教材数据信息，归纳总结同周期元素原子半径变化规律，并形成原子半径的认知模型。
利用对比分析方法，认识同周期、同主族元素原子半径变化特点核规律。
利用教材数据信息，归纳总结同周期元素原子化合价变化规律，在教师引导下，形成化合价的认知模型。
创设问题情境，深度理解元素化合价变化规律核特点。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活动二、元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价周期性变化规律
【过渡】根据上面的分析，我们可以看出随着元素的原子序数递增，元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价都呈现了规律性的变化。
【问题1】结合教材P108页“思考与讨论”，回答元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？完成表格内容。
【教师】投影表格，引导分析。
【学生】完成表格内容，展示交流：
原子序数
电子层数
最外层电子数
原子半径的变化（稀有气体除外）
最高或最低化合价的变化
1～2
1
1→2
————
+1→0
3～10
2
1→8
大→小
+1→+5、-4→-1→0
11～18
3
1→8
大→小
+1→+7、-4→-1→0
结论
随着原子序数的递增，原子的核外电子排布、原子半径、化合价均呈现周期性的变化。
【教师】评价、强调：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布的周期性变化，决定了元素的原子半径、化合价均呈现周期性的变化。
【问题2】拓展探究：影响原子半径大小的因素有哪些？如何比较微粒半径的大小？
【学生1】电子层数：电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小；
【学生2】最外层电子数相同：最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越大。
【教师】追问：如何比较粒子（原子、阳离子、阴离子）半径的大小？
【学生1】“一看”微粒的电子层数，电子层越多则微粒半径一般越大；
【学生2】“二看”微粒的核电荷数，电子层数时，核电荷数越大则微粒的半径一般越小；
【学生3】“三看”最外层电子数。电子层数和核电荷数相同时，最外层电子数多，半径越大；反之，半径越小。
【教师】评价、强调：核外电子排布相同的微粒（电子层数相同、各电子层上的电子数分别相同），r(阳离子)
A．相对原子质量递增，量变引起质变B．原子半径呈周期性变化
C．原子核外电子排布呈周期性变化D．元素的最高正化合价呈周期性变化
【答案】C
【解析】元素的性质呈周期性变化，根本原因是原子核外电子排布呈周期性变化，故答案选C。
【对应练习2】下列关于Na、Mg、S、Cl元素及其化合物的说法正确的是（ ）
A．NaOH的碱性比 Mg(OH)2 的弱
B．原子半径r∶ r(Cl)>r(S)>r(Na)
C．Cl2得到电子的能力比 S 的弱
D．原子的最外层电子数∶n(Cl)> n(S)> n(Mg)
【答案】D
【解析】A．同一周期，从左到右，金属性减弱，金属性钠大于镁，所以碱性：NaOH> Mg(OH)2 ，故A错误；B．同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，所以原子半径r∶ r(Cl)
通过归纳总结，进一步形成随着原子序数的递增，元素性质呈现周期性变化规律的认识。
通过讨论交流，认识粒子半径大小的影响因素，了解比较粒子半径大小的基本方法。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
环节三、
同周期元素金属性和非金属性的递变规律
活活动一、预测第三周期元素金属性和非金属性的递变规律
【过渡】根据第三周期元素原子核外电子排布规律，周期元素金属性和非金属性又具有怎样的变化规律呢？
【问题1】讨论交流：回顾已学知识，思考判断元素金属性和非金属性强弱的依据有哪些？
【教师】结合所学知识，思考判断金属性强弱的方法有哪些？
【学生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。
【学生2】利用金属活动性顺序判断：金属活动性顺序表中越靠前的金属性越强，反之金属性越弱。
【学生3】单质与水或酸反应置换出氢的难易程度：金属性Na＞Mg。
【学生4】最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。如碱性：NaOH＞Mg(OH)2，则金属性Na＞Mg。
【教师】评价、追问：如何判断元素非金属性强弱？
【学生1】单质与氢气反应：单质与氢气化合时，生成气态氢化物越容易，元素的非金属性越强。如F2与H2混合，暗处就会爆炸，而Br2与H2反应时，需要加热。则非金属性：F>Br。
【学生2】最高价氧化物的水化物的酸性强弱：最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。如酸性：HClO4>H3PO4，则非金属性Cl>P。
【学生3】气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定非金属性越强。如稳定性HCl>H2S，则非金属性Cl>S。
【教师】评价、补充。
【问题2】探究：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗？
【教师】投影第三周期元素原子结构特点：
【教师】追问：元素原子结构与元素的金属性和非金属性有和关系？
【学生】根据结构决定性质：电子层数相同，核电荷数增大→原子半径逐渐减小→原子核对最外层电子的引力逐渐增强→失电子能力减弱，得电子能力增强→金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【对应练习1】下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是( )
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原子电子层数多
C．1 ml A从酸中置换出的H2比1 ml B从酸中置换出的H2多
D．常温时，A能从冷水中置换出H2，而B不能
【答案】 D
【解析】 选项A中只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少，不能确定A、B的金属性强弱；选项B中指出了A、B原子的电子层数的多少，但电子层数少的原子的金属性不一定比电子层数多的金属性弱；选项C中说明了等物质的量的金属A、B与酸反应生成氢气的多少，而没有说明反应的剧烈程度，与酸反应生成氢气多的金属活泼性不一定强，如1 ml Al比1 ml Na与足量稀盐酸反应时，Al生成的氢气多，但Al不如Na活泼；选项D正确，只有很活泼的金属在常温下能与冷水反应。
【对应练习2】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是（ ）
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构
C．元素周期表中同一周期元素电子层数相同
D．金属性强的金属都可以把金属性弱的金属从水溶液中置换出来
【答案】C
【解析】A．同一元素比如氢元素，既能表现金属性，又能表现非金属性，A不正确；B．短周期元素形成离子后，最外层电子不一定达到8电子稳定结构。比如H、Be等元素，B不正确；C．周期数=电子层数，所以元素周期表中同一周期元素，电子层数相同，C正确；D．如果金属能与冷水反应，则金属性强的金属不能把金属性弱的金属从水溶液中置换出来，D不正确；故选C。
回顾旧知，熟悉判断元素金属性和非金属性强弱的判断方法，为后续进一步推测、探究元素金属性和非金属性的变化规律通过理论基础。
在理解元素金属性和非金属性强弱的本质的基础上，根据原子结构特点，推测第三周期元素金属性和非金属性强弱及变化规律。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
活
活活动二、实验验证第三周期元素金属性和非金属性的递变规律
【过渡】第三周期元素：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，导致失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性减弱，非金属性增强。下面我们将通过实验进行验证。
【问题1】根据教材P109页“探究”栏目内容，完成实验或观看实验视频，根据实验现象，分析实验原理，填写表格内容。
【教师】演示实验或播放实验视频，投影Na、Mg、Al金属性强弱比较表格。
【学生】观察实验现象，分析原理，完成表格内容,展示交流：
Na
Mg
Al
与水（或酸）反应的现象
与冷水剧烈反应，放出大量的热，并产生气体
与冷水几乎不反应，与沸水缓慢反应，与酸剧烈反应
与沸水反应很慢，与酸反应较快
剧烈程度
随着核电荷数减小，与水（或酸）反应越来越剧烈
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
NaOH强碱
Mg(OH)2中强碱
Al(OH)3两性氢氧化物
结论
① 最高价氧化物对应的水化物的碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
② 金属性：Na>Mg>Al
【教师】评价、强调：常温下镁与水的反应较缓慢，镁条表面有一些红色；加热后反应剧烈，镁条表面有大量气泡，溶液变为红色。方程式为Mg + 2H2Oeq \(=====,\s\up7(△),\s\d5( ))Mg(OH)2 + H2↑。与金属钠相比较，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁
【教师】演示实验：向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的沉淀分装在两个试管中，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液。
【学生】观察实验现象，分析原理：向氯化铝溶液中加入氨水，生成白色絮状沉淀。反应方程式为：Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+。向氢氧化铝沉淀中加入盐酸溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O；向氢氧化铝沉淀中加入氢氧化钠溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ OH－= AlO2－+ 2H2O。氢氧化铝与酸碱都反应生成盐和水，所以氢氧化铝是典型的两性氢氧化物。
【教师】演示实验：将氯化铝溶液换成氯化镁溶液，重复上述实验。
【学生】观察实验现象，分析原理：氯化镁溶液中加入氨水得到氢氧化镁白色沉淀，该沉淀加盐酸溶解，加氢氧化钠溶液不溶解。
【教师】评价、强调：钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物，NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，而Al(OH)3是两性氢氧化物，说明钠镁铝的金属性逐渐减弱。
【教师】追问：如何证明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强呢？
【学生】单质与氢气反应生成气态氢化物的难易；最高价氧化物的水化物的酸性强弱；气态氢化物的稳定性
【教师】投影表格，引导分析：Si、P、S、Cl非金属性强弱比较。
【学生】思考讨论，完成表格内容，展示交流：
Si
P
S
Cl
与氢气反应
条件
高温
磷蒸气与H2能反应
需加热
光照或点燃时发生爆炸
变化规律
随着核电荷数增加，与氢气化合越来越容易
气态氢化物
热稳定性
SiH4很不稳定
PH3不稳定
H2S受热分解
HCl稳定
变化规律
随着核电荷数增加，气态氢化物越来越稳定
最高价氧化物对应水化物
酸性
H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4（最强的无机含氧酸）
变化规律
随着核电荷数增加，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越强
结论
非金属性：Cl>S>P>Si
【教师】评价、强调：硅、磷、硫、氯所对应的的最高价氧化物的水化物的酸性依次增强，所以硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强。
【问题2】阅读教材P110第1、2自然段，思考元素周期律的定义、内容与实质分别是什么？
【教师】强调：同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，越容易得到电子形成稳定结构，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
【学生1】元素周期律的定义：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化。
【学生2】元素周期律的内容：原子半径、主要化合价、金属性和非金属性等。
【学生3】元素周期律的实质：元素原子的核外电子排布的周期性变化。即元素原子核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化。
【教师】评价、总结：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这种规律叫做元素周期律。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。
【对应练习1】下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ）
A．碱性：NaOH＞LiOHB．酸性：H2SO4＞H3PO4
C．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3D．非金属性：Cl＞S
【答案】C
【解析】A项，同一主族从上到下，元素的最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，则碱性：NaOH＞LiOH，能用元素周期律解释，不符合题意；B项，同一周期从左到右，元素的最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，则酸性：H2SO4＞H3PO4，能用元素周期律解释，不符合题意；C项，碳酸氢钠受热分解生成碳酸钠，热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3，不能用元素周期律解释，符合题意；D项，同周期从左到右元素的非金属性依次增强，非金属性：Cl＞S，能用元素周期律解释，不符合题意。
【对应练习2】W、X、Y、Z是4种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和氖原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的非金属性在同周期元素中最强，下列说法正确的是( )
A．X的非金属性是同周期中最强的
B．对应气态氢化物的稳定性：Y>Z
C．对应简单离子半径：X>W
D．Y的氧化物能与X的最高价氧化物对应的水化物反应
【答案】 D
【解析】 根据条件可知，W的原子序数是8，则W是氧元素，又因为W、X、Y、Z的原子序数递增，原子半径X最大，且X和氖原子的核外电子数相差1，故X是钠，Y的单质是一种常见的半导体材料，则Y是硅，Z的非金属性在同周期元素中最强，则Z是氯。X的金属性是同周期中最强的，A错误；对应气态氢化物的稳定性：Z>Y，B错误；氧离子和钠离子具有相同的核外电子排布，对应简单离子半径：W>X，C错误；Y的氧化物是二氧化硅，能与X的最高价氧化物对应的水化物氢氧化钠反应，D正确。
通过实验探究，验证褪测的正确性，培养宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知的化学核心素养。
利用实验，直观认识金属钠、镁、铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，建立元素的金属性强弱与最高价氧化物对应水化物碱性强弱的关系。
通过有关信息，结合已有知识，认识第三周期非金属元素非金属性强弱的变化规律。
通过归纳总结，形成对元素周期律本质的认识和理解。
巩固与评价，发现问题，调控课堂，提高效率。
环节四、课后巩固
作业设计
1．（易）下列关于元素周期律的叙述正确的是( )
A．随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化
C．随元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现
D．元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的
周期性变化
【答案】 B
【解析】 A项错误，随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数在第一周期从1到2，而不是从1到8；B项正确，是元素周期律的内容；C项错误，负价一般是从－4到－1，而不是从－7到－1；D项错误，核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的根本原因。
2．（易）下列叙述中，正确的是（ ）
A．C、N、O元素的单质与氢气化合越来越难
B．Li、Na、K的氧化物的水化物的碱性依次减弱
C．Na、Mg、Al的简单离子的半径逐渐减小
D．P、S、Cl元素的最高正价依次升高，其对应的气态氢化物的稳定性依次减弱
【答案】C
【解析】A．元素的非金属性越强，其单质越易与氢气化合，由于元素的非金属性：C＜N＜O，则C、N、O元素的单质与氢气化合越来越易，A错误；B．元素的金属性越强，其对应碱的碱性越强。由于元素的金属性：Li＜Na＜K，则Li、Na、K的氧化物的水化物的碱性依次增强，B错误；C．Na+、Mg2+、Al3+的核外电子排布都是2、8，离子核外电子层结构相同。对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以Na、Mg、Al的简单离子的半径逐渐减小，C正确；D．元素的非金属性越强，其对应的氢化物就越稳定。由于元素的非金属性：P＜S＜Cl，则P、S、Cl元素的最高正价依次升高，其对应的气态氢化物的稳定性依次增强，D错误；故合理选项是C。
3．（易）不能说明钠的金属性比镁强的事实是（ ）
A．钠的最高化合价为+1，镁的最高化合价为+2
B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强
C．钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应
D．在熔化状态下，钠可以从MgCl2中置换出镁
【答案】A
【解析】A．元素的金属性是指原子失去电子的能力的强弱，与失去电子多少无关，也与化合价无关，故A符合题意；B．元素的金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则氢氧化钠的碱性强于氢氧化镁能说明钠的金属性比镁强的事实，故B不符合题意；C．元素的金属性越强，与酸或水反应越剧烈，则钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应能说明钠的金属性比镁强的事实，故C不符合题意；D．活泼金属的单质能与活泼性较弱金属的元素的化合物发生置换反应生成活泼性较弱金属的单质，则在熔化状态下，钠可以从MgCl2中置换出镁能说明钠的金属性比镁强的事实，故D不符合题意；故选A。
4．（中）已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列说法正确的是（ ）
A．离子的还原性Y2->Z- B．质子数c>b
C．原子半径X
【答案】A
【解析】元素周期表前三周期元素的离子aW3＋、bX＋、cY2-、dZ-都具有相同电子层结构，核外电子数相等，所以a-3=b-1=c+2=d+1，Y、Z为非金属，应处于第二周期，故Y为O元素，Z为F元素，W、X为金属应处于第三周期，W为Al元素，X为Na元素，结合元素周期律解答。A．非金属性Y＜Z，则离子的还原性Y2-＞Z-，故A正确；B．核外电子数相等，所以a-3=b-1=c+2=d+1，则质子数：a＞b＞d＞c，故B错误；C．同周期自左向右原子半径逐渐减小，则原子半径X＞W，故C错误；D．非金属性Y＜Z，则氢化物的稳定性H2Y＜HZ，故D错误；故选A。
5．（中）下列事实不能说明g(Cl元素)的非金属性比f(S元素)的非金属性强的是( )
A．将g的单质通入f的气态氢化物形成的溶液中，有淡黄色沉淀产生
B．化合物fg2中，g的化合价为价
C．f与Fe化合时产物中Fe为＋2价，g与Fe化合时产物中Fe为＋3价
D．g的氢化物可以制出f的氢化物
【答案】D
【解析】A项，将g的单质即Cl2通入f的气态氢化物即H2S形成的溶液中，有淡黄色沉淀产生，该反应为H2S＋Cl2＝2HCl＋S↓，说明Cl2的氧化性强于S，则Cl的非金属性比S的强，不符合题意；B项，化合物fg2即SCl2中，g的化合价为－1价，说明Cl的非金属性强于S，不符合题意；C项，f即S与Fe化合时产物中Fe为＋2价，g即Cl2与Fe化合时产物中Fe为＋3价，说明Cl2的氧化性强于S，则说明Cl的非金属性强于S，不符合题意；D项，g的氢化物即HCl可以制出f的氢化物即H2S，说明HCl的酸性强于H2S，但不能说明Cl的非金属性强于S，符合题意。
6．（中）元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是( )
A．元素周期表中左下方区域的金属元素多用于制造半导体材料
B．第三周期主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构
D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
【答案】B
【解析】A.元素周期表中金属与非金属分界线附近的元素多用于制造半导体材料，故A错误；B.第三周期主族元素的最高正化合价等于最外层的电子数，与它所处的主族序数相等，故B正确；C.短周期元素形成离子后，最外层不一定都达到8电子稳定结构，如H—的最外层电子数为2，故C错误；D.同一主族元素的原子，最外层电子数相同，但电子层数不同，原子半径不同，化学性质相似，但不完全相同，故D错误；故选B。
7.（难）短周期元素R、T、Q、W在元素周期表的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是( )
A．最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q
B．原子半径：T>Q>R
C．含T元素的盐溶液一定显酸性
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q
【解析】根据题意，推出R为N元素，T为Al元素，Q为Si元素，W为S元素；非金属性N>Si，故热稳定性NH3>SiH4，A项正确；原子半径Al>Si>N，B项正确；NaAlO2显碱性，C项错误；H2SiO3的酸性小于H2SO4，D项正确。
8.（中）下表标出的是元素周期表的一部分元素，回答下列问题：
(1)表中用字母标出的14种元素中，化学性质最不活泼的是________(用元素符号表示，下同)，金属性最强的是________，非金属性最强的是________，常温下单质为液态的非金属元素是________，属于过渡元素的是(该空用字母表示)________。
(2)B、F、C气态氢化物的化学式分别为______________，其中以________最不稳定。
(3)第二周期中原子半径最小的是________。
【答案】(1)Ar K F Br M (2)H2O、HCl、PH3 PH3 (3)F
【解析】元素周期表中0族元素化学性质不活泼。同周期从左到右金属性减弱，非金属性增强，原子半径减小；同主族从上到下金属性增强，非金属性减弱，原子半径增大；故金属性最强的是L(即K)，非金属性最强的是A(即F)，第二周期中原子半径最小的是A(即F)，B、F、C分别是O、Cl、P，非金属性P的最弱，则PH3最不稳定。常温下单质为液态的非金属元素只有溴。周期表中从ⅢB族到ⅡB族的元素都属于过渡元素。
及时巩固、消化所学，促进掌握必备知识，评价教学效果，为后期优化教学方案提供依据，培养分析问题和解决问题等关键能力。
课堂总结
板书
设计
第二节 元素周期律
第一课时 元素周期表和元素周期律的应用
一、1～18号元素性质的周期性变化规律
1、1～18号元素原子的电子排布、原子半径和主要化合价(稀有气体除外)
2、元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价周期性变化规律
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
1、预测元素金属性和非金属性的递变规律
2、实验验证元素金属性和非金属性的递变规律
3、元素周期律
元素的性质，随着元素原子序数的递增呈现周期性变化。
教学
反思
本课时内容较多，关于原子半径、化合价变化规律，借助于教材数据信息，在教师的引导下总结得出。教师再从原子结构角度作强调和提醒，让学生从微观角度进行分析，可提升学生宏观辨识与微观探析的化学核心素养。同周期元素金属性和非金属性变化规律是本节课的重点，进行中金属性的变化规律先让学生预测，再通过素养验证，最后分析得出结论。非金属性是则是通过分析教材提供的有关信息，结合学生已有的知识进行类别探究。因此，进行中不仅要重视的讲解，更要关注探究学习的方法，培养学生证据推理与模型认知的化学核心素养。同时，进行中通过表格进行归纳总结，可以使学生形成较完整的知识系统和对知识规律性认识。
相关教案
高中人教版 (2019)实验活动3 同周期、同主族元素性质的递变优秀教学设计： 这是一份高中人教版 (2019)<a href="/hx/tb_c162002_t8/?tag_id=27" target="_blank">实验活动3 同周期、同主族元素性质的递变优秀教学设计</a>，共16页。教案主要包含了课后巩固等内容，欢迎下载使用。
人教版 (2019)必修 第一册第一节 原子结构与元素周期表公开课教学设计及反思： 这是一份人教版 (2019)必修 第一册<a href="/hx/tb_c161996_t8/?tag_id=27" target="_blank">第一节 原子结构与元素周期表公开课教学设计及反思</a>，共17页。教案主要包含了课后巩固等内容，欢迎下载使用。
高中化学人教版 (2019)必修 第一册第四章 物质结构 元素周期律第一节 原子结构与元素周期表一等奖教学设计： 这是一份高中化学人教版 (2019)必修 第一册<a href="/hx/tb_c161996_t8/?tag_id=27" target="_blank">第四章 物质结构 元素周期律第一节 原子结构与元素周期表一等奖教学设计</a>，共18页。教案主要包含了课后巩固等内容，欢迎下载使用。
