一名优秀的教师在教学方面无论做什么事都有计划和准备，作为高中教师就要好好准备好一份教案课件。教案可以让讲的知识能够轻松被学生吸收，帮助高中教师能够井然有序的进行教学。那么，你知道高中教案要怎么写呢？急您所急，小编为朋友们了收集和编辑了“高二化学认识同周期元素性质的递变规律”，相信您能找到对自己有用的内容。

第三节元素周期表的应用
认识同周期元素性质的递变规律
第1课时
【教学目标】
1.以第3周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释；
2.通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力；
【教学重点】
同周期元素性质递变规律
【教学难点】
同周期元素性质递变规律
【教学方法】
1.通过“活动探究”，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法；
2.通过“阅读探究”、“交流研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并整合信息的能力；
【教师具备】
1.实验器材药品Na、Mg、Al及MgCl2、AlCl3溶液NaOH溶液
2.多媒体课件
【教学过程】
教师活动学生活动设计意图
【引课】前面我们学习了元素周期律和元素周期表，它对我们化学有什么作用呢？大家知道，门捷列夫在编制元素周期表时，人类只发现了六十多种元素，因此他做过很多大胆的预测，如他就预测在硅和锡之间存在一种元素—-“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。
【设问】你知道门捷列夫是如何做出如此准确的预测的吗？

激发学生的学习欲望,引导他们关注元素周期表的重要作用jAB88.CoM

2分钟

【回顾】元素周期表的结构。要想深入的理解元素周期表元素之间的内在联系，需搞清楚同周期元素和同主族元素性质的递变规律。本节课共同探索同周期元素性质的递变。
【板书】第三节元素周期表的应用
一、同周期元素性质的递变
【转折】为了研究问题的方便，以第三周期的元素为例来研究同周期元素得失电子能力的递变。
【板演】请写出第3周期元素的名称和元素符号。
【媒体展示】第3周期元素原子结构示意图。
【提问】第三周期元素原子结构存在哪些相同点和递变性？
【板书】1.第三周期元素原子结构
相同点：电子层数相同。
递变性：核电荷数依次增多；最外层电子数依次增多；原子半径依次减小。

写出第三周期的元素符号，画出原子结构示意图。

总结出第三周期元素原子结构的相同点和递变性。

学生代表发言

回忆旧知识，为新课做知识上的铺垫。

培养学生协作及归纳总结能力。

训练学生组织语言及表达能力。
8分钟

【讨论】由第三周期元素的原子结构的递变推测第三周期元素得失电子能力的递变
【转折】理论推测需实验来验证，本节课的重点内容是设计实验方案，实施实验方案来验证我们的预测。
【设问】如何用实验验证你的结论？
【阅读】教材P21页“方法导引”。

【讲解】分析方法导引内容
分组讨论

阅读方法导引，获得判断金属元素失电子能力强弱的判断依据。激发学生的学习兴趣，培养学生的逻辑推理能力。
获得信息，为设计实验做好准备。
使学生充分理解理论指导的内容，能在设计实验时加以充分的利用。5分钟

【讨论】由方法导引及你对Na、Mg、Al性质的了解，和所提供的实验药品，设计实验方案来验证对Na、Mg、Al失电子能力的预测。
【讨论】实验方案的可行性，并对实验操作中应注意的问题加以强调。

【板书】2.设计实验方案

【指导学生实验】根据所设计的实验，分组进行实验验证，实验中遇到问题组内同学讨论解决。注意观察实验现象。
【指导】各组派代表汇报实验中观察到的实验现象。
【提问】根据上述实验现象，我们可以得到怎样的结论，与我们的理论预测是否一致。
【投影】实验现象
【板书】3.结论：Na、Mg、Al失电子能力依次减弱。分组讨论
代表发言：
（1）根据方法导引一设计，Na、Mg、Al分别与水(或酸)反应。
（2）根据方法导引二设计，在与水反应后的溶液中滴入酚酞试液；并分别做MgCl2、AlCl3溶液NaOH溶液的反应。

分组实验

汇报成果

总结结论激发学生的学习兴趣，培养学生的创造性思维，在争论中提高认识。

训练学生的语言表达能力和综合性思维能力，并培养学生的协作能力。

培养动手能力，实验观察能力，增强感性认识，使学生更加热爱科学，相信实践出真知的道理。
培养学生的语言表达能力。
培养学生从大量的实验现象和事实中归纳总结的能力。
15分钟

【转折】我们通过设计实验方案、实施实验方案验证了我们对Na、Mg、Al失电子能力的推测，那么，Si、P、S、Cl的得电子能力是否如我们所预测的一样依次增强？
【投影】方法导引

【讲解】分析方法导引内容。

【阅读】教材P21页“阅读探究”
【概括】请完成表格
【投影】表格
【板书】硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力逐渐增强。
【小结】这节课，大家通过自行设计实验方案，实施实验方案，探索出Na、Mg、Al失电子能力的强弱；通过阅读探究的方式得出Si、P、S、Cl得电子能力的强弱。
【投影】完成填空

阅读方法导引的内容，获得判断非金属元素得电子能力强弱的判断依据。

学生代表回答

学生集体回答培养学生由材料获得知识的能力。

使学生充分理解理论指导的内容，能在归纳整理阅读材料时有一个准确的把握。

培养学生自学能力以及获取并整合信息的能力。

巩固本节所学内容。
10分钟
【课堂练习】
1.判断下列说法是否正确：
(1)C、N、O、F原子半径依次增大
(2)PH3、H2S、HCl稳定性依次增强
(3)HClO比H2SO4酸性强。
(4)甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时，甲得电子的数目多，所以甲活泼。【课堂练习】答案：
1、错
2、对
3、错
4、错

5分钟

第一课时板书设计
第三节元素周期表的应用
一、同周期元素性质的递变
1.第三周期元素原子结构
相同点：电子层数相同。
递变性：核电荷数依次增多；最外层电子数依次增多；原子半径依次减小。
2.设计实验方案
3.结论：金属性：Na＞Mg＞Al?
碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
Na、Mg、Al失电子能力依次减弱。
4.氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl?
酸性强弱顺序：H4SiO4＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4?
Si、P、S、Cl四种非金属元素原子得电子能力逐渐增强。

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元素性质的递变规律

教学时间第十七周6月11日本模块第8课时
教学
课题专题专题2原子结构与元素的性质
单元第二单元元素性质的递变规律
节题元素电负性的周期性变化
教学目标知识与技能1、能说出电负性的含义。
2、认识周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
3、了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子能力的关系。
过程与方法进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力和联想比较思维能力。
情感态度
与价值观从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
教学重点认识周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
教学难点了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子能力的关系
教学方法探究讲练结合
教学准备
教学过程

教师主导活动学生主体活动
[基础知识]
1、电负性是用来来衡量能力；指定氟的电负性为并以些作为标准确定其它元素的。
2、由P21图2-4《主族元素的电负性》得到什么规律？
（1）元素电负性数值最大的是，元素电负性数值最小的是。
（2）如果两成键元素间的电负性之差形成共价键；如果两成键元素间的电负性之差形成离子键。
3、同一周期，主族元素的电负性从左到右，表明其，金属性，非金属性；同一主族，元素的电负性从上到下，表明其，金属性，非金属性；
回答
吸电子，4
电负性
小于1.7,

讨论后口答

教学过程教师主导活动学生主体活动
[知识要点]
一、元素电负性：
（讲解）美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性，来衡量元素吸引电子能力。
指定氟的电负性为4，并以此为标准确定其他元素的电负性。
（练习）判断下列元素的电负性的大小：
NaKNPMgAlClS
二、周期表中的变化规律
1、同一周期：从左到右，主族元素电负性逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。
2、同一主族：从上到下，元素电负性呈现减弱趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
电负性最大的元素是F，最小的是Cs
（练习）不看表判断下列元素的电负性的大小：LiSBeI
三、应用：
1、根据电负性数值的大小来衡量元素的金属和非金属。
一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。
结论：判断金属性、非金属性强弱。
【交流与讨论】标出下列化合物中元素的化合价。
(1)MgO(2)BeCl2(3)CO2(4)Mg3N2（5）IBr（6）SOCl2
试分析化合价的正负与电负性的关系：
2、衡量元素在化合物中吸电子能力的大小。
电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
结论：判断元素在同一化合物中的正、负化合价。

讨论

口答

电负性大，吸电子能力强，显负价
教
学
过
程教师主导活动学生主体活动
【规律应用】P22问题解决3
3、电负性反映了原子间的吸引力和排斥力。
一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键。
结论：判断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物。
【规律应用】P22问题解决2
【交流与讨论】判断HF是离子化合物还是共价化合物？
查表计算再判断？，到底哪一种正确？怎么办？

是离子化合物，有局限性。氢取外只差一个电子
[典型例题]
1932年美国化学家首先提出了电负性的概念。电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：

请仔细分析，回答下列有关问题：
①预测周期表中电负性最大的元素应为_____；估计钙元素的电负性的取值范围：_______＜X＜______。
②根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________。
③经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为______________，其理由是_____________________。
解析：(1)F0.81.2
(2)随着原子序数的递增,电负性逐渐减小;电负性越小，金属性越强；,非金属性越强,电负性越大.
(3)共价键;因为二者电负性差值小于1.7.

板书计划一、元素电负性：
二、周期表中的变化规律
三、应用：
结论：判断金属性、非金属性强弱。
结论：判断元素在同一化合物中的正、负化合价。
结论：判断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物
反馈学生要加强预习。

[课堂练习]
1、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是()
A、X的第一电离能可能低于Y的第一电离能
B、在元素同周期表中X可能位于Y的右面
C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的
D、Y的气态氢化物的稳定性小于X的气态氢化物的稳定性
（解析）BC由题干判断Y在周期表中居左、X居右，哪是金属、非金属还不能确定。
3、下列化合物中，既有离子键，又有共价键的是（）
A.Na2O2B.NH3C.CaCl2D.HCl
（解析）A，铵盐、碱皆符合。
4、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（）
A．x的原子半径大于y的原子半径
B．x的电负性大于y的电负性。
C．x的氧化性大于y的氧化性
D．x的第一电离能大于y的第一电离能。
[直击高考]
1．(7分07海南)有A、B、C、D、E5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属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：
(1)A是________，B是________，E是_________。
(2)写出C元素基态原子的电子排布式_________________________。
(3)用轨道表示式表示D元素原子的价电子构型____________________。
(4)元素B与D的电负性的大小关系是___________，C与E的第一电离能的大小关系是___________。（填“”、“”或“=”）

1（共7分）、(1)HOK（写元素名称也可）(2)1s22s22p63s23p1
(3)（3s、3p写在下

高二化学教案：《元素性质的递变规律》教学设计

俗话说，凡事预则立，不预则废。教师在教学前就要准备好教案，做好充分的准备。教案可以让学生更好的吸收课堂上所讲的知识点，帮助教师营造一个良好的教学氛围。你知道如何去写好一份优秀的教案呢？考虑到您的需要，小编特地编辑了“高二化学教案：《元素性质的递变规律》教学设计”，仅供参考，欢迎大家阅读。

本文题目：高二化学教案：元素性质的递变规律

教学时间 第十七周 6月10日 本模块第7课时

教学

课题 专题 专题2原子结构与元素的性质

单元 第二单元元素性质的递变规律

节题 元素电负性的周期性变化

教学目标 知识与技能

1、能说出元素电离能的含义。

2、认识周期表中同一周期和同一主族中元素第一电离能的变化规律

3、了解元素第一电离能和元素原子的核外电子排布的关系。

4、能应用元素第一电离能说明原子失去电子的难易。

过程与方法 进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力和窨想象能力。

情感态度

与价值观 从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣;

教学重点 认识周期表中同一周期和同一主族中元素第一电离能的变化规律

教学难点 能应用元素第一电离能说明原子失去电子的难易

教学方法 探究讲练结合

教学准备

教 学 过 程

教师主导活动 学生主体活动

[回顾]

元素周期律?

[提问]

1、什么叫第一电离能?

[讲解]第一电离能其数值越大，原子越难于失去一个电子。

注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子;第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1越小，原子越容易失去一个电子;I1越大，原子越难失去一个电子

一、元素第一电离能：

I1= M(g)—e-→ M+(g)

2、由P19表《1—36号元素的第一电离能》得到什么规律?

二、周期表中的元素第一电离能的变化规律

结论：周期表中铯的第一电离能最小，氟的第一电离能最大

回答

气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量

同一周期：随原子序数的递增，元素第一电离能呈现增大，碱金属最小、稀有气体元素最大

同一主族：随电子层数的增加，第一电离能减小

教

学

过

程 教师主导活动 学生主体活动

[讲解] 3.周期表的右上角元素的第一电离能数值大，左下角元素的第一电离能的数值小

(四)I1与洪特规则的关系

同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子外围电子排布的特征有关。如镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。

基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能

[讲解] 应用：

1、 判断元素活动性(金属性、非金属性)

2、 推测原子核外电子排布(最外电子数、常见化合价)

[典型例题]

1、根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ/mol)，回答下面各题。

元素代号 I1 I2 I3 I4

Q 2080 4000 6100 9400

R 500 4600 6900 9500

S 740 1500 7700 10500

T 580 1800 2700 11600

U 420 3100 4400 5900

理解

教

学

过

程 教师主导活动 学生主体活动

(1)在周期表中，最可能处于同一族的是( )

A 、Q和R B 、S和T C 、T和U

D 、R和T E 、R和U

(2)电解它们的熔融氯化物，阴极电极反应式最可能正确的是

A Q2++2e-→Q B R2++2e-→R C S3++3e-→S

D T3++3e-→T E U2++2e-→U

(3)它们的氯化物的化学式，最可能正确的是( )

A QCl2 B RCl C SCl3 D TCl E UCl4

(4)S元素最可能是( )

A S区元素 B 稀有气体元素 C p区元素

D 过渡金属 E d区元素

(5)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是( )

A 硼(1s22s22p1) B 铍(1s22s2) C 锂(1s22s1)

D 氢(1s1) E 氦(1s2)

解析：从图可以看出，

Q元素第一电离能大，二、三电离能也较大，但相差不大;应具有稳定结构;

R元素第一电离能较小，而二、三电离能也较大，相差不大，可能+1价

S元素第一、二电离能相差不大，可能同能级(+2价)

T元素第一、二、三电离能相差不大，而与第三层相差较大，最外层3个电子

U元素第一电离能较小，而二、三电离能也较大，相差不大，单电子活泼。

答案：(1)E (2)D (3)B (4)A (5)E

板书计划 一、元素第一电离能：

I1= M(g)—e-→ M+(g)

二、周期表中的元素第一电离能的变化规律

结论：周期表中铯的第一电离能最小，氟的第一电离能最大。

三、电离能与核外电子排布

1、当原子核外电子排布在能量相同的轨道上形成全空(P0、d0、f0)、半满、全满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

2、通常：I1

四、应用：

3、 判断元素活动性(金属性、非金属性)

4、 推测原子核外电子排布(最外电子数、常见化合价)

反馈 学生要加强预习。

[课堂练习]

1、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( )

A. 在化合物中呈+2价 B.单质使水分解放出氢气

C. 氢氧化物呈两性 D.碳酸盐难溶于水

(解析)C、依据周期表性质的周期性

2、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( )

A.ns2np3 B.ns2np5 C.ns2np4 D.ns2np6

(解析)C、原子核外电子排布在能量相同的轨道上形成全空(P0、d0、f0)、半满、全满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能

3、下列说法正确是

A、第3周期所含元素中钠的第一电离能最小

B、铝的第一电离能比镁的第一电离能大

C、所有元素中氟的第一电离能最大

D、钾的第一电离能比镁的第一电离能大

(解析)AC、第一电离能大小由原子核外电子排布结构决定的。

4、A、B、C是短周期元素，核电荷数依次增大;A、C同族，B+ 离子核外有10个电子，回答下列问题

(1)A、B、C三种元素分别是_________、_________、_________。

(2)A、B、C之间形成多种化合物，其中属于离子化合物的化学式分别为_________、 __________、___________。

(3)分别写出A、B、C的电子排列式：

A.________________B._____________ C._____________

(解析)氧、钠、硫。

[直击高考]

(03上海)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。

(1)下列 (填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。

①a、c、h ②b、g、k ③c、h、1 ④d、e、f

(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：

1.原子核对核外电子的吸引力 2.形成稳定结构的倾向

下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ?mol-1)：

锂 X Y

失去第一个电子 519 502 580

失去第二个电子 7296 4570 1820

失去第三个电子 11799 6920 2750

失去第四个电子 9550 11600

①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。 。

②表中X可能为以上13种元素中的 (填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式 。

③Y是周期表中 族元素。

④以上13种元素中， (填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。

(答案)

(1)①④

(2)①Li原子失去一个电子后， Li+已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难

②a Na2O和Na2O2

③ⅢA或第三主族

④m

原子结构和元素性质

教案课件是老师不可缺少的课件，大家应该要写教案课件了。在写好了教案课件计划后，这样接下来工作才会更上一层楼！你们到底知道多少优秀的教案课件呢？以下是小编为大家收集的“原子结构和元素性质”希望对您的工作和生活有所帮助。

第2节原子结构和元素性质
（第1课时）
班级__________姓名__________
【学习目标】
1、了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2、体会原子结构与元素周期律的本质关系。
【学习重难点】
重点：电离能的概念及其内涵
难点：主族元素电离能的变化规律
【学案导学过程】
原子结构与元素性质
导思
在元素周期表中，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布和原子半径呈现周期性的变化，元素的性质也呈现周期性变化。
元素哪些性质呈现周期性变化？

元素性质周期性变化的本质是什么？

思考
以上分析是定量的分析原子半径的相对大小，那么如何比较金属Li和Mg的原子半径大小呢？怎样定性地从原子半径和价电子数来分析元素周期表中元素得失电子能力所呈现的递变规律？

活动探究原理、规律、方法
一、电离能及其变化规律
1、电离能描述的是元素的哪种性质？
什么叫做电离能？符号？单位？
2、M（g）＝M＋（g）＋e－I1
M＋（g）＝M2＋（g）＋e－I2
M2＋（g）＝M3＋（g）＋e－I3
I1、I2、I3的大小比较？
3、怎样运用电离能数值判断金属原子在气态时失去电子的难易程度？1、电离能描述的是元素的__________。
2、电离能的概念：_______________________________________________________。
3、其符号是________，单位是__________
4、I1____I2______I3
5、电离能数值越大，其原子在气态时失去电子的能力越__________。
观察上图，对同一周期的元素，第一电离能，呈现什么变化趋势？说明什么？同主族元素，第一电离能呈现什么变化趋势？说明什么？
总之，第一电离能的周期性递变规律与原子半径和核外电子排布的周期性变化密切相关。你能具体分析一下吗？电离能的递变规律：
同周期元素____________________________________________________________________________________________________
同主族元素____________________________________________________________________________________________________

学后反思我的收获我还有待提高的
班级__________姓名__________
【测试目标】
1、了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2、知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律。
【测试重难点】
重点：电离能、电负性的变化规律
难点：电离能、电负性的变化规律
【分层练习】
【基础练习】
1．电离能是元素的一种重要性质，下列有关其说法中正确的是()
A．第一电离能是原子失去核外第一个电子需要的能量
B．在元素周期表中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
C．可通过各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
D．第一电离能越大的原子，越容易失电子
2．气态原子生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能。元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度。下列有关说法不正确的是（）()
A．元素的第一电离能越大，其失电子能力越强
B．元素的第一电离能越小，其失电子能力越强
C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关
D．金属单质跟酸反应的难易，除跟该金属元素的第一电离能有关外，还与该单质中固态金属原子以及该金属原子失去电子后在水溶液里形成的水合离子的行为有关
3．元素的电负性概念首先是由谁提出的()
A．玻尔B．鲍林C．卢瑟福D．洪特
4．请根据所学知识判断下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是()
A．K、Na、LiB．Al、Mg、NaC．N、O、CD．Cl、S、P
5．下列说法中不正确的是()
A．同族元素，随着核电荷数的增加，I1逐渐增大
B．同周期元素，随着核电荷数的增加，I1逐渐增大
C．通常情况下，电离能I1I2I3
D．电离能越小，元素的失电子能力越强
6．已知某原子的各级电离能数值如下：I1=577kJmol－1，I2=1817kJmol－1，
I3=2745kJmol－1，I4=11578kJmol－1，则该元素的化合价为()
A．+1价B．+2价C．+3价D．+4价
7．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJmol-1。请根据下表所列数据判断，错误的是()
元素I1I2I3I4
X500460069009500
Y5801800270011600
A．元素X的常见化合价是+1价
B．元素Y是IIIA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
8．下列元素电负性最小的是()
A．MgB．NaC．SD．Cl
9．下列各元素原子性质的周期性变化规律最不明显的是()
A．电子亲和能B．电负性C．电离能D．原子半径
10．现有如下四种元素原子的电子排布式，请判断，其电负性最大的是()
A．1s22s22p3B．1s22s22p5C．1s22s22p63s23p4D．1s22s22p2
11．O、S、As三种元素比较，正确的是()
A．电负性OSAs，原子半径OSAs
B．电负性OSAs，原子半径OSAs
C．电负性OSAs，原子半径OSAs
D．电负性OSAs，原子半径OSAs
12．电负性是元素原子的重要性质，研究电负性的大小及其变化规律具有重要的价值，在学习和研究中具有广泛的用途，下列几种叙述中不属于电负性的应用的是()
A．判断一种元素是金属还是非金属
B．判断化合物中元素化合价的正负
C．判断化学键的类型
D．判断化合物溶解度的大小
【能力提升】
13．下列关于元素周期律和元素周期表的论述中不正确的是()
A．周一主族的元素，从上到下电子层数逐渐增多
B．元素周期表是元素周期律的具体表现形式
C．同一周期从左到右，元素原子半径逐渐增大
D．周期表中第IVA族－VIIA族元素均可表现正化合价
14．铍的元素符号“Be”来源于最初发现其存在的矿物——绿柱石。已知铍的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述正确的是()
A．氢氧化铍易溶于水
B．氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱
C．单质铍跟冷水反应产生氢气
D．相同条件下与酸反应比锂剧烈
15．下列说法中正确的是()
A．第3周期元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
16．原子具有下列外层电子排布的元素中，第一电离能最小的是()
A．ns1B．ns2np3C．ns2np5D．ns2np6
17．下列空格中，填上适当的元素符号：
（1）在第3周期中，第一电离能最小的元素是_______，第一电离能最大的元素是________。
（2）在元素同期表中电负性最大的元素是______，电负性最小的元素是________。
（3）最活泼的金属元素是______。
（4）最活泼的气态非金属原子是________。
（5）第2、3、4周期原子中P轨道半充满的元素是_______。
（6）电负性相差最大的两种元素是_______。
（1）Na、Ar（2）F、Cs（3）Cs（4）F（5）N、P、As（6）F、Cs

高二化学教案：《元素周期律和元素周期表》教学设计

做好教案课件是老师上好课的前提，是时候写教案课件了。我们制定教案课件工作计划，才能更好地安排接下来的工作！有没有好的范文是适合教案课件？下面是由小编为大家整理的“高二化学教案：《元素周期律和元素周期表》教学设计”，欢迎您参考，希望对您有所助益！

从容说课

本章的重点是元素周期律和元素周期表，要深刻地理解并运用它们，必须以有关原子结构、核外电子排布的知识作基础。元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，包括分析简单化合物的形成等都是在原子结构的基础上建立起来的，否则，元素周期律和周期表就成了无源之水、无本之木。因此，掌握有关原子结构的知识，是深刻理解元素周期律和运用元素周期表必不可少的。

另外，复习有关这部分内容时，因概念较多，单纯的讲述、整理和归纳会因内容的抽象而显得有些枯燥。为此，本节课主要用了问答式的教学方法，并讲练结合，使所授内容和练习互为补充。

三维目标

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，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。

2．以第一、二、三周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。

3．理解离子键、共价键的含义。了解键的极性。

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。

情感、态度与价值观

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。

要点提示

教学重点：1.原子的组成及同位素的概念。

2．掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。

3．理解离子键、共价键的含义。

教学难点：1．原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。

2．用电子式表示离子化合物或共价化合物的形成过程。

教具准备：多媒体课件、投影仪。

[师] 原子序数、核电荷数由哪种粒子决定？它们之间是什么关系？

[生] 由质子数决定。原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

接上

板　书：

原子序数、核电荷数

[师] 元素的种类由什么粒子决定？

[生] 由核电荷数即核内质子数决定。

接上

板　书：

决定元素种类

[师] 原子的质量数由什么粒子决定？它们相互之间的关系是什么？

[生] 由质子数和中子数共同决定。质量数等于质子数和中子数之和。

接上

板　书：

质量数A＝Z＋N

[师] 同位素与核素(即原子种类)与哪种粒子密切相关？

[生] 与核内中子数。

接上

板　书：

决定原子种类(同位素)

[师] 原子的相对原子质量由什么粒子决定？

[生] 由原子核即质子数和中子数共同决定。

[师] 原子的相对原子质量近似等于质量数。

[师] 元素的相对原子质量又是由什么决定的？

[生] 由元素的各种同位素的相对原子质量及其在自然界中的原子个数百分比决定。

[师] 原子是否带电取决于什么？怎样确定？

[生] 取决于核内质子数和核外电子数。若两者数目相等，原子呈电中性；若质子数小于核外电子数，原子带负电，为阴离子；若质子数大于核外电子数，原子带正电，为阳离子。

[师] 原子结构的有关问题可以看下表。

多媒体展示：

原子结构及离子结构中各种基本粒子间的关系

原子种类

粒子之间的关系

中性原子

原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数

质量数

[来源:Zxxk.Com]

质子数

＋[来源:Zxxk.Com]

中子数

阳离子

原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＋n[来源:学科网ZXXK]

阴离子

原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数－m

核外电子排布规律

1

各电子层最多能容纳2n2个电子

即电子层序号　1　2　3　4　5　6　7

代表符号KLMNOPQ

最多电子数281832507298

2

最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不超过2个)

3

次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个

4

核外电子总是尽可能先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层

注意事项

1.以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求

2．上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其他规律

原子结构示

意图和离子

结构示意图

原子结构的表示方法

要理解图中各符号的含义。例：氯原子，圆圈内表示原子的质子数，要注意正号；弧线表示电子层，弧线内数字表示该层中的电子数。

离子结构示意图中各符号含义一样，但注意原子结构示意图中质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。如

电子式

电子式是在元素符号周围用小黑点或“×”表示该元素原子的最外层电子数的式子。小黑点或“×”的数目即为该原子的最外层电子数。如

[师] 元素原子在参加化学反应时，其电子层结构将趋向于何种变化？

[生] 原子在参加化学反应时，都有使最外层电子形成稳定结构的倾向。

[师] 原子和原子相遇发生反应时，必形成化学键。

板　书：

二、化学键

[师] 那么，原子和原子通常通过什么方式趋向于稳定结构呢？

[生] 通过得失电子或形成共用电子对。

[师] 原子得失电子以后可分别形成阴、阳离子，阴、阳离子之间可通过静电作用而形成化合物，这种静电作用我们又把它叫做什么？举出几种粒子间存在这种作用的物质。

[生] 阴、阳离子之间的这种静电作用叫离子键。如Na2O2、NaOH、NaCl中均含有离子键。

[师] 那么，原子通过共用电子对结合成物质的这种作用又叫什么呢？举例说明。

[生] 叫共价键。如H2分子中的氢原子和氢原子之间，HCl分子中的氢原子与氯原子之间都形成共价键。

[师] 离子键和共价键都属于化学键，它们属两种不同类型的化学键。

板　书：

化学键

化学键

定义

晶体或分子内直接相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键

强烈的体

现形式

使原子间形成一个整体，彼此不能发生相对移动，只能在一定平衡位置振动。破坏这种作用需消耗较大能量

离子键

定义

阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键

本质

阴、阳离子间的静电作用

形成条件

和原因

稳定的阳离子

稳定的阴离子

形成过程

表示方法

影响强度的

因素及对物

质的影响

1．离子半径：离子半径越小，作用越强。含有该键的离子化合物的熔沸点就越高

2．离子电荷：离子电荷越多，作用越强。含有该键的离子化合物的熔沸点就越高

定义

原子间通过共用电子对所形成的化学键，叫共价键

形成条件

一般是非金属元素之间形成共价键，成键原子具有未成对电子

本质

成键的两原子核与共用电子对的静电作用

表示方法

1．电子式：

2．结构式：H—Cl　

形成过程

分类

分类依据：共用电子对是否发生偏移

非极性键

定义：共用电子对不偏向任何一方

特点：存在于同种原子之间A—A

单质、共价化合物、离子化合物中都可能含有非极性键

例：Cl2、H2O2、Na2O2

极性键

定义：共用电子对偏向得电子能力强的原子的一方

特点：存在于不同种原子之间B—A

共价化合物、离子化合物中都可能含有极性键

[师] 举出一种同时含有极性键和非极性键的化合物。

[生] H2O2

[师] 写出其电子式。

找一个同学在黑板上写：

[师] 请同学们做以下练习。

多媒体展示：

[练习]

以下说法不正确的是()

A．使干冰发生物理变化需克服范德华力

B．使干冰发生化学变化主要是破坏共价键

C．使氯化钠晶体发生化学反应需破坏离子键

D．化学键存在于原子之间，也存在于分子之间

学生思考并回答。

[师] 干冰是由CO2分子组成的，其分子之间的作用力是分子间作用力，即范德华力。当发生物理变化时，仅仅是分子之间的距离发生了变化，需克服范德华力；当发生化学变化时，即原子参加反应，需要克服碳氧键的作用，即破坏共价键。所以，A、B均正确。

C项的氯化钠晶体是由钠离子和氯离子构成，其间存在的作用力是离子键。因此，发生化学反应时需克服离子键。

D项化学键应是相邻的原子间强烈的相互作用，它不存在于分子之间，所以D项错。

答案：D

课堂小结

本节课我们复习了原子结构，原子核外电子排布的规律及与之密切相关的一些概念。希望同学们能在搞清这些概念内涵的基础上，学会应用这些概念解决一些具体的问题。

文章来源：http://m.jab88.com/j/35075.html

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