教学目标：这次帅气的小编为您整理了元素周期律（精选5篇），希望能够给予您一些参考与帮助。
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、主要化合价以及元素的金属性和非金属性的周期性变化。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，使学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。
教学重点
原子的核外电子排布和元素金属性、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。
教 师 活 动
学生活动
设计意图
[投影引入]迄今，已经发现的元素有100多种，化合物更有二千多万种，如果不找出它们的内在规律，便是一堆杂乱的知识，难以掌握，更不能有效应用。经过几代人的努力，终于在1869年由俄国科学家门捷列夫成功地对当时已知的元素进行了科学分类，并总结出了重要的规律。
[过渡]这也就是本节课我和同学们共同探讨的课题。
[提问引导]在中学阶段我们不可能对一百多种元素的性质全部来研究，应如何研究？
选哪一部分元素作代表？
[讲述]元素的性质有很多，对于前18种元素的性质，我们将从下面几个方面进行探究。
[投影]对于前18种元素的性质，我们将从下面几个方面进行探究。
1、1-18号元素随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈现出怎样的规律？
2、1-18号元素随着核电荷数的递增，元素原子半径（除稀有气体元素外）呈现出怎样的规律？
3、1-18号元素核电荷数的递增，元素的化学性质（金属性和非金属性）呈现出怎样的规律？
4、1-18号元素随着核电荷数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律？
[投影]探究问题1：1-18号元素随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈现出怎样的规律？
[引导]要解决这个问题我们需要哪些资料？给你这些资料你将如何处理？
[讲解]请一位同学在到前面利用磁性黑板将1~18号元素原子的核外电子排布进行排列，并说出排列依据。
[提问]有不同意见的同学说出自己的排列方式，说出排列依据。
[讲解]刚才同学们看了几种排列方式，你认为最合理的一种是？
[投影]核电荷数为1-18元素的原子结构示意图排列
[讲解]经过分析我们发现，随着元素核电荷数的递增，除1、2号元素外，最外电子层数上的电子数重复出现从1递增8的变化，我们把这种变化称作周期性。
[讲解]请一名同学们试着说一下探究问题1的结论。
[投影]探究问题1的结论：随核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性变化，即：随着核电荷数的递增，最外层电子数重复出现从1个逐渐递增到至8个（达到稳定结构）。
[投影]探究问题2：1-18号元素（除稀有气体元素外）随着核电荷数的递增，元素原子半径呈现出怎样的规律？
[引导]要解决这个问题我们需要哪些资料？
[投影展示]3-9和11-17号元素随着元素原子核电荷数的递增，元素原子半径的数据。
[讲述]请同学们在下面写出探究问题2的结论。
[归纳投影]探究问题2的结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化，即：随着核电荷数的递增，半径重复出现从大逐渐变小。
[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。那么，元素的化学性质是否也有呈现出相应的周期性变化呢？
[投影]探究问题3：1-18号元素（除了稀有气体元素）随着元素原子核电荷数的递增，元素化学性质（金属性和非金属性）呈现出怎样的规律？
[投影讲解]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。
[讲解]今用11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。
[投影]资料卡：
下列性质可用于判断元素金属性的强弱
1、 .该元素的单质与水（或酸）反应置换出氢气越容易，则该元素的金属性越强；反之，越弱。
2、 该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强，则该元素的金属性越强；反之，越弱。
[讲述]根据资料卡提示，利用大屏幕上所给出的试剂和仪器设计实验方案探究钠、镁、铝的金属性强弱顺序？
[投影]试剂和仪器：
钠、镁条、铝片、稀盐酸、蒸馏水、小试管、烧杯、砂纸
[讲述]请同学们在下面讨论一下，一会请同学起来说一下。
[提问]哪位同学说一下的自己的实验方案？
[板书]学生有关的实验方案。
方案1：
方案2：
………
[讲解]分析实验方案x
钠与水的反应我们在教材必修1中，已经做过。今天由我给大家演示一下钠与水的反应。做完演示实验后，同学们在下面分组做镁铝和水的实验。
做分组实验时请同学注意下列问题：
1、每四人一组。
2、银白色比较长的是铝片，比较窄的是镁条。
[教师演示]钠与水的反应
需要的仪器和药品
展示台、培养皿（带玻璃片）、小刀、镊子、滤纸、玻璃片
钠、酚酞、蒸馏水
边提问边操作：钠保存在哪里，如何取出，取出后如何处理？
[讲解]下面请同学们在下面分组做镁铝与水的反应。
[投影]镁铝与操作方法
取两支试管分别加入2ml的蒸馏水，将用砂纸打磨后的一小块镁条和一小块铝片同时投入试管中观察实验现象，并做好记录。
[提问]哪位同学说说一下的实验现象。
请根据实验现象，请试判断钠镁铝金属性强弱顺序。
[讲解]镁铝用冷水无法验证金属性强弱，那么我们应如何验证？
[讲解]下面请同学分组做镁铝与同浓度的盐酸的反应。
[提问]请一名同学说一下实验现象
[投影]实验记录
金属元素的性质
钠
镁
铝
单质与冷水
与酸反应
结论
[讲述]请根据资料卡中的判据2的提示说出一种判断钠镁铝金属性依次减弱的事实？
[投影] 阅读、分析硅、磷、硫、氯的单质及化合物的性质，你可以得到什么结论？请将结论分别写在右边的框中。
项目
元素
14si
15p
16s
17cl
结论
1
单质与氢气的反应
高温下反应
磷蒸汽与氢气能反应
加热反应
光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物的化学式
sih4
ph3
h2o
hcl
2
气态氢化物的稳定性
很不稳定
不稳定
受热分解
稳定
最高价含氧酸
h4sio4
h3po4
h2so4
hclo4
3
最高价含氧酸性
弱酸
中强酸
强酸
酸性更强
[提问]项目1给出元素什么性质？你能获得怎样的结论？
项目2呢？
项目3呢？
[投影]信息提示：
下列性质可用于判断元素非金属性的强弱：
1、该元素单质与氢气生成气态氢化物越容易，该元素的非金属性越强；反之，越弱。
2、该元素气态氢化物的越稳定，则该元素的非金属越强；反之，越弱。
3、该元素的最高价含氧酸的酸性越强，则该元素非金属越强；反之，越弱。
[提问]根据信息提示，结合上表的结论，回答下列问题
元素硅、磷、硫、氯的非金属性强弱顺序？
写出11~17号元素随着核电荷数的递增，金属性和非金属性呈现出的变化规律？
推测如果是3~9号元素，随着核电荷数的递增非金属性和金属性会如何变化？
[问题]请一名同学试着说出探究问题3的结论？
[投影展示]探究问题3的结论：1-18号元素（除稀有气体），随着核电荷数的递增，金属性和非金属性呈现出周期性变化：随着核电荷数的递增，重复出现金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强这个变化。
[投影]探究问题4：1-18号元素（除了稀有气体元素）随着核电荷数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律？
[板书]11na 12mg 13al 14si 15p 16s 17cl
最高正价
最低负价
[提问]请一名同学到黑板上写出11~17号元素的最高正价和最低负价
[提问]请试着总结11~17号元素随着核电荷数的递增，最高正价和最低负价分别呈现出怎样的变化规律？
[提问]再请一名同学试着目前所知道说出3~9号元素的最高正价和最低负价。（氧没有最高正价，氟没有正价）。
[板书] 3li 4be 5b 6c 7n 8o 9f
的主要化合价
注意：氟没有正价，氧没有最高正价
[投影]1~18号元素（除稀有气体元素外）的主要化合价
[要求]请一名同学试着说出问题4的结论
[投影]问题4的结论：随着核电荷数的递增，元素的主要化合也呈现出周期性的变化规律。即：随着核电荷数的递增，最高正价重复出现从+1逐渐递增到+7；最低负价重复出现从-4递变到到-1。
[提问]元素的最高正价和最低负价有什么关系？
[讲述]刚才我们探究的四个方面都称为元素的性质，请同学们用一句话概括本节课的内容？
[投影]元素周期律的定义
[小结]
1、元素性质的四个方面是如何周期性变化的？元素性质的周期性变化的根本原因是什么？
2、本节课我们学过哪些事实可判断金属性和非金属性强弱？
[课堂练习
1、下列说法能够说明氯元素的非金属性比硫元素强的是（ ）
a、 hclo3的酸性比h2so3强
b、 hcl的酸性比h2s强
c、 hcl的稳定性比h2s强
d、 ***与氢气常温下见光爆炸，单质硫与氢气需要不断加热才反应。
2、随着原子序数的递增，下列说法正确的是( )
a、 最外层电子数逐渐增多
b、 原子半径逐渐减小
c、 元素的主要化合价逐渐增加
d、 元素的化合价、原子半径、最外层电子数、金属性和非金属性呈周期性变化
3、下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是（ ）
a、 金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。
b、 koh的碱性比mg（oh)2强
c、金属钾与mgcl2溶液反应可置换出金属镁
d、在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子
一名普通话较好的同学朗读
选一部分元素作代表
1~18号元素作代表
利用1分钟默读
观看、思考
回答：1~18号元素原子的最外层电子排布或者原子结构示意图
回答：
按照的核电荷数的递增，排列起来
其余学生在下面思考，观看
观看
回答
观察思考
学生回答、
其他同学补充
修改记录
思考解决问题的办法
思考 回答
需要它们的半径的大小的数据（需按核电荷数递增的顺序排列）
观察、思考、交流讨论、回答、补充
思考
讨论
学生说实验方案
学生补充
同学观看实验现象
分组实验（每4人一组），
回答
钠的金属性比镁铝的都强，镁铝用冷水无法验证金属性强弱
镁铝与同浓度的盐酸反应
分组实验（每4人一组）
镁条与盐酸剧烈反应放出氢气，铝片与盐酸能反应放出氢气
观看、思考
回答
回答
思考
一名同学回答
随着核电荷数的递增，单质与氢气化合越来越容易
随着核电荷数的递增，气态氢化物越来越稳定
随着核电荷数的递增，最高价含氧酸越来越强
书写
观看修改
随着核电荷数的递增，金属性在逐渐减弱，非金属性在逐渐增强。
回答
其他同学补充
学生书写
回答：随着核电荷数的递增，最高正价从+1递增到+7价；从+4价开始出现了-4价，依次递变至-1价。
学生能回答一部分
回答
其他同学补充
激发学生的学习兴趣
培养学生由局部探究整体规律的思维方法
让学生明确本节课研究目标
培养学生提出问题，解决问题的探究能力
培养学生的分析能力
养学生的概括能力
培养学生提出问题，解决问题的探究能力
培养学生分析问题的能力
归纳总结能力
培养学生提出问题，解决问题的探究能力
培养学生信息提取得能力
培养学生的实验能力
培养观察能力
培养学生的概括能力
培养学生综合分析问题的能力
板书设计
教学后记
教学目标
知识技能：使学生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；认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。
能力培养：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
科学思想：结合元素周期律的学习，使学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。
科学品质：从周期律的导出，培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。
科学方法：结合周期律的推出，使学生初步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、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
重点、难点 元素周期律的实质。
教学过程设计
教师活动
学生活动
设计意图
【引言】我们已经学过了稀有气体、卤族、氧族和碱金属几个元素族的知识，了解到一个族内的元素性质相似，而族与族之间元素的性质不同。同一族内，我们学习了典型元素的性质，就可根据性质的相似性和递变性推知族内其他元素的性质。对已发现的一百多种元素，如果我们能找到它们之间的内在联系和变化规律，对于我们掌握元素化合物的知识以及应用知识解决实际问题都非常有帮助。如何研究元素间的内在联系和变化规律？这就是本节课要研究的内容。
【板书】第三节元素周期律
回忆、再现这几个元素族的知识及其研究方法。
理解：寻找元素间内在联系和变化规律的必要性。
思考：如何找到元素间的内在联系和变化规律。
理解、记录。
做好知识的铺垫。
创设问题情境，激发学生的学习兴趣，从而产生探求知识的欲望。
明确本节研究的内容。
续表
教师活动
学生活动
设计意图
【提问】研究元素及其化合物要从哪里入手？
【评价】同学们掌握得很熟。
【讲解】人们在长期的生产斗争和科学实验中已经认识到，事物变化的根本原因在于事物的内部，因此研究元素间的相互联系及其变化规律也必须从研究原子的结构入手。为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种序号叫作该元素的原子序数。
【设问】氢是第一号，氦是第二号，原子序数与核电荷数有什么样的关系？
【设问】用什么样的化学用语能表示原子的结构？
【练习】请同学们画出前18号元素的原子结构示意图，请三位同学分别在黑板上画出1～2、3～10、11～18号元素的原子结构示意图。
【提问】通过1～18号元素的原子结构示意图，请同学们分析原子的核外电子层数、最外层电子数的变化规律。
【设问】如果我们对18号以后的元素继续研究下去，同样可以发现这样的规律。我们应如何表述元素最外层电子排布的变化及其规律呢？
【归纳】随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
联系所学元素化合物的知识，思考回答：从结构入手。
倾听、理解事物变化的根本原因在于事物的内部。
理解原子序数的概念。
思考回答：原子序数与该原子的核电荷数相等。
思考，回答：原子结构示意图。
三位同学到黑板上板演，其他同学在笔记本上写。
分析讨论、互相补充后得出结论：原子序数从1～2的元素，即从氢到氦，有一个电子层，电子由1个增到2个，达到了稳定结构。从8～10号的元素，即从锂到氖，有两个电子层，最外层电子从1个递增到8个，达到了稳定结构。从11～18号的元素，即从钠到氩，有三个电子层，最外层电子也从1个递增到8个，达到稳定结构。
理解，组织语言：每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子数从1个递增到8个（he除外）的情况。
理解核外电子排布的周期性。
通过回忆，架起探求知识的桥梁。
提高学习积极性。
引导学生从事物的内部寻找变化的根源。
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。
培养学生正确使用化学用语的能力。
培养学生分析、处理数据过程中的抽象概括的能力。
培养学生从个别到一般的抽象归纳的能力。
加深对规律的理解。
续表
教师活动
学生活动
设计意图
【板书】
一、核外电子排布的周期性
【组织讨论】根据原子最外层电子排布的周期性，将原子序数为1～18的元素排列成表格。
【继续讨论】两种编排结果似乎都有些道理，究竟哪一种更合理呢？
【评价】这些同学思考得很深入，能够考虑到稀有气体结构的稳定性和元素性质相似两方面的原因，这是值得大家学习的。
【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。
【评价】课本高度概括了原子半径的递变规律。他说的“不考虑稀有气体元素”是因为测定稀有气体元素原子半径的根据与其他元素不同。
【讲解】若把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，将会发现，随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。请同学们看课本图5-5，分析碱金属等族元素的原子半径的周期性变化。
【板书】
二、原子半径的周期性变化
理解、记录。
讨论、尝试，主要排出以下两种形式：一种he在be的上面、另一种he在ne的上面。
讨论、分析两种表格的优缺点，各抒己见、形成共识：第二种更好一些，因为he最外层电子数（2个）与ne最外层电子数（8个）均达到稳定结构，都是稀有气体元素。
倾听，思考。
边阅读边思考，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。
理解：稀有气体元素原子半径跟邻近非金属元素相比显得特别大的原因。
看图、分析原子半径的递变情况：同一横行从左（碱金属元素）到右（卤素元素），原子半径由大到小（不包括稀有气体元素的原子）；同一纵行从上到下原子半径由小逐渐变大。
理解、记录。
激发学生的学习兴趣、培养学生的创造性思维。
在争论中去伪存真、提高认识。
及时鼓励学生畅所欲言，形成探求知识的活跃氛围。
提高学生的阅读能力；培养学生从大量数据中提炼、归纳的能力。
解释稀有气体原子半径的特殊性。
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。
续表
教师活动
学生活动
设计意图
【提问】从原子的结构上考虑，原子半径受哪些因素制约？随原子序数的递增，原子半径为何出现这种周期性变化？
【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）
【指导阅读】请同学们看课本表5-3，研究一下元素主要化合价的变化情况，怎样去描述？
【评价】叙述得很清楚。
【讲解】如果研究18号元素以后的元素主要化合价，同样可以看到与前面18种元素相似的变化。即元素的化合价随原子序数的递增而起着周期性的变化。
【板书】三、元素主要化合价的周期性变化
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。
倾听、理解影响原子半径的因素。
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。
理解元素主要化合价的递变规律。
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。
训练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。
续表
教师活动
学生活动
设计意图
【设问】元素的化合价与其原子结构有怎样的关系？
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。
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。
【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？
【评价】很好。
【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。
【板书】元素周期律的内容
【提问】是什么因素直接决定原子半径、元素化合价等元素性质的变化呢？即元素的性质是由什么决定的？
【讲解】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。这就是元素周期律的实质。
【板书】元素周期律的实质
【投影】课堂练习
巩固、整理所学的知识，将其条理化。
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。
思考、概括：元素的性质呈周期性的变化。
理解元素周期律的意义。
理解、记录。
思考、回答：结构。即元素原子的核外电子排布的周期性变化引起的。
理解周期律的实质。
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。
培养学生透过现象看本质的能力，使学生加深和巩固对原子结构理论的认识。
续表
教师活动
学生活动
设计意图
1.填空
从na到cl，它们的原子核外电子层数均为____层，但随着核电荷数的增加，核对最外层电子的吸引力依次____，因此，从na到cl原子半径越来越______。
理解并掌握原子半径的递变规律及变化的原因。
通过练习，加深对元素周期律的理解、消化，促进知识的落实。
2.下列递变情况不正确的是（ ）。
（a）na、mg、al最外层电子数依次增多
（b）p、s、cl最高正价依次升高
（c）c、n、o原子半径依次增大
（d）na、k、rb原子半径依次减小
【作业】1.课本第132页1～3题；2.预习本章第四节
理解并掌握元素原子核外电子排布、元素主要化合价、原子半径的递变规律。
【随堂检测】
1.元素性质呈周期性变化的根本原因是____
2.从na到cl，原子半径最大的金属元素是____，原子半径最小的非金属元素是____。
3.在1～18号元素中，如某元素气态氢化物为hnr，其最高价氧化物水化物分子中含m个氧原子，则其最高价氧化物水化物化学式为____。
考查元素性质呈周期性变化的规律及其根本原因。根据检测结果，教师可以有目的地改进教学方法。
板书：
第三节 元素周期律
一、核外电子排布的周期性
二、原子半径的周期性变化
三、元素主要化合价的周期性变化
小结：元素周期律的内容 元素性质随着元素原子序数的递 增而呈周期性的变化。
元素周期律的实质 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。
课堂练习参考答案：
1.三；增大；小 2.（c）（d）
随堂检测答案：
1.元素原子的核外电子排布的周期性变化
2.na；cl
3.h2m+n-8rom
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***分别与氢气反应的剧烈程度如何？能说明硫和***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
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
说课我说课的课题是《元素周期律》。
一、教材分析：
教材的低位和作用，本节内容选自人教版化学2《必修》第一章《物质结构元素周期律》第二节，本节教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，既有利于学生从本质上认识元素周期律又有利于巩固原子结构的知识。将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期表是元素周期律具体表现形式，增强学生对元素周期律学习的探究性。本节教学内容属于基础理论的教学，在学生了解了钠镁铝铁等元素及其化合物，以及卤素知识，原子结构的理论知识等基础上，引导学生探究元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质，通过本节内容的学习，既能巩固原子结构的知识，又能巩固元素周期表的教学，通过本节内容的学习，可以促使学生对以前学过的知识进行概括、总结，实现由感性认识上升到理性认识；同时也能使学生以此为理论指导，来探究以后将要学习的化学知识。
二、教学目标：
知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。
三、本节教学难点与重点元素周期表和元素周期律的意义
【课标要求】
知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。
情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。
【教学重点】元素周期表和元素周期律的意义
【教学方法】讨论、比较、归纳。
【教学过程设计】
【复习导入】
1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；
2、听写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。
课件(课件出示1——18号元素原子结构示意图)
[思考与交流]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化？
[归纳与整理]
板书二、元素周期律
课件(随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性)
原子序数 电子层数 最外层电子数
1～2 1 1～2
3～10 2 1～8
11～18 3 1～8
结论1：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。
讲述从上表可以看出：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)现象，我们称之为周期性。这就如同我们一年四季更替及每天都是24小时一样。因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。因此可以得出如下结论：
板书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。