元素周期律

元素周期律（精选11篇）

元素周期律 篇1

　　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

元素周期律 篇2

　　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3

　　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