元素周期律十篇

元素周期律篇1

【关键词】元素周期律；变化规律；学习方法

在中学化学中，元素周期律对于我们掌握元素化合物知识具有重要作用，因此掌握元素周期律对于我们的学习具有很大的帮助，下面我们以第三周期的元素为例，将其性质变化情况进行列表和概括：

一、切实把握重点，重视元素周期律的体现形式

元素周期律是元素性质在周期表中体现的变化规律，主要体现在核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化和元素化合价的周期性变化，我们在学习时，一定要注意将其进行有机结合，对其进行相互渗透，从结构决定性质这一角度深入学习。

1.原子电子排布的变化规律——由原子结构知识可知：原子的最外层电子数不可能多于8个，因此：对同一周期中的主族元素来说，各元素的原子具有相同的电子层数，但具有不同的最外层电子数；在同一主族中，从上到下最外层电子数相同，但电子层数依次增多。第一周期只有氢元素一种主族元素，最外层有一个电子。

2.原子半径的变化规律——原子半径的大小与元素原子的电子层数和原子核对外层电子吸引能力有关，我们对原子半径的比较，一般分为同周期元素和同主族元素来进行。

⑴同周期元素的电子层数相同，但从左到右，核电荷数增大，对外层电子的吸引能力增强，原子半径逐渐减小。对同周期元素对应的离子半径进行比较时，一定要注意阴离子和阳离子的区别，因为同周期元素的阳离子电子层数比阴离子电子层数少，故阳离子半径一定小于阴离子半径。

⑵同主族元素从上到下，电子层数逐渐增多，从而使同主族元素的原子半径从上到下，逐渐增大。对同周期元素对应的离子半径进行比较时，离子半径从上到下也是依次增大。

3.主要化合价的变化规律——元素的化合价与最外层电子数有关，因此在同一主族中，各元素的最高价态相同，在同一周期中，元素的主要化合价呈现规律性的变化。

⑴同周期元素从左到右，最外层电子数从1个增加到7个（第一周期除外），但最外层为8个（或2个）电子的稀有气体性质稳定，一般不与其他物质反应，化合价常表现为0价。其余元素的最高正化合价等于原子的最外层电子数（F、O除外）。

⑵同周期元素最左面的几种元素一般为金属（第一周期除外），因为金属不表现出负价。所以同周期元素的负价从第ⅣA族出现，从左到右：依次从-4到-1。

4.元素的金属性、非金属递变规律——金属性非金属性的强弱比较一直是各级命题的热点，在一定程度上，我们可以将元素的金属性和非金属性与单质的氧化性、还原性进行对比学习；金属性一般就是指金属原子失去电子的能力，也就是单质的还原性；非金属性指的是非金属原子得电子的能力。元素原子最外层电子的得失与原子核对电子的吸引能力及电子数目的多少有关。

⑴同周期元素自左而右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强。

⑵同主族元素自上而下，元素的原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，造成金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

二、培养解题能力，关注元素周期律的应用

学以致用是我们学生学习的目的和学习状况的重要检测，因此我们必须在掌握基础知识的基础上，能够对知识进行灵活运用，并顺利解析各种习题，在各级考试中，有关元素周期律知识的应用的考查很多，但是大多与元素周期表知识一起进行考查，我们在解题时要注意灵活掌握。比如:1.利用元素周期律知识结合元素周期表的结构，或者根据元素化合价、金属性非金属性的强弱可以推断出各元素原子的结构和所具备的性质；2.利用元素周期律知识，可以进行各种微粒半径的大小比较，对于具有相同电子层排布结构的各种微粒来说，核电荷数越大，半径越小；3.利用元素周期律和元素周期表知识，可以进行元素金属性、非金属性的强弱比较。

在学习元素周期律时，掌握一些规律性的问题，对于我们培养解题技巧、节约解题时间有很大的帮助。比如我们掌握主族元素主要化合价的特点，可以快速推出元素名称及其在周期表中的位置：1.主族元素的最高正价=族序数=主族元素原子的最外层电子数；2.主族元素的最高正价与最低负价的绝对值之和为8，最高正价与最低负价的绝对值之差为0、2、4、6的元素分别是IVA、VA、VIA、VIIA族元素；3.金属元素无负价，也不能形成简单的阴离子；4.非金属元素除氢外，均不能形成简单的阳离子，h元素既可以形成简单的阳离子，又能形成简单的阴离子。

元素周期律知识的命题空间很大，是高考的常考内容，整体来看，该类题的难度不大，考查时常以元素及其化合物知识为载体，这要求我们在学习时，必须联系元素化合物知识，去运用元素周期律进行解题，做到理论联系实际，掌握基础知识，提高解题技能。

【参考文献】

[1]李东慈.元素周期律和元素周期表.创新教育2010.09

[2]张海梅.漫谈元素周期律.课堂教学前线2011.03

元素周期律篇2

一、设计思路

《元素周期律》是人教版化学2（必修）第一章《物质结构元素周期律》第二节内容。本课时涉及内容主要是原子核外电子排布、原子半径、化合价以及化学性质随原子序数的递增而呈现周期性变化。教学围绕“收获者”即学生为中心展开，体现“以学生为主体，教师为主导”的教学理念。给学生足够的时间和空间，让学生亲历科学探究过程，从而实现自主学习、合作学习和探究学习。

二、教学过程

环节一：提出问题引入新课

【设问】元素周期表美不美？

【预设】（1）美：美在颜色清新、结构齐整、包涵了100多种元素……

（2）不美：元素种类太多，形状怪异，难记忆，难理解……

【教学策略】开门见山，激发学生学习兴趣，让学生初步感受元素周期表的外在美，形成感性认识。

【教师评价】每位同学的关注角度各不相同，有的关注的是外在，有的已经开始关注元素周期表的内在。

【过渡】那我们本节课就一起去探索发现元素周期表的内在美。

环节二：探究原子结构、化合价的周期性变化

【科学探究】让学生完成课本科学探究部分对应的表格，尝试分析1―18号元素的原子结构示意图、原子半径以及化合价存在怎样的变化规律，引导学生讨论、交流找出对应的规律性或异常性结论。

【学生活动】自主填表、自动形成学习小组、讨论交流。

【预设】学生汇报结果：

（1）规律性：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布、原子半径、化合价呈现周期性变化；

（2）异常性：有的元素没有正价，有的元素没有负价，有的元素最高正价为+7价；

【教师评价】评价学生在表述中的优点和不足，明确结论，纠正错误。

【投影展示】元素对应的原子比例模型、原子半径数据折线图。

【教学策略】帮助学生从图形、图像中更直接的发现这种周期性变化。

【过渡】根据元素的原子在结构上存在着周期性变化，那么在化学性质上又呈现怎样的变化规律呢？

环节三：根据原子结构的递变规律推测元素的性质变化（以第三周期为例）

【设问】以第三周期为例，研究元素性质的递变规律，应该选择怎样的研究方法，如何设计实验方案来验证？

【学生活动】讨论交流。

【预设】学生汇报讨论结果：

（1）用“分段”的方法，将其分成金属和非金属分别研究；

（2）设计实验：

验证金属性：金属与水或酸反应的剧烈程度以及生成的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；与氧气加热（或点燃）反应的剧烈程度；

【学生活动】分小组自选试验试剂，进行验证实验。将观察的实验现象和反应方程式填入表格。

两组试验：

（1）镁、铝与水的反应；

（2）镁、铝与稀盐酸或稀硫酸的反应。

【预设】学生汇报讨论结果：

（1）实验现象及反应方程式；

（2）对比三种金属单质的反应现象、生成物的碱性强弱，得出对应的金属性在逐渐减弱。

【教师评价】评价实验过程中的优点和不足，明确结论，纠正错误。

【过渡】那非金属性又是怎样变化，从哪些方面进行判断？

【学生活动】阅读并讨论

【预设】学生汇报讨论结果：根据非金属单质与氢气化合的难易程度、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，可以得出非金属性在逐渐增强。

【归纳】同周期元素随原子序数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。其他周期也有类似的性质。元素的化学性质随原子序数的递增呈现周期性变化。

综上所述，元素的性质随原子序数的递增呈现周期性变化，这就是元素周期律。

环节四：总结提升，再看周期表的美。

【设问】元素周期律的实质是什么？通过本节课的学习，又发现了元素周期表的哪些美？

【预设】学生汇报讨论结果：

（1）结构决定性质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子周期性变化的必然结果。

（2）新发现的周期表的美：规律美、递变美、未知美……

【教师评价】评价学生的结论和观点，提出教师自己的观点：元素性质的过渡之美、周期性变化周而复始的固定之美、从量变到质变的哲学之美。

三、教学反思

元素周期律篇3

通过分析近四年高考题，元素周期律的题型主要为选择题，基本模式为“推断元素种类――推断元素性质递变规律”，因此同学们除了梳理元素性质递变规律的核心内容外，还要学会如何利用题干信息，快速推断元素的种类。

一、元素周期律的核心内容

元素周期律是元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的规律，本质上是核外电子排布的周期性变化。在主族元素中，周期数和电子层数相同，最外层电子数和族序数相同，因此元素的位置、结构、性质是相互联系的，其核心内容如下：

1. 同周期元素，电子层数相同，从左往右核电核数增多，质子对核外电子的吸引力增大，半径减小金属失电子能力（金属性）减弱，非金属得电子能力（非金属性）增强。

2. 同主族元素，从上往下电子层数递增，半径增大金属失电子能力（金属性）增强，非金属得电子（非金属性）能力减弱。

3. 元素的“综合素质高”：（1）金属性越强，与水（酸）反应越激烈，置换能力越强，最高价氧化物的水化物碱性越强；（2）非金属性越强，与H2反应越容易，氢化物越稳定，置换能力越强，最高价氧化物水化物的酸性越强。

二、 推断未知元素的题型与方法

对未知元素的推断，基本都是利用“位置――结构――性质”的关系进行定位，主要有以下三种题型。

1. 通过文字描述，推断未知元素

【例1】（2011・广东化学22）短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态氢化物的水溶液呈碱性，乙位于第VA族，甲和丙同主族，丁的最外层电子数和电子层数相等，则（ ）

A. 原子半径：丙>丁>乙

B. 单质的还原性：丁>丙>甲

C. 甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物

D. 乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应

分析： 通过文字信息可知，甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态氢化物的水溶液呈碱性，乙位于第VA族，可推知甲为氢元素，乙为氮元素，甲和丙同主族，可知丙为钠元素，丁的最外层电子数和电子层数相等，可知丁为铝元素。由元素周期律可知，同周期原子半径从左往右逐渐变小，同主族元素原子半径从上往下逐渐增大，可知丙（钠）>丁（铝）>乙（氮），A正确；单质还原性，钠强于铝，B错误；钠的氧化物为离子化合物，C错误；硝酸、氢氧化钠、氢氧化铝能相互反应，D正确。

这类题目，重点在于推断元素，在推知元素的基础上，结合元素周期律原子结构、元素性质、化合物的性质的递变规律，通常能较为轻松地解决。但如何快速的推断呢？同学们除了要熟知1～20号元素以外，同时应了解1～20元素的常见特殊性质，以便快速找到解题突破口：

（1）位置的特殊性：周期数=主族序数的元素有H、Be、Al；

（2）化合价的特殊性：O、F没有最高正价，短周期中只有铝能形成+3价简单离子，H、C、Si最高正价和最低负价之和为0；

（3）半径的特殊性：短周期主族元素中，H半径最小，Na半径最大。

（4）颜色特殊性：Cl2为短周期元素中唯一黄绿色气体单质，S为短周期元素中唯一淡黄色固体单质；

（5）性质及应用的特殊性：短周期中Na、F分别为最强的金属和非金属，CO2是温室气体、氮硫的氧化物能形成酸雨、NH3是常见碱性氢化物，铵盐是常见的由非金属形成的离子化合物，Al、Al2O3、Al（OH）3具有两性，硅是重要半导体材料，氯能用于作为漂白剂，HClO4是最强无机酸。

以上几点只是比较常见的特殊性质，也由此可见，元素周期律是以元素化合物的性质作为基础的，在复习过程中应有意识地利用元素周期律，梳理元素化合物的性质。

2. 通过元素周期表的片段，推断未知元素。

【例2】（2013・广东化学，22）元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如下表所示， 其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是（ ）

A. 非金属性：Z

B. R与Q的电子数相差26

C. 气态氢化物稳定性：R

D. 最高价氧化物的水化物的酸性：T>Q

分析： 由R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸，可知R为F，由周期表的相对位置可以确定X为S、T为Cl、Z为Ar、Q为Br。非金属性氯强于硫，A错误；R的（原子序数）电子数为9，Q的（原子序数）电子数为35，35―9=26，B正确；F、Cl、Br三种元素位于同主族，同主族元素从上到下非金属性依次减弱，氢化物的稳定性依次减弱，最高价氧化物对应水化物酸性减弱，C错误、D正确。

【例3】（2010・广东化学，10）短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如右表所示：下面判断正确的是（ ）

A. 原子半径： 丙

B .金属性：甲>丙

C. 氢氧化物碱性：丙>丁>戊

D. 最外层电子数：甲>乙

分析： 由周期表1～3周期特征可知，第一周期有左右两个角（氢和氦），而上表不符合第一周期的特征，因此可快速判断该片段处于第二、第三周期。再推断C为正确选项。

这类题型主要考查同学们对元素周期表的掌握程度，目前的长式周期中有以下几个特征：

（1）1～7周期的元素数目分别2、8、8、18、18、32、26；

（2）18个纵行，1～7纵行，11～17纵行，呈现主族副族交替，纵行序数的个位数和主族或副族序数相同。8、9、10纵行为第VIII族，18纵行为0族；

（3）112号元素位于第7周期，第IIB族，“2”和“II”对应，可推断第七周期后续元素的序号个位数和族序号相同，例如114号元素应位于第7周期，IVA族；

（4）第一周期有左右两个角，左角为氢，右角为氦。

同学们应熟记以上规律，才能快速分析周期表片段所在的位置，确定元素种类。

3. 通过半径、化合价的数据推断未知元素。

【例5】（2012・广东化学，22）下图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是（ ）

A. 原子半径：Z>Y>X

B. 气态氢化物的稳定性：R>W

C. WX3和水反应形成的化合物是离子化合物

D. Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应

分析： 由图可知：X为O，Y为Na，Z为Al，W为S，R为Cl。A、应该是Y>Z>X。C、硫酸为共价化合物，正确答案为BD。

这类题型的突破口是通过元素的最高正价或最低负价确定元素的主族序数，再通过同主族元素的半径大小判断元素所处的周期，达到确定元素种类的目的，再推断性质的规律。

可见，同学们应熟知元素周期律的核心内容，并掌握元素推断的方法，才能轻松驾驭元素周期律的题目。元素周期律的内容虽然在高考中的比例不高，但却是学好化学的重要工具，它能帮助同学们将必修一学过的钠、铝、铁及硅、氯、硫等孤立的知识点，通过同周期、周主族性质的递变规律，形成知识网络，同时通过这些元素及其典型化合物的性质，去推断和认识其它未元素的性质；因此在复习过程中，应注重这方面的训练，才能更好地理解和应用元素周期律。

元素周期律篇4

元素周期律与元素周期表内容丰富，规律性强，因此命题的空间极为广阔.预测今后高考中可能以短周期元素（或前20号元素）命题来考查同一周期、同一主族内元素性质（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.元素“构”、“位”、“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算相结合.

考点一原子构成和核外电子排布

例1（2011年天津）以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是

A.第ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子

B.同周期元素（除0族元素外）从左到右，原子半径逐渐减小

C.第ⅦA元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强

D.同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低

解析质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素，即137Cs和133Cs的质子数相同，137和133表示二者的质量数，因此A不正确；同周期元素（除0族元素外）从左到右，随着核电荷数的逐渐增多，原子核对外层电子对吸引力逐渐增强，因此原子半径逐渐减小，B正确；同主族元素从上到下，随着核电荷数的逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子对吸引力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱，因此第ⅦA元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐减弱，C不正确；同主族元素从上到下，单质的熔点有的逐渐降低，例如ⅠA，而有的逐渐升高，例如ⅦA，所以选项也D不正确.

答案B

例2（2011年重庆）用于金属焊接的某种焊条，其药皮由大理石、水泥、硅铁等配制而成.

（1）Al的原子结构示意图为；Al与NaOH溶液反应的离子方程式为.

（2）30Si的原子的中子数为；SiO2晶体类型为.

（3）Al3+与Yn―的电子数相同，Y所在族的各元素的氢化物的水溶液均显酸性，则该族氢化物中沸点最低的是.

（4）焊接过程中，药皮在高温下产生了熔渣和使金属不被氧化的气体，该气体是.

（5）经处理后的熔渣36.0 g（仅含Fe2O3、c（Mg2+）=5.6×10―6

无剩余，D选项错误，生成0.05 mol Mg（OH）2，余0.005 mol OH―，

元素周期律篇5

关键词：发现学习 化学课堂 教学设计

高效课堂是实施创新教育，培养和造就创造型人才的主渠道。尤其是在新课程改革的背景下，作为新课程的实施者，我们应该改变传统教学观念和教学模式，重视指导学生形成良好的学习策略，拓宽学生研究性学习的渠道，努力为学生主动发展提供条件。笔者在近年来的教学实践中，对“发现学习”化学教学模式做了一些初步探索，现对这一教学模式及其应用加以阐述，并谈谈自己的几点体会。

一、“发现学习”化学教学模式

1.1“发现学习”理论的特点

美国著名认知派心理学家、教育家布鲁纳在 20 世纪 60 年代针对传统教学的“仓库理论”，从认知心理学出发完善了“发现学习”理论。他强调学生的学习应该是主动参与、主动发现的过程，而不是被动地接受知识。“发现学习”理论有以下四个基本特点：

（1）强调内在动机。“发现学习”有利于激发学生的好奇心和求知欲。好奇心是学生学习的内在动机的原型，它使学生有一种求得才能的驱动力，能够提高学生的学习兴趣和学习的主动性、积极性，因而有利于学习效率的提高。

（2）强调直觉思维。科学研究表明，直觉思维对科学发现极为重要。直觉思维不同于逻辑思维，它采用跃进、越级和走捷径的方式进行直觉判断或产生顿悟（即灵感），且往往是借助于现象、形象和图形。直觉思维是创造性思维的重要形式，是创造型人才的一种基本素质。

（3）强调学习过程。在教学过程中学生是一个积极的探究者，教师的作用是创设适合学生探究的情境，而不是提供现成的知识和结论。

（4）强调对信息的提取。人类记忆的首要问题不是储存信息而是提取有效信息，而提取有效信息的关键在于如何组织信息。

1.2“发现学习”化学教学模式结构

依据“发现学习”理论和化学学科的以上特点，“发现学习”化学教学模式可设计如下：

二、“发现学习”化学教学模式的构建

下面是教学“元素周期律”一节课具体应用这一教学模式的实例。

2.1 创设情境 激发动机

多媒体展示：课题名称――元素周期律

教师：“这节课我们学习化学中一条重要的规律――元素周期律。元素周期律是谁发现的知道吗？”

多媒体展示：门捷列夫头像和名言“什么是天才？一生努力便成天才！”

教师：“元素周期律是俄国伟大的科学家门捷列夫发现的。元素周期律的发现结束了无机化学的混乱状态，为我们学习元素的性质提供了正确的途径和方法。今天，我请同学们当一次小门捷列夫，自己去发现元素周期律。同学们有没有兴趣和信心？”

学生：“有！”课堂气氛顿时活跃起来，学生对“发现”元素周期律产生了浓厚的兴趣，这对下一步学生主动去发现元素周期律提供了内在动力。

2.2 学生主动探索发现

2.2.1 发现目标之一：核外电子排布的周期性变化

a.多媒体展示：研究对象 1～18 号元素

b.人机信息交换：1～18 号元素的原子结构示意图

c.学生观察分析：1～2 号，3～10 号，11～18 号元素核外电子排布规律――最外层电子数“18稳定结构”重复出现

d.教师引导讨论：“原子核外电子排布的这种变化象日历中星期日星期六重复出现一样，象这种周而复始的变化可叫做什么？”

学生：“周期性变化！”

f.学生归纳：随着原子序数的递增，核外电子排布呈周期性变化。

2.2.2 发现目标之二：元素主要化合价的周期性变化

a.多媒体展示：1～2 号，3～10 号，11～18 号元素的主要化合价

b.学生观察分析：元素化合价的变化规律――

c.教师引导讨论：元素化合价周期性变化的原因――元素原子最外层电子排布的周期性变化

d.学生归纳：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性变化

2.2.3 发现目标之三：元素原子半径的周期性变化

a.多媒体展示：1～2 号，3～10 号，11～18 号元素模拟原子图像

b.学生观察分析：原子半径的变化规律――原子半径大小重复出现

c.学生归纳：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈周期性变化。为了调节学生的学氛围，安排如下小插曲。多媒体展示：“真棒！继续努力！”同时播放一小段轻松愉快的音乐

2.2.4 发现目标之四：元素的金属性与非金属性的周期性变化

a.学生分组实验：金属性 Na>Mg>Al

b.学生分析讨论：非金属性 Si

c.生归纳：Na～Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

d.引导分析：Na～Cl 金属性、非金属性变化的原因――原子结构

e.学生推理：Li～F 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

f.学生归纳：随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈周期性变化。引导学生得出结论：元素周期律及其实质：

2.3 巩固拓展 迁移创新

巩固练习：设计一张由 1～18 号元素组成的小元素周期表。学生纷纷动脑，动手，各显其能，设计了各种形式的元素周期表。最后通过评比表扬了“门捷列夫小元素周期表”和富有创意的“环形元素周期表”。通过练习实践，不仅巩固了新知识，还培养了学生的创新精神创新能力。

三、教学反思

3.1 “发现学习”教学模式的优点

（1）有利于发挥学生在学习过程中的主体作用；

（2）能激发学生的学习热情；

（3）学习知识比较牢固、便于迁移；

（4）有利于发展学生的能力、学习科学方法、培养科学态度。

3.2 “发现学习”也有其不足

（1）不经济、耗时；

（2）由于是对未知事物的探索发现，这种教学有相当大的难度；

（3）教师的主导作用难以发挥；

（4）此种模式重过程而不重结果（差生很难得出结果），造成学生知识不系统。

元素周期律篇6

关键词：元素性质；原子结构；元素周期律的教学

文章编号：1005－6629(2013)7－0078－02

中图分类号：G633.8

文献标识码：B

1　问题的提出

现行人教版高中化学教材中关于元素周期律的表述是：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化(以下简称中学元素周期律)。北师大等校所编的无机化学教材中关于元素周期律的表述是：随着核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变(以下简称大学元素周期律)。这类元素周期律的表述中都说的是“元素的性质”或“元素性质”呈周期性的变化。在实际教学中，每当有学生提出“什么是元素的性质”的疑问时，很少有教师能准确地说明元素性质的含义。究竟什么是元素的性质呢?由于一般的大、中学化学教材都没有对“元素的性质”进行专门的阐释，这就使得该问题成了一个常见而又难以准确回答的问题。为此，笔者特就此疑问探析如下。

2　元素性质含义的探析

在高中化学教材中，元素周期律的概念是在探讨了原子核外的电子排布、原子半径、化合价、金属和非金属的活泼性、元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性、非金属元素氢化物的稳定性之后给出的。由教材上的这种编排次序可见，元素的性质好像就是教材上罗列的这些内容，有些教师也就在教学中把这些内容当成了元素的性质在教学。在北师大等校所编的无机化学教材中，元素的性质是用原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等“原子参数”进行分析说明的。笔者认为，原子的核外电子排布、原子半径不属于性质的范畴，属于结构的范畴；电离能、电子亲和能、电负性、化合价、金属和非金属的活泼性、元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性、非金属元素氢化物的稳定性等性质都属于元素的性质。由此可见，各类教材上都给出了部分元素的性质，但都没有明确说明元素性质的含义，这就使得教师在教学中难以准确地阐释元素的性质。实际上，元素性质的含义是比较丰富的，上述提到的性质只是元素性质的一部分。这就是说，用简单罗列的方法是难以准确说明元素性质的含义的，我们该如何全面准确而又概括性地说明元素性质的含义呢?

元素的定义是“具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子的总称”。由此定义来看，元素的性质首先是原子的性质，原子的性质包括电离能、电子亲和能、电负性等等。在通常情况下，只有稀有气体元素的原子能够单个稳定地存在，其他元素的单个原子必须在特定的条件下才能够产生，这些元素的原子一般都稳定地存在于单质和化合物中。从这个角度来说，元素的性质又包括相应单质和化合物的性质，单质的性质如金属或非金属的活泼性、蒸发热、熔沸点，化合物的性质如最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等等，这些性质都是元素的性质。

由此看来，元素的性质包括原子的性质、单质的性质及化合物的性质。元素的性质随着原子序数的递增呈现的周期性变化指的是元素原子的性质、相应单质的性质及化合物的性质都呈周期性变化。

3　元素周期律的教学

明确了元素性质的含义，我们就要根据元素性质的含义重新整合并充实教材内容，并在此基础上设计展开元素周期律的教学。

在现行中学化学教材中所探讨的一系列呈周期性变化的知识点中，原子核外的电子排布和原子半径属于结构的范畴，化合价属于原子的性质，金属和非金属的活泼性属于单质的性质，元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性、非金属元素氢化物的稳定性属于化合物的性质。相比较而言，原子的性质比较单薄，可在电离能、电子亲和能、电负性等性质中选择一到两个性质进行充实。

明确了教材中各知识点的所属范畴之后，我们就可以按照原子结构的周期性变化和元素性质的周期性变化展开元素周期律的教学，元素性质的周期性变化又可以划分为原子的性质、单质的性质、化合物的性质分别展开。当学生明确了原子结构和元素性质的周期性变化之后，再进一步探讨原子结构的周期性变化与元素性质周期性变化的关系，最后得出元素周期律的概念。

元素周期律篇7

关键词:教学 反思 化学

美国的心理学家波斯纳指出教师的成长=经验+反思。反思可以使存在的问题得到整改,发现的问题及时探究,积累的经验升华为理论。通过教学反思可使教师的教学工作不再是简单的循环或重复,而是在不断提高和升华。教师在反思中学习,在反思中探索,在反思中改变自我,这样教师的教学能力可在教学反思中不断地提高,并形成自己的教学思想和风格。目前新课程正在全疆蓬勃进行,新课程非常强调教师的教学反思,通过一年来在新课程改革中的实践,我按教学的进程,教学反思分为教学前、教学中、教学后三个阶段。就教学反思以“元素周期律”为例谈些自己的看法。

一、做好教学前的前瞻性反思,提高教学分析能力

教学前的反思应具有前瞻性,使教学成为一种自觉的实践并有效地提高教师的教学预测和分析能力。在以往的教学经验中,教师大多关注教学后的反思,忽视或不做教学前的反思。教师在教学前对自己的教案及设计思路进行反思,不仅是教师对自己教学设计的再次查漏补缺、吸收和内化的过程,更是教师关注学生,体现教学“以生为本”这一理念的过程。本节课属于化学基本理论,缺少直观、形象的实验,比较枯燥。根据化学新课程基本理念,结合本节课课程特点,本节课的教学设想为:在教学过程中,充分利用教材资源和网络资源,组织学生开展交流、讨论,增强互动,避免枯燥的讲授;利用教材中提供的原子半径、元素化合价等数据,让学生进行活动探究对数据进行分析处理,发现元素周期律,让学生亲身经历科学探究的过程;课堂中又通过“动手”“动脑”“动口”等师生互动的方法来完成教与学的任务,达成教与学的目标。若能经过这种教学前的反思,那么形成的教学方案一定是具有个性化的,也能收到理想的教学效果。

元素周期律这节课三维目标方面有这样的设想,在知识与技能方面: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的结果,从而理解元素周期律的实质。在过程与方法方面:通过元素周期律的推出及其应用,初步培养学生抽象归纳以及演绎推理的能力;结合元素周期律的推出,使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律,透过现象看本质等科学抽象的方法。在情感态度与价值观方面: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。教学重难点是认识元素周期律及其实质。

二、及时抓好教学中的调控性反思,提高课堂调控能力

调控性反思就是及时、自觉地在行动过程中反思。课堂教学的对象是活泼可爱的学生,因此在课堂教学实践中,教师要有较强的应变能力并时刻关注学生的学习过程,关注所使用的方法和手段以及达到的效果,捕捉教学中的灵感,及时调整设计思路和方法,使课堂教学效果达到最佳。这就需要教师能及时地反思自己的教学行为,调整教学策略。本节课中,在完成活动探究的表格内容后,要求学生对表中的各项内容进行比较、分析寻找其中的规律。这个环节是为了培养学生抽象归纳以及演绎推理的能力,需要学生开放思维,积极应对。但是刚开始学生反应并不积极并且思维仅局限于对1-18号元素的原子最外层电子数、原子半径、元素的主要化合价的变化规律。针对这种情况,教师及时调整了教学策略,不停的启发和引导,让学生分组讨论充分交流,使学生充分挖掘表中各种数据所表现出来的规律,发挥学生的主体作用,收到了不错的效果。

三、 进行教学后的批判性反思,提高教师评价能力

教学后的反思――有批判地在行动结束后进行反思,这种反思能使教学经验理论化。在课堂教学实践后及时反思,不仅能使教师直观、具体地总结教学中的长处,发现问题,找出原因及解决问题的办法,再次研究教材和学生、优化教学方法和手段,丰富自己的教学经验;而且将实践经验系统化、理论化的过程,有利于教师找出问题的症结,探索出改进的方法,不断提高教学评价能力,提高教学水平。

元素周期律篇8

题组一　元素周期律及其应用

1.能说明元素X原子的得电子能力强于元素Y原子的得电子能力的事实是)。

A.元素周期表中元素X位于元素Y的上一周期

B.元素X的含氧酸的酸性强于元素Y的含氧酸的酸性

C.分别加热H2X、HY至500 ，只有HY发生分解

D.元素X与Y同主族，相同温度时其单质与铜反应分别生成Cu2X和CuY

解析　原子的得电子能力越强，元素的非金属性越强，非金属性强弱可通过非金属单质与氢气反应的难易、氢化物的稳定性、价氧化物对应水化物的酸性强弱来比较，C正确。A选项中没有强调同一主族，B选项中的含氧酸没有强调价态，D选项中X单质将Cu氧化为+1价，Y单质将Cu氧化为+2价，则Y的非金属性强于X。

答案　C

2.根据元素周期律判断，下列递变规律不正确的是)。

A.Na、Mg、Al的金属性依次减弱

B.HCl、HBr、HI的稳定性依次增强

C.HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次减弱

D.Li、Na、K与水反应的剧烈程度依次增大

解析　Cl、Br、I是卤族元素，非金属性依次减弱，其气态氢化物的稳定性也依次减弱。

答案　B

3.2014·上海化学，6)今年是门捷列夫诞辰180周年。下列事实不能用元素周期律解释的只有)。

A.碱性：KOH>NaOH B.相对原子质量：ArH2SO4 D.元素的金属性：Mg>Al

解析　根据元素周期律，可知同周期元素从左往右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，则Cl、S元素价氧化物对应水化物酸性：HClO4>H2SO4，元素的金属性：Mg>Al，C、D能解释;同主族元素从上往下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，则价氧化物对应水化物碱性KOH>NaOH，A能解释;因Ar、K相对原子质量测量标准不同，相对原子质量Ar>K不能用元素周期律解释。

答案　B

4.2014·揭阳质检，23)图中是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系图。则下列说法不正确的是双选))。

A.Y、R两种元素的气态氢化物及其价氧化物的水化物均为强酸

B.简单离子的半径：X>Z>M

C.由X与N两种元素组成的化合物不能与任何酸反应，但能与强碱反应

D.Z单质不能从M与R元素构成的盐溶液中置换出单质M

解析　A项，Y为F，R为Cl，F的气态氢化物为弱酸，且没有价氧化物的水化物;B项，X、Z、M分别为O、Na、Al，三者的简单离子的电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：O2->Na+>Al3+;C项，X、N分别为O、Si，形成的化合物SiO2能与氢氟酸反应;D项，Z为Na，M为Al，R为Cl，Na加入AlCl3溶液中，先与水发生反应，不能置换出Al。

答案　AC

题组二　元素周期表的结构

5.2014·广州一模，22)短周期元素甲、乙、丙、丁在元素周期表的相对位置如表所示，其中甲的气态氢化物的水溶液呈碱性，则下列判断正确的是双选))。

甲 乙 丙 丁 A.甲位于元素周期表中第二周期A族

B.原子半径：甲>乙

C.单质的氧化性：丙>乙

D.气态氢化物的稳定性：丁>丙>乙

解析　A项，甲的气态氢化物的水溶液呈碱性，可知甲为N，位于元素周期表中第二周期VA族;B项，同周期从左到右原子半径逐渐减小，所以甲>乙;C项，同主族从上到下，非金属性减弱，所以单质的氧化性：乙>丙;D项，元素的非金属性越强，其气态氢化物稳定，所以O>Cl>S

答案　AB

6.短周期元素X、Y、Z最外层电子数之和为15，X、Y在同一周期，X+、Z-具有相同的核外电子层结构。下列推测错误的是)。

A.同主族元素中Z的氢化物稳定性

B.同周期元素中X的金属性

C.原子半径X>Y，离子半径X+>Y-

D.同周期元素中Y的价含氧酸的酸性

解析　本题通过元素推断考查同周期和同主族元素性质的变化规律。根据X+、Z-具有相同的核外电子层结构得出X、Z分别为Na、F，结合最外层电子数之和为15得出Y为Cl，卤素中F的非金属性，其对应的氢化物最稳定，A正确;从左至右，同周期元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，第3周期中Na的金属性，B正确;离子半径应该是Cl->Na+，C错误;第3周期中Cl的非金属性，其价含氧酸的酸性，D正确。

答案　C

————————[失分防范]—————————1)比较物质非金属性强弱时，应根据价氧化物对应水化物酸性的强弱进行比较，而不是根据非金属元素对应氢化物酸性的强弱进行比较。

2)所含元素种类最多的族是B族，形成化合物种类最多的元素在第A族。

3)并非所有非金属元素的氢化物分子间都存在氢键，常见的只有非金属性较强的元素如N、O、F的氢化物分子间可形成氢键。

元素周期律篇9

中图分类号：G633.8

文献标识码：B

1、教学目标

[知识与能力]

1.会写1-20号元素的符号并会画出其原子结构示意图。

2.理解元素周期表的”行”和”列”的编排原则。

3.了解元素周期表的结构

[过程与方法]理解元素周期表的”形”与原子结构的”义”的相互关系和探究过程。

[情感态度与价值观]

感受元素周期表的结构美。从周期表的发展过程中体会科学的本质在于不断探究。

2、教学过程

2.1元素周期表的“行”和“列”与元素原子结构的关系

[创设情境]展示元素周期表

[回顾、引入]元素周期表的应用

[引导启发]同学们对元素周期表并不陌生，在化学学习中，元素周期表能为我们提供哪些帮助?

’

[学生1]查元素的相对原子质量。

[发散追问]还有哪些帮助?

[学生2]从元素周期表可以知道原子的质子数。

[发散追问]知道质子数，我们可以画出原子结构示意图。从原子结构示意图中我们可以获得哪些信息?

[学生3]原子的电子层数、原子的最外层电子数。

[发散追问]原子的最外层电子数有什么意义?

[学生4]原子的最外层电子数决定元素的化学性质。

[引入课题]可见元素周期表包含了丰富的有用的信息，今天我们就来“深入”认识元素周期表。

(设计意图：通过回顾让学生感受元素周期表有用，并通过教师引导让学生体验元素周期表信息的丰富。)

[学生活动]默写1-20号元素的符号并画出其原子结构示意图。

[尝试探究]以1-20号元素为代表绘制一张元素周期表。

[展示评价]

[引导思考]

以上两表排列的结果反映了元素随着质子数的递增，最外层电子数呈现周期性变化这一规律，跟科学家排列的元素周期表很接近。但在元素周期表中，氦元素并不是排在第2列，而是排在第8列，这是为什么?

[学生5]

氦的第一层即最外层达到2个电子就已是一种稳定结构，化学性质跟其他稀有气体元素一样都比较稳定，因而氦元素应排在第8列。

(设计意图：通过学生自主尝试、展示交流、评价分析，初步体会、揭示元素周期表编排的内在规律性。)

[引导启发]

如果把表2进行扩展，就能得到现在的元素周期表一门捷列夫元素周期表。观察元素在元素周期表的位宣，它们所在的“行”和“列”与其原子结构有哪些关系?

[观察、归纳]

元素周期表的编排原则

①按照原子序数递增的顺序从左到右排列

②原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

③将电子层数相同的元素排成一个横行

④把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成列

(设计意图：让学生在活动中发现，通过实例概括规律，规律不是教师灌输的结论，而是自主发现的成果。)

2.元素周期表的结构

[讲解启发]

元素周期表就像一张表格，它是由“单元格”构成的“行”和“列”组成的。这里的每一个“单元格”容纳一种元素，那么“行”和“列”又表示什么呢?

[师生互动、归纳]

1.行――周期：7个“行”即7个周期(三短、三长、―不完全)

2.列――族：18个“列”：7个主族一由短周期和长周期元素共同构成的族(I A-ⅦA)；7个副族一仅由长周期构成的族(IB-ⅦB)；Ⅷ族(3个列)

Fe、C0、Ni等9种元素；零族一稀有气体元素[引导观察]

我们发现ⅡA和ⅢA并不相邻。它们被一组元素“隔开”了，这一组元素是……

[学生1]过渡元素。

[深入追问]过渡元素都是些什么元素?

[学生2]金属元素。

[深入追问]它们为什么被称为“过渡元素”?

[学生3]因为元素周期表左边主要是金属元素，而右边主要是非金属元素。通过它们完成了金属元素到非金属元素的“过渡”。

[体验归纳]大家发现元素周期表每一周期总是从最活泼的金属元素开始，而以最活泼的非金属元素结束(除稀有气体元素外)。金属到非金属的递变，不是“突变”，而是一个“渐变”的过程，是“量”的积累引起“质”的变化的过程，

“过渡元素”就肩负了这一使命。

(设计意图：通过系列追问，理解”过渡”含义，体会量变引起质量的观念。)

[学生活动]

(1)观察下列元素周期表并回答：

(1)请在下图元素周期表中为各族元素标上主、副族等及其序号等。

(2)全部是金属元素的区域是____，全部是稀有气体元素的区域是____，仅含一种非金属元素的区域是____，属于过渡元素区域是____。

(设计意图：通过观察、统计等自主建构，认识巩固元素周期表结构。)

[激发冲突]

A区域除了氢元素外都是金属元素，氢似乎成了一个“异类”，有人建议给它挪动一下位置，你认为把它安置到哪里合适?

[学生1]ⅦA，这是因为它和卤族元素一样，再得到一个电子也能达到稳定结构。

『启发补充]也就是说，它和卤素一样，都可表现为-1价。氢元素在化合物中通常为+1价，有一1价的氢化物吗?

[学生2]有的，例如金属的氢化物，如氢化钠等。

[发散追问]还可能把氢元素安置到哪里?

[学生]……

[提示帮助]有人建议把氢元素安置到ⅣA，你觉得他的理由是什么?

[学生]……

[提示帮助]ⅣA元素，例如碳的化合价最高为+4价，最低为一4价，其最高价和最低价的绝对值相等。你一定知道，为什么也可以把氢安置到ⅣA了。

(设计意图：渗透元素“位置”、“性质”、“结构”的对应关系。)

[学生活动]

国际无机化学命名委员会在1989年作出决定，把长式周期表原先的主、副族及族号取消，由左到右改为18Y0，碱金属元素为第l列，稀有气体元素为第18列。按这个规定，下列说法不正确的是()

A.碳元素位于第6列

B.第3列所含元素种类最多

C.氧元素位于第16列

D.镁和铝两元素所在列数差1

[拓展视野]展示各种形式的元素周期表

[重点解读]“Hey]There’s room for all threeof us!”(嘿!这个空间咱们3个都能待!)(介绍卡通式周期表)

[启发引导]氢元素家族的“同室操戈”说明了什么问题?

(设计意图：通过卡通式周期表的解读。激发学生强烈好奇心，为“核素”概念的引入留下伏笔。)

[挑战激励]你能绘制一张与众不同的元素周期表吗?小结；布置作业。

3、教后反思

(1)课题从元素周期表的应用切入，自然而亲近学生。

(2)对元素周期表结构的认识，不仅停留在“形”一“族、周期”的概括，更重视“义”一“电子层、最外层电子”的揭示，渗透元素“位、构、性”三者关系的统一。

(3)通过学生“尝试探究”、“观察、归纳”等自主活动，培养学生发现问题、认识规律和运用规律的能力以及科学的思维方法。

(4)通过教师“设问”、“追问”、“引导”、“启发”等引领作用，深化对过渡元素以及元素周期表多样性的认识，培养学生形成初步的科学观念。

元素周期律篇10

关键词：元素周期表，认识，规律

学习化学，元素周期表是我们常用的工具。对它的结构和规律认识的越清晰，越有利于我们快捷地使用它。下面我就来帮你认识的我们元素周期表。

目前使用的长式元素周期表，有7个横行，18个纵行。每一横行是一个周期即有七个周期。18个纵行，包括7个主族，7个副族，外加一个零族和一个Ⅷ族，Ⅷ族占据了8、9、10三个纵行，其余每一纵行即为一族，共16个族。主族的族序数等于该元素原子最外层电子数，用罗马数字Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ后面加上A表示。副族族序数也用罗马数字Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ，但后面加上B来表示。主族和副族在周期表占据的区域是不同的，我们要很快地找到哪一族在哪一行，请先看下面这张表，我来帮你找规律。

族序数ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA

纵行数121314151617

族序数ⅠBⅡBⅢBⅣBⅤBⅥBⅦB

纵行数111234567

由上表我们可以看到周期表中ⅠA在第1纵行，ⅡA在第2纵行，ⅢA在第13纵行，ⅣA在第14纵行，依次……。可以发现ⅢA～ⅦA族的族序号正好和纵行的末尾数字相等。再来看看副族，第3纵行是ⅢB族，第4纵行ⅣB族，第5纵行ⅤB族，第6纵行ⅥB族，第7纵行ⅦB族，8、9、10三个纵行为Ⅷ族，11纵行为ⅠB，12纵行为ⅡB。我们不难发现副族ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB的族序号正好等于纵行数，而ⅠB族，ⅡB族与前面主族正好反过来等于纵行数的末尾数字。由以上的分析，哪一纵行是哪一组应该很容易确定了吧。

高中阶段周期表主要掌握主族元素，那么每一主族元素上下周期序数差是多少把握的好，也有利于我们快速的知道每一种元素的原子序数。周期表中ⅠA、ⅡA和ⅢA～ⅦA～零族上下周期序数差是不一样的。

族序数ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA零族

1～2周期原子序数差28

2～3周期原子序数差88888888

3～4周期原子序数差88181818181818

4～5周期原子序数差1818181818181818

5～6周期原子序数差1818323232323232

6～7周期原子序数差3232

由上表我们可以看出每一族上下周期原子序数差，ⅠA、ⅡA一直到零族原子序数差32出现一次，原子序数差18出现两次，主要差别在原子序数差8上，ⅠA、ⅡA和零族原子序数差8多出现了一次。特别值得注意的就是第三周期和第四周期ⅠA、ⅡA和ⅢA～ⅦA～零族上下周期原子序数差。

帮你找了横行和纵行的规律，但是如果在没有元素周期表的情况下，要你很快找出87号元素在周期表中位置。若按照刚才上面的规律，想很快找到87号元素具置还是有点困难的。按照核外电子排布式去排，当然可以，但首先你得必须要知道s，p，d，f是怎么一回事，否则没有办法去排。教你一招，记住某一主族的所有元素的原子序数。那记哪一族呢？选卤族。为什么呢？记卤族方便。卤族元素原子序数分别如下表：

元素符号FClBrIAt

原子序数917355385

仔细的看看上表，你觉得是不是卤族原子序数好记一点，F、Cl我们不要记得，太熟悉。Br原子序数35，I原子序数53，只要将数字顺序颠倒一下就可以了，At的原子序数85，八五虽然是骂人的话，但易记。那么87号元素的位置只要围绕卤族稍推理一下就可以了。