元素周期律教学设计（精选6篇）
在教学工作者实际的教学活动中，往往需要进行教学设计编写工作，借助教学设计可以提高教学质量，收到预期的教学效果。我们该怎么去写教学设计呢？下面是小编帮大家整理的元素周期律教学设计，欢迎阅读，希望大家能够喜欢。
元素周期律教学设计 1
教学目标：
知识与技能：初步掌握元素周期表的结构
过程与方法：引导学生自主学习，认识元素周期表的结构
情感态度价值观：通过本节课，培养学生探索创新精神教学重点：元素周期表的结构
教学难点：元素周期表的有关推断
教学媒体：多媒体、板书
教学内容
导入课题：展示一张元素周期表
过渡我们按照元素周期表中的'顺序给元素编号，得到原子序数。那么原子序数与原子结构间存在什么关系？
板书原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数
教师元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的规律，是我们学习化学的重要工具，下面我们一起来学习元素周期表。
问题1.元素周期表有多少横行、纵行？
答七个横行，18个纵行。
2.把不同元素排在同一横行的依据是什么？
答每一周期中元素的电子层数相同，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。
3.周期序数与什么有关？
答周期序数等于该元素的电子层数
板书周期序数＝电子层数
4元素周期表中周期具体怎么划分？
答1、2、3为长周期，4、5、6、7为短周期
类别周期序数起止元素元素种类电子层数
短周期1H-He212Li-Ne823Na-Ar83
长周期4K-Kr1845Rb-Xe1856Cs-Rn3267Fr-112号267
问题在周期表中有两个特殊的位置，镧系和锕系，仔细观看第四页元素周期表，说出这些元素在周期表中什么位置？结构上有何特点？
答在第六周期中，从57号镧（La）到71号元素镥（Lu），共15种元素，这15种元素总称为镧系元素。排在周期表第六行，第三列。
与此类似，在第七周期中，89号元素锕（Ac）到103号铹（Lr）这15种元素总称为锕系元素，排在第七行，第三列。
问题在周期表中共有多少列？分为哪些族？
答18列，16族
族（18个纵行）：主族（A）：共7个
副族（B）：共7个副族
第VIII族：包括8、9、10三个纵行的元素
0族：稀有气体元素
问题在周期表的１８个纵行１６个族中，各族从左到右的排列顺序如何？
答在元素周期表中，各族从左到右的依次是：
IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIBIIIAIVAVAVIAVIIA0。
问题在所有族中，元素最多的族是哪一族？共有多少种元素？
答在所有族中，第IIIB族包括镧系和锕系元素，因此元素最多，共有32种元素。
板书元素周期表结构：三短四长，七主七副VIII和零
板书设计
第一节元素周期表
1.原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数
2.周期序数＝电子层数
3.元素周期表结构：三短四长，七主七副VIII和零
元素周期律教学设计 2
【课标要求】
知识与技能要求：了解原子结构与同位素、使学生懂得质量数和AZX的含义。
过程与方法要求：具有把元素周期表的位置与元素组成微粒的结构初步联系起来并在一定条件下相互转化的运用能力。
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】
同位素、质量数和AZX的含义
【教学方法】
讨论、比较、归纳。
【教学过程】
一、理解元素周期律及其实质。
1、元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2、元素原子核外电子排布的周期性变化（原子最外层电子数由1个增加到8个的周期性变化）决定了元素性质的周期性变化（原子半径由大到小、最高正价由＋1递增到＋7、非金属元素最低负价由－4到－1、元素金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强）。
二、掌握证明元素金属性和非金属性强弱的实验依据。
1、元素的'金属性是指元素的原子失去电子的能力。元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢越容易，最高价氢氧化物的碱性越强；金属性较强的金属能把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来（K、Ca、Na、Ba等除外）。
2、元素的非金属性是指元素的原子夺取电子的能力。元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应的水化物酸性越强；非金属性较强的非金属能把金属性较弱的非金属从其盐或酸溶液中置换出来（F2除外）
三、熟悉元素周期表的结构，熟记主族元素的名称及符号。
1、记住7个横行，即7个周期（三短、三长、一不完全）。
2、记住18个纵行，包括7个主族（ⅠA～ⅦA）、7个副族（ⅠB～ⅦB）、1个第Ⅷ族（第8、9、10纵行）和1个0族（即稀有气体元素）。
3、记住金属与非金属元素的分界线（氢、硼、硅、砷、碲、砹与锂、铝、锗、锑、钋之间）。
4、能推断主族元素所在位置（周期、族）和原子序数、核外电子排布。
四、能综合应用元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系。
1、原子序数＝原子核内质子数；周期数＝原子核外电子层数；主族数＝原子最外层电子数＝价电子数＝元素最高正价数＝8－最低负价。
2、同周期主族元素从左到右，原子半径递减，金属性递减、非金属性递增；同主族元素从上到下，原子半径递增，金属性递增、非金属性递减；位于金属与非金属元素分界线附近的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质。
五、能综合应用同短周期、同主族元素性质的递变性及其特性与原子结构的关系。
原子半径、化合价、单质及化合物性质。
主族序数、原子序数与元素的最高正价及最低负价数同为奇数或偶数。
六、能综合应用元素周期表。
预测元素的性质；启发人们在周期表中一定区域内寻找新物质等。
七、典型试题。
1、同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的最高价氧化物对应的水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是
A、含氧酸的酸性：H3ZO4>H2YO4>HXO4
B、非金属性：X>Y>Z
C、气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序由弱到强
D、元素的负化合价的绝对值按X、Y、Z顺序由小到大
2、若短周期中的两种元素可以可以形成原子个数比为2:3的化合物，则这两种元素的原子序数差不可能是
A、1B、3C、5D、6
3、已知短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A、原子半径：A>B>C>DB、原子序数：d>c>b>a
C、离子半径：C>D>B>AD、单质的还原性：A>B>C>D
4、1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298。以下叙述不正确的是
A、该元素属于第七周期B、该元素为金属元素，性质与82Pb相似
C、该元素位于ⅢA族D、该同位素原子含有114个电子，184个中子
元素周期律教学设计 3
一、教材分析
元素周期律是对元素性质呈现周期性变化的实质的解释，教材将原子结构与元素性质的关系以及元素周期律作为重点内容，在学习碱金属元素和卤族元素为代表的同主族元素性质相似性和递变性的基础上，以第三周期元素为代表，介绍元素周期律。通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，知道元素的性质变化具有周期性以及引起其周期性变化的实质，实现有感性认识上升到理性认识，最后将元素性质、原子结构、元素周期表等内容将结合起来，归纳总结有关的化学基本理论。
二、学情分析
学生已经学习钠、铝、硅、氯、硫、氮等元素化合物相关性质，为元素周期律的学习提供了充分的感性资料;第一节学习了原子结构和周期表的'结构，掌握同主族元素性质的相似性和递变规律，对原子结构与元素化学性质之间的关系有一定的认识，知道判断元素的金属性和非金属性强弱的方法;学习了第二节第一课时，学生已掌握随着原子序数的递增，原子核外电子排布、原子半径及化合价发生周期性的变化，学生很容易对元素性质的变化规律产生思考，这些为学习元素周期律打下一定的基础。
三、教学目标
知识与技能:
1、了解第三周期元素性质与原子结构的递变关系;
2、掌握元素周期律的涵义和实质。
3、初步了解元素在周期表中的位置、原子的结构与元素性质三者的统一性。
四、过程与方法:
1、复习科学探究1的结论引入研究主题，确定本节课的探究任务，以第三周期元素为例，根据元素原子结构的递变性，提出假设:随着原子序数的递增，第三周期元素的金属性逐渐减弱，非金属性的逐渐增强。
2、验证假设Na、Mg、Al金属性逐渐减弱，根据金属性强弱的判断依据，设计方案，结合实际条件进行优化，通过三种金属对与水、酸反应的实验，分析讨论，得出结论，初步体会从感性认识上升到理论知识的理性思维过程。
3、初步了解探究性学习的基本思路和环节，提高“对照实验”中“控制单一变量”的思想。
4、验证假设Si、P、S、Cl非金属金属性逐渐增强，根据非金属性强弱的判断依据，设计方案，结合实际条件优化，选取硫化钠与氯水反应实验，通过教材P16表格阅读信息归纳总结，得出结论。培养学生观察数据、分析问题、利用已学知识解决问题和归纳整理信息、得出结论的能力，体会透过现象看本质的科学方法，培养知识整合的能力以及逻辑推断能力。
5、利用第三周期元素的性质延伸到其他周期，归纳得出元素周期律的涵义和本质，揭示学习元素周期表及元素周期律的意义。
元素周期律教学设计 4
一、教材分析：
物质结构、元素周期表是中学化学重要理论组成部分，是中学化学教学的重点，也是难点。通过必修一中金属钠和非金属氯气的学习，给孩子学习本章知识提供了感性认识材料，为物质结构、元素周期律的理论知识的学习打下重要的基础。同时，本章知识的学习也后面的选修内容的学习提供了理论知识的基础。
二、教学内容
《元素周期表》这节课的教学内容主要包括：原子的结构、元素周期表的结构、元素在周期表中的位置表示等。教学中，应以元素的原子结构为基础，通过相邻原子在原子结构上的区别找出元素周期表的编排规则。这不仅符合知识的内在联系，体现了本质决定现象这一辩证唯物主义观点，也训练了孩子的思维。对高中阶段的元素化合物知识的孩子起到导学作用。
重点：元素周期表的结构。
难点：元素在周期表中的位置。
三、教学目标
1、知识与能力：
1)复习回顾原子的结构；
2)初步掌握元素周期表的结构
2、过程与方法：
1)引导孩子自主学习：认识元素周期表的结构
2)体验科学探究的过程，使孩子亲自实践，感受学习的乐趣，培养学习化学的兴趣。
3、情感、态度与价值观：
1、培养学习化学的兴趣，乐于探究物质变化的奥秘，体验科学探究的艰辛和喜悦，感受化学世界的'奇妙与和谐。
2、通过化学史的学习，培养勇于创新、不断探索的科学品质。
3、通过化学史培养孩子学习化学的兴趣，培养孩子严谨求实的科学态度；教给孩子一种研究化学的方法；并根据元素周期表的排布规则对孩子进行事物的联系和区别的辩证唯物主义观点教育。
四、教学方法：
根据新课程理念，教师是教学活动的组织者、引导者和合作者，教学过程是教与学的交往、互动，师生双方相互交流、相互沟通、相互启发、相互补充的过程，为此，本节课安排了以下教学方法：
(a)温故而知新，复习初中的相关知识。从初中熟悉的原子结构入手，引出原子的表示方法，azx。
(b)本节课的重点“元素周期表的结构”教学，采用讨论探究法。应灵活运用各种教学手段，充分发挥孩子的主体作用，调动孩子的积极性。开展科学探究，让孩子体验科学研究过程。对于微观领域（如：原子核外电子分布）无法观察到的地方用多媒体进行投影，帮助孩子理解记忆。
(c)通过对元素周期表结构的学习和总结，利用练习的辅助作用，巩固和加深孩子对现学知识的理解。
(d)课后作业，加强对课本知识的熟练运用。
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教学目标：
知识技能：让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；了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律；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。
过程与方法：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。
情感态度价值观：结合元素周期律的学习，帮助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。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。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。
教材分析：
《元素周期律》是本章的第二节，本节包括三个部分内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。元素周期表中同周期同主族元素性质的规律，是在原子结构的基础上建立起来的，因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。考虑到新课改的要求，本部分内容有所降低，只是介绍了电子层的概念，对于排布规律示作介绍，但为了便于教学以及学生对以后知识的理解，可作适当的扩展，让学生了解简单的排布规律。元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的'要求，尽量发挥学生学习的自主性，鼓励学生自主总结出规律。学情分析：
本节课针对的是高一学生，从认知思维特点上看，该年龄段的学生思维敏捷、活跃，但抽象思维能力薄弱。“元素周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。所以教师必须营造问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。
教学重点：
元素原子的核外电子排布规律。
教学难点：
元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。
教学方法：
学生讨论，数据分析比较，总结归纳。
教学过程设计：
导课：由上节学习过的元素周期表的排列规律----分类和有序排列，我们就可以知道这些元素之间存在着一定的规律，而且以碱金属元素及卤族元素为代表进行学习之后，我们知道了同主族元素的变化规律，在这基础上，再来探讨同一周期中，它们的核外电子排布、原子半径、化合价有什么样的变化规律呢？又是如何从金属性很强的碱金属变化到非金属性很强的卤族元素的呢？这其中有没有什么变化规律呢？这就是我们今天所要探讨的内容----元素周期律。
设计意图：直接由学生已学知识元素周期表及族内元素性质变化导入到元素周期律，既直观又形成了新旧知识间的联系，新课：
问题1.我们如何研究元素间的内在联系和变化规律呢？
学生活动：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。
设计意图：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。
讲解而元素性质的周期性变化其实是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。所以，我们要想学习元素周期律，还是要先了解原子核外电子是如何排布的。在初中，已经学过原子结构以及核外电子排布的一些基础知识，于是在这个基础上，就先来回顾一下电子层的含义并介绍其表示方法，然后。
教师活动多媒体展示电子层模型示意图（书P13图1－7），给学生感性认识，更易于理解电子的分层排布。通过自主阅读教材内容，理解电子层与电子能量的关系以及电子层的符号表示方法，让学生学会读书，读书是最好的学习方法。
学生活动复习原子结构示意图，引导学生观察书P13表1－2，并观察多媒体展示的稀有气体的电子层排布情况，学生自主归纳总结核外电子的排布规律。由于书上只是提供了1－20号元素的电子层排布，如果要推出核外电子排布的基
本规律，我认为还需要增加稀有气体的电子层排布，所以在教学时补充了这一点，这更有利于学生准确地推出核外电子排布规律：
（1）能量最低原则：核外电子总是先排能量低的电子层，然后由里到外，依次排在能量高的电子层；
（2）每个电子层最多排2n2个电子；
（3）最外层≤8个电子（当K层为最外层时不能超过2），次外层≤18个电子，倒第三层≤32。
问题2.原子结构的周期性变化引起了其他方面的周期性变化(元素周期律)?下面我们以前18号元素为例进行学习。那么对于前18种元素的性质，我们将从哪几个方面进行探究呢？
科学探究学生完成课本14页科学探究的表格1，写出元素周期表1-18元素符号及原子核外电子排布示意图。
教师活动把15页的表格2板书在黑板上
学生分析：1—2号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个，而达到稳定；3—10号元素，从Li到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构；11—18号元素，从Na到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构。
教师完成表格2中电子层数及最外层电子数。
[讲解]经过分析我们发现，随着元素原子序数的递增，除1、2电子层数上的电子数重复出现从1递增8的变化，对于行与行之间元素的性质表现出来的这种规律性变化，我们就称作周期性变化。所谓周期性，就是一事物在发展变化过程中，某些特征重复出现，且具有其规律性。那么我们就可以说，这个现象或者事件，具有其规律性或者是周期性变化的。例如，在生活中，地球自转一周为一天，地球绕太阳公转一周为一年，从周一到周日七天为一星期，比如今天是星期四，那么七天后还是星期四。
总结请学生试着用一句话概括结论：随原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性变化。
教师讲解我们已经知道，核外电子排布，尤其是最外层电子数直接影响着元素的化合价，那么我们可不可以预测一下这些元素的化合价呢？同时说明：由于金属元素的原子最外层电子数大多都少于4个，故在化学反应中易失去最外层电子而表现出正价，即金属元素的化合价一般为正，相反，非金属元素通常得电子，化合价为负。当然，如果是几种非金属元素化合时，有些元素就会表现出正化合价。······那事实上到底是不是我们预测的这样呢？现在请大家结合表格中给出主要化合价，首先，它们的化合价是不是跟最外层电子数目有着一定的联系啊？
学生观察并得出结论：
（1）元素最高正化合价=元素原子最外层电子数，这里要注意的是氧跟氟不显正价的；
（2）元素最高正化合价+|元素最低负化合价|=8。
结论随着元素原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性的变化。（除稀有气体元素）
教师通过上面的讨论我们知道，随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布呈现周期性的变化，并引起了它们的化合价也呈现周期性的变化。接下来，请大家再看看它们的原子半径，这里给出了的第二、第三周期元素原子半径数据。由于第一周期只有氢、无所谓变化规律，故不讨论
学生观察数据并分析关于原子半径的变化，第二周期变化规律从大到小，第三周期也是从大到小。同一周期，随着原子序数的递增，元素的原子半径逐渐减小，几个周期一起来看，对于原子半径，同一横行，原子半径逐渐减小；同一纵列，原子半径逐渐增大。
教师对于行与行之间表现出来的变化趋势，就不难发现原子半径呈现周期性变化。（稀有气体元素除外）原子半径为什么出现从大到小的周期性变化呢？同学们想想原子半径受哪些因素影响呢？提示：试着从原子结构的角度考虑看看，有没有同学能发表一下你的看法呢？
教师讲解：同周期原子，核外电子层数相同，随着核电荷数的递增，核对外
层电子的引力就逐渐增强，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。那么同理，同族原子，从上而下，有效核电荷数增加不多，随着电子层数增多，核对外层电子的引力就减弱，这样原子半径就逐渐增大了。
总结归纳：
（1）同一周期元素，电子层数相等，从左到右，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，最高正价逐渐升高，最低负价从IV A族开始，从-4变到-1.
（2）随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
[反馈练习]1、原子序数为1～18的元素，随着核电荷数的递增而不呈现周期性变化的是（B）
A.电子层数B.核外电子数C.原子半径D.最外层电子数
2、下列各组元素性质递变情况错误的是（C）
A.Li、Be、B原子最外层电子数依次升高
B.P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C.B、C、N、O、F原子半径依次升高
D.Li、Na、K的原子半径依次增大
3、一般来说，非金属元素R的原子最外层电子数为N，则这种元素的最高正化合价为最低负化合价为（1～18号元素的化合价主要由最外层电子数决定。）
结课通过探讨，我们知道了，随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。而元素的性质又与原子半径有关，那么元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性的变化呢？这个问题又该如何探讨呢？请同学们下去之后做好预习，我们下节课再来探讨。
元素周期律教学设计 6
一、教学目标
1.了解第三周期元素金属性和非金属性的周期性变化，掌握元素周期律的内容。
2.通过学习元素周期律，培养空间想象能力、归纳总结能力、类比推理能力。
3.通过实验探究和观察比较，增强学习兴趣，提高自主探究能力。
二、教学重难点
【重点】
第三周期元素金属性和非金属性变化规律。
【难点】
理解元素周期律。
三、教学过程
环节一：情景引入
【提出问题】随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径都呈现什么样的变化?
【学生回答】他们都呈现出周期性的变化。
【教师引导】元素的金属性和非金属性与电子层排布密切相关，那么他们是否也随原子序数的'变化而发生周期性变化呢?我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨这一问题。
环节二：新课教学
【演示实验】取一小段镁带，用砂纸除去表面的氧化膜。放入试管中。向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。
【学生回答】镁与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气。
【演示实验】取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入2mL 1mol/L盐酸。观察发生的现象。
【学生回答】镁与盐酸反应速率比铝与盐酸反应速率快。
【提出问题】回忆钠与水反应的现象?
【学生回答】钠能与冷水反应，反应非常剧烈。
【提出问题】通过上述反应的实验现象，猜测钠、镁、铝三种金属的金属性变化。
【学生回答】钠>镁>铝。
【提出问题】以化学小组的形式，阅读书中材料，比较Si、P、S、Cl这几种非金属与氢气反应条件的难易程度?
【学生回答】Si>P>S>Cl。
【提出问题】阅读书中材料，比较Si、P、S、Cl这几种非金属最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)酸性强弱?
【学生回答】Si
【提出问题】以化学小组的形式，讨论比较Si、P、S、Cl这几种元素非金属性强弱。
【学生回答】Si>P>S>Cl。
【提出问题】第三周期元素从左到右金属性和非金属性变化规律。
【学生回答】金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【教师引导】元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。这一规律叫做元素周期律。
环节三：拓展提高
【提出问题】随着原子序数递增，都有哪些量呈现周期性变化?
【学生回答】原子的电子层排布、原子半径、化合价、金属性、非金属性。
环节四：小结作业
小结：引导学生共同总结本节课的内容。
作业：比较第二周期非金属元素的非金属性，以及和氢气反应的难易程度。