高中化学《原子核外电子排布与元素周期律》教案9 苏教版必修2.docx
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高中化学《原子核外电子排布与元素周期律》教案9苏教版必修2
专题一：
微观结构与物质的多样性第一单元：
原子核外电子排布与元素周期律第一课时
一、教学目标
课标内容：
了解原子核外电子的排布
会考考纲：
1．了解核外电子的排布（B）
2．能画出1~18号元素的原子结构示意图（B）
教学目标：
（一）知识与技能
原子核外电子排布规律
（二）过程与方法
掌握原子核外电子排布规律，通过1-20号元素的原子和离子结构示意图的学习，扩展到主族元素的电子排布规律的认识，初步体会归纳与演绎的学习方法。
（三）情感与价值观
通过原子核外电子排布规律，了解物质运动的复杂性和特殊性
二、教学重、难点和突破方法
教学重点：
了解原子的结构，能画出1~18号元素的原子结构示意图
教学难点：
核外电子排布规律
三、教学过程：
（一）设计思路
由原子的构成→原子核外电子分层排布运动→原子核外电子排布规律
（二）教学媒体和教具
学案、练习题、图表……
（三）课堂教学流程
1.创设情境，引入新课
下表是构成原子的各微粒的一些参数，请根据表中所提供的信息回答问题：
表1
微粒
质量/kg
相对质量
电性和电量/C
质子
1.673×10-27
1.007
+1.602×10-19
中子
1.675×10-27
1.008
0
电子
9.109×10-31
1/1836
-1.602×10-19
问题解决：
1．原子是由 、 和 三部分构成的。
2．在原子中，质量集中在 上，其大小是由 和 之和决定的。
3．在原子中：
＝ ＝
4．原子不显电性的原因：
交流与讨论：
原子核带正电荷，核外电子带负电荷，正负电荷相互吸引，那为什么电子不会落入原子核内呢？
2.进行新课
讲解：
原子核外电子并不是静止的，而是绕原子核做高速圆周运动，它们之间的引力提供了圆周运动的向心力，有摆脱原子核对电子的吸引的倾向，所以，在不受外界影响的条件下，电子既不能被原子吸入核内，也不能离开核自由运动。
过渡：
那么，多电子原子的核外电子是如何绕原子核作高速运动的呢？
一、原子核外电子的排布
1．核外电子运动特征
科学探究：
根据所给的一些数据，请你总结电子运动的特征
①核外电子的质量：
9.10×10-31kg
②炮弹的速度2km/s，人造卫星7.8km/s，宇宙飞船11km/s；氢核外电子2.2×108m/s
③乒乓球半径：
4×10-2m；原子半径：
n×10-10m
结论：
电子运动的特征是：
电子质量 ，运动速度 ，运动空间范围 。
过渡：
在初中我们已经学过原子核外电子的排布规律，知道含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内作高速运动。
那么，原子核外电子是怎样绕原子核运动的呢？
2．核外电子分层排布
自学检测：
完成表2
表2
电子层序号
1
2
3
4
5
6
7
电子层符号
电子能量
电子离核由到，电子能量由到
设疑：
原子核外电子绕原子核分层排布有什么规律？
3．核外电子排布的规律
思考与交流：
看表3，总结原子核分层排布有什么规律
表3 稀有气体元素的原子核外电子排布
核电荷数
元素名称
元素符号
各电子层的电子数
K
L
M
N
O
P
2
氦
He
2
10
氖
Ne
2
8
18
氩
Ar
2
8
8
36
氪
Kr
2
8
18
8
54
氙
Xe
2
8
18
18
8
86
氡
Rn
2
8
18
32
18
8
⑴原子核外电子排布：
总是从能量 的电子层排起，然后由 往 排；
⑵各层最多能容纳的电子数目为 （ ）；
⑶最外层最多能容纳的电子数目为8（K层为最外层时，不超过2个电子），次外层电子数目不超过18，倒数第三层不超过32个电子。
练一练：
1．请分别画出9号氟元素和15号磷元素的原子结构示意图
2．你对上述规律中“各层最多容纳电子数”是如何理解的，请举例加以说明。
19号钾元素的原子结构示意图该如何画？
问题解决：
1．
2．你的理解是：
经验交流：
核外电子排布规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循核外电子排布几条规律。
练习反馈：
1．有X、Y两种原子，X原子的M层比Y原子的M层少3个电子，Y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍，则X为，Y为。
2．今有微粒结构示意图，试指出x的可能数值及相应微粒名称和符号，并画出该微粒的结构示意图。
X值
微粒符号
微粒名称
结构示意图
交流与讨论：
还有哪些微粒有10电子？
你知道的有：
3.小结
4.巩固练习
1．下列所画原子结构示意图正确的是 （）
A． B． C． D．
2．某元素核外有三个电子层，其最外层电子数是次外层电子数的一半，则此元素是（）
A．SB．CC．SiD．Cl
3．已知aXm+和bYn-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是（）
A．a=b+m+nB．a=b-m+nC．a=b+m-nD．a=b-m-n
4．和氖原子有相同的电子层的微粒是（）
A．HeB．K＋C．Cl－D．
5．178O和168O原子核外电子数（判断前后两者的关系）（）
A．大于B．小于C．等于D．不能肯定
6．核外电子排布相同的离子Am+和Bn-，两种元素的质子数，前者与后者的关系是（）
A．大于B．小于C．等于D．不能肯定
7．核外电子层结构相同的一组粒子是（）
A．Mg2＋、Al3＋、Cl－、NeB．Na＋、F－、S2－、Ar
C．K＋、Ca2＋、S2－、ArD．Mg2＋、Na＋、Cl－、S2－
8．在第n电子层中，当它作为原子的最外电子层时，能容纳的最多电子数与n-1层相同，当它作为原子的次外层时。
其电子数比n+1层最多能多10个，则此电子层是（）
A．K层B．L层C．M层D．N层
9．一种粒子的质子数和电子数与另一种粒子的质子数和电子数相等，则下列关于两种粒子之间的关系说法错误的是 （）
A．它们可能是同位素 B．可能是不同分子
C．可能是相同的原子 D．可能是一种分子和一种离子
10．下列叙述中，正确的是（）
A．两种微粒，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同
B．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布
C．两原子的核外电子排布相同，则一定属于同种元素
D．不存在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子
11．1~18号元素中，最外层电子数是次外层电子数二倍的元素是，原子结构示意图，能与氧形成的氧化物的化学式、。
12．各题中的物质均由核电荷数为1~10的元素组成，按要求填写化学式
⑴只有两个原子核和两个电子组成的分子是
⑵最外层分别为4个和6个电子的原子形成的化合物是
⑶最外层有5个电子的原子所形成的氢化物
⑷由3个原子组成的电子总数为10的化合物是
⑸离子化合物AB中阴阳离子的电子层结构相同，则化合物AB是
13．A+、B-、C、D四种微粒中均有氢原子，且电子总数均为10个。
溶液中的A+和B-在加热时相互反应可转化为C和D。
则A+为 ，B-为
C和D为、。
参考答案：
1~10:
C、C、A、D、C、A、C、C、D、CD
11、碳、CO、CO2
12、H2；CO、CO2；NH3；H2O；LiH
13、NH4+；OH-；H2O、NH3
5.板书设计
原子核外电子排布与元素周期律
（1）
一、原子核外电子的排布
1．核外电子运动特征
2．核外电子分层排布
3．核外电子排布的规律
6.布置作业
四、教学反思
第二课时
一、教学目标
课标内容：
能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系
会考考纲：
1．能结合有关数据和实验事实（原子核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、元素的金属性与非金属性等）认识元素周期律（B）
2．了解原子结构与元素性质的关系（B）
教学目标：
（一）知识与技能
1．掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小比较。
2．通过实验操作，培养学生实验技能。
（二）过程与方法
1．运用归纳法、比较法，培养学生抽象思维能力
2．通过实验探究，自主学习，归纳元素周期律，培养学生探究能力
（三）情感与价值观
培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质；培养学生辨证唯物主义观点：
量变到质变规律。
二、教学重、难点和突破方法
教学重点：
元素化合价随原子序数的递增而变化的规律，微粒半径及大小的比较元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，探究能力的培养。
教学难点：
元素周期律
三、教学过程：
（一）设计思路
由原子核外电子分层排布→原子半径、元素的主要化合价、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、元素的金属性与非金属性等→认识元素周期律
（二）教学媒体和教具
学案、练习题、图表……
（三）课堂教学流程
1.创设情境，引入新课
根据核电荷数为1－18的元素原子核外电子排布可以发现：
随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化规律。
你知道其中的规律吗？
根据原子核外电子排布，完成下列表格内容：
表－1 1~18号元素核外电子排布规律
原子序数
电子层数
最外层电子数递增规律
达到稳定结构时的最外层电子数
1~2
1
12
2
3~10
11~18
设疑：
核外电子排布呈现规律性变化，那么，元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢？
是否也呈现规律性变化呢？
2.进行新课
二、元素周期律
讲述：
人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫做原子序数。
元素的原子序数在数值上就等于该元素的原子的核电荷数。
交流与讨论：
下表是1－18号元素的原子半径，随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径有怎样的变化规律？
表－2 1~18号元素原子半径
元素符号（1－2）
1H
2He
原子半径nm
0.037
元素符号（3－11）
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
原子半径nm
0.152
0.089
0.082
0.077
0.075
0.074
0.071
元素符号（11－18）
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
原子半径nm
0.186
0.160
0.143
0.117
0.110
0.102
0.099
1．原子半径的递变规律
具有相同 的原子，其半径随 的递增而 。
设疑：
你对原子半径的递变规律是怎样理解的？
你的解释是：
过渡：
随着元素原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素的原子半径呈现周期性变化。
那么，元素的性质是否也有相应的周期性变化规律呢？
2．元素金属性、非金属性的递变规律
讲解：
人们在长期的研究中发现，元素的单质和化合物的某些性质有助于判断元素的金属性和非金属性的强弱。
⑴元素金属性、非金属性的判断依据
自主阅读：
请阅读教材P5页信息提示，完成下表内容。
表－3 金属性、非金属性强弱判断依据
性质
强弱判断依据
金属性
1．
2．
非金属性
1．
2．
3．
⑵第三周期元素性质变化规律
实验探究：
钠、镁、铝的金属性强弱
根据实验：
完成表格
表－4探究钠、镁、铝单质的金属性强弱
反应物
现象
Na
Mg
Al
与水反应
与冷水反应
与热水反应
与盐酸反应
与水或酸反应强弱趋势
问题：
根据金属性强弱的判断依据，试判断金属性强弱变化规律。
你的结论是：
①元素金属性递变规律：
过渡：
金属元素随着核电荷数的递增存在递变规律，那么非金属元素是否也存在相似递变规律呢？
探究活动：
研究硅、磷、硫、氯的非金属性的强弱
表－5 硅、磷、硫、氯元素的气态氢化物
14Si
15P
16S
17Cl
单质与氢气
反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物化学式
SiH4
PH3
H2S
HCl
最低化合物价
－4
－3
－2
－1
气态氢化物热稳定性
不稳定
不稳定
受热分解
稳定
②元素非金属性递变规律：
探究活动：
阅读并分析表－6，根据11~17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性，结合表－5，探究元素的金属性和非金属性的强弱变化规律及元素的最高化合价和最低化合价的递变规律。
表－6 原子序数为11~17的元素最高价氧化物的水化物
元素
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
原子最外层电子数
1
2
3
4
5
6
7
最高价氧化物的水化物
化学式
NaOH
Mg（OH）2
Al（OH）3
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4
最高
化合价
＋1
＋2
＋3
＋4
＋5
＋6
＋7
酸碱性
强弱
强碱
中强碱
两性
氧化物
弱酸
中强酸
强酸
酸性
更强
①元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律是：
②元素的金属性和非金属性强弱的变化规律是：
③元素最高价化合价和最低化合价的变化规律是：
④元素的最高化合价的数值与原子核外最外层电子数的关系是：
3．元素周期律
⑴定义：
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律叫做元素周期律。
⑵元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数递增发生周期性变化的必然结果。
3.小结
4.巩固练习
1．下列说法中正确的是 （）
A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数
B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．最外层有1个电子的原子都是金属原子
2．下列递变规律不正确的是 （）
A．Na．Mg、Al还原性依次减弱 B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强
C．C、N、O原子半径依次增大 D．P、S、Cl最高正价依次升高
3．下列微粒半径之比大于1的是 （）
A．r（K＋）/r（K） B．r（Al）/R（Mg） C．r（P）/r（s） D．r（Cl）/r（Cl－）
4．X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素，Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。
X、Y、Z三种元素原子序数的关系是 （）
A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X
5．A、B、C、D、E五种元素的原子的原子序数都小于18且具有相同的电子层，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B＞A，C和D的气态氢化物的稳定性C＞D；E是这五种元素中原子半径最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序
A．A、B、C、D、EB．E、C、D、B、A （）
C．B、A、D、C、E D．C、D、A、B、E
6．HF、H2O、CH4、SiH4四种气态氢化物按稳定性由弱到强排列正确的是 （）
A．CH4＜H2O＜HF＜SiH4 B．SiH4＜HF＜CH4＜H2O
C．SiH4＜CH4＜H2O＜HF D．H2O＜CH4＜HF＜SiH4
7．下列事实是由于氯的非金属性比硫强的结果的是 （）
A．次氯酸的酸性比硫酸弱B．氯能置换硫化氢中的硫
C．硫离子的还原性比氯离子强D．硫能在空气中燃烧，而氯则不能
8．在1~18号元素中（除稀有气体元素外）：
①原子半径最大的元素是，②原子半径最小的元素是。
9．A、B、C、D四种元素的原子序数均小于18，其最高正价数依次为1、4、5、7。
已知B的原子核外次外层电子数为2；A、C原子的核外次外层电子数为8；D元素的最高价氧化物对应的水化物是已知含氧酸中最强的酸。
；
⑴A、B、C、D分别是 、 、 、 ；（填元素符号）
⑵A的离子结构示意图为 ，C的原子结构示意图为 ；
⑶C、D的气态氢化物稳定性由强到弱的顺序为：
（写化学式，并用“<”或“>”表示强弱）。
参考答案：
1~7:
A、C、C、D、C、C、B
8、Na、H
9、Na、C、P、Cl；、；HCl>PH3
5.板书设计
原子核外电子排布与元素周期律
（2）
二、元素周期律
1．原子半径的递变规律
2．元素金属性、非金属性的递变规律
3．元素周期律
6.布置作业
四、教学反思
第三课时
一、教学目标
课标内容：
能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
会考考纲：
1．知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构（A）
2．认识元素在周期表中的位置与其原子的电子层结构的关系（B）
3．知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律（A）
4．感受元素周期律与周期表在学习化学、科学研究和生产实践中重要作用与价值（AⅠ）
教学目标：
（一）知识与技能
了解元素周期表的结构以及周期、族等概念；了解周期、主族序数和原子结构的关系
（二）过程与方法
通过自学有关周期表的结构的知识，培养学生分析问题、解决问题的能力
（三）情感与价值观
通过精心设计的问题，激发学生的求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣
二、教学重、难点和突破方法
教学重点:
周期表的结构；周期、主族序数和原子结构的关系
教学难点:
周期表的结构；周期、主族序数和原子结构的关系
三、教学过程：
（一）设计思路
周期表的结构→周期、主族序数和原子结构的关系→元素在周期表中的位置与其原子的电子层结构的关系→金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
（二）教学媒体和教具
学案、练习题、图表……
（三）课堂教学流程
1.创设情境，引入新课
至今已经发现了100多种元素，人们根据一定的原则将其编排起来，得到了我们现在的元素周期表，而绘制出第一个元素周期表的是俄国化学家门捷列夫，所以又将元素周期表称之为“门捷列夫元素周期表”。
元素周期表直观地反映了元素的性质随着核电荷数的递增呈周期性的变化规律
2.进行新课
三、元素周期表及其应用
交流与讨论：
在元素周期表中，每个横行称为周期。
在元素周期表中共有多少个周期？
每个周期各有多种元素？
元素周期中，纵行称之为族。
在元素周期表中共有多少个族？
1．元素周期表的结构
①周期
②族
练一练：
找出氯、硫、钠、铝，氖等元素在元素周期表中的位置（所在的周期和族），分析这些元素的原子核外电子层数、最外层电子数和元素所在的周期序数的关系。
除氖元素外，其他各元素原子的最外层电子数与该元素所在的族序数有什么关系？
①氯、硫、钠、铝，氖在元素周期表中的位置：
氯：
第 周期、第 族；硫：
第 周期、第 族；钠：
第 周期、第 族；铝：
第 周期、第 族；氖：
第 周期、第 族
②元素原子的最外层电子数与该元素所在的族序数关系是：
。
活动与探究：
下表是ⅫA族元素气态氢化物形成的难易程度和热稳定性，根据表中所提供信息，探究下列问题。
ⅫA族元素气态氢化物形成和热稳定性
元素
气态氢化物
F
Cl
Br
I
形成的难易程度
H2与F2混合，在冷暗处剧烈化合并发生爆炸
H2与Cl2混合，光照或 点燃时发生爆炸
H2与Br2混合，加热时发生化合
H2与I2混合，加热时化合，同时又分解
组成
HF
HCl
HBr
HI
热稳定性
很稳定
稳定
较稳定
较不稳定
1．你认为ⅫA族元素非金属性强弱变化有什么规律？
2．试分析同一主族元素的金属性和非金属性随元素核电荷数的增加有何变化？
问题解决：
1．ⅫA族元素随着电子层数增加，金属性 ，非金属性 。
2．同一主族元素的原子最外层电子数 ，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 ，原子失去电子的能力逐渐 ，获得电子的能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
2．元素周期表是元素周期律的表现形式
同一周期元素（稀有气体元素除外）的原子，核外电子层数相同，随着核电荷数的增加，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子得到电子的能力逐渐增强，失去电子的能力逐渐减弱。
因此，同一周期的元素（稀有气体元素除外），从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
练一练：
下表是元素周期表的一部分，表示元素周期表中金属性、非金属性的递变规律。
族
周期
Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ
1
2
3
4
5
6
7
问题解决：
①用虚线画出金属与非金属元素的界线
②在图中4个箭号旁的方框中分别用简要的文字说明元素金属性和非金属性的递变规律
③在图中适当的位置写出金属性最强的元素和非金属性最强的元素的符号（放射元素除外）。
过渡：
元素的原子结构决定了元素在元素周期表中的位置，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质特点。
那么，元素周期表有何应用呢？
3．元素周期表的应用
指导阅读：
阅读教材P9页内容，总结一下元素周期有何应用，并完成下列问题。
①根据元素在周期表中的位置，可推测元素的 ，预测其 ；
②在金属和非金属的分界线附近可找到 ，如 等；
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