高中化学《原子结构与元素的性质》教案1 新人教版选修3Word格式.docx
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二
三
四
五
六
七
元素数目
2
8
18
32
32（?
）
金属元素数目
3
14
15
30
?
[讲述]根据随周期序号的递增渐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多特点我们可以把元素周期系的发展形象地比喻成螺壳上的螺旋：
[科学探究]考察元素周期表，探究下列问题：
1．元素周期表共有几个周期?
每个周期各有多少种元素?
写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排产式的通式。
为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期个同?
2．元素周期表共有多少个纵列?
表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。
每个纵列的价电子层的电子总数是否相
等?
3．按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，如图1—16所示。
除ds①区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
s区、d区和p区分别有几个纵列?
为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?
4．元素周期表可分为哪些族?
为什么副族元素又称为过渡元素?
5．为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内（如图1—17）?
6．处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。
为什么?
[小组交流]公布优秀答案，重点讲解。
1、（略）
2、18个纵列，每个纵列价电子总数不相等。
3、s区元素：
ⅠA和ⅡA族；
p区元；
ⅢA～ⅦA族元素。
0族稀有气体也属于p区。
d区元素：
ⅢB～Ⅷ族元素；
ds区元素：
包括ⅠB和ⅡB族。
f区元素：
包括镧系和锕系元素。
4、7个主族、7个副族、一个Ⅷ族、一个零族，副族元素处于金属元素与非金属元素中间，因而又称过渡元素。
5、根据必修学习的元素周期律同一周期从左往右金属性逐渐减弱非金属逐渐增强，同一主族，从下往上金属性减弱，非金属性增强，所以周期系已知112种元素中只有21种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p区右上角三角区内。
6、处于非金属三角区边界上的元素兼具金属和非金属的特性，有时也称“半金属”或“准金属”，例如，硅是非金属，但其单质晶体为具蓝灰色金属光泽的半导体，锗是金属，却跟硅一样具金刚石型结构，也是半导体。
[板书]
2、s区元素：
[投影]
科学史话：
第一张元素周期表
1829年德国化学家德贝菜纳发现当时已知的44种元素中有15种元素可分成5组，每组的三个元素性质相似，而且中间元素的相对原子质量约为较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半。
例如，钙、锶、钡性质相似，锶的相对原子质量大约是钙和钡的相对原子质量之和的一半。
氯、溴、碘，锂、钠、钾等组元素的情况类似，由此提出了“三素组”的概念，为发现元素性质的规律性打下了基础。
1859年，24罗的俄国彼得堡大学年轻讲师门捷列夫来到德国海德堡大学本生的实验室进修。
当年，本生和基尔霍夫发明了光谱仪，用光谱发现了一些新元素，掀起一股发现新元素热。
次年，门捷列夫出席了在化学史土具有里程碑意义的德国卡尔斯鲁厄化学大会。
门捷列夫回忆道：
“我的周期律的决定性时刻在1860年，我……在会土我聆听了意大利化学家康尼查罗的演讲……正是当时，元素的性质随原子量（相对原子质量）递增而呈现周期性变化的基本思想冲击了我。
”此后，门捷列夫为使他的思想信念转化为科学理论，作出了10年艰苦卓绝的努力，系统地研究了元素的性质，按照相对原子质量的大小，将元素排成序，终于发现了元素周期律。
[小结]略。
[课堂练习]
1、判断下列各基态元素原子的电子排布式是正确还是错误，如果错误在空格中改正。
（1）Li：
1s2；
（）
________；
（2）Be：
1s22s12p1（）
（3）O：
1s22s22px22py2；
（）
_______；
（4）K：
1s22s22p63s23p63d1；
（
）________；
（5）Cu：
1s22s22p63s23p63d94s2
（
）______。
答案：
（1）√
（2）x;
1s22s2（3）x;
1s22s22px22py12pz1（4）x;
1s22s22p63s23p64s1（5）x;
1s22s22p63s23p63d104s1
2、判断下列表达是正确还是错误
（1）1s22p1属于基态；
）
（2）1s22s22p63s23p63d54s1属于激发态；
（3）1s22s22p62d1属于激发态；
（4）1s22s22p63d1属于基态；
（1）x
（2）x（3）√（4）x
3、根据2n2的规律推算第一到第四电子层最多可以容纳的电子数目为
。
（6.2,8,8,18）
4、已知某原子的电子分布是1s22s22p63s23p63d104s24p1。
（1）这元素的原子序数是多少？
（2）这元素属第几周期？
第几族？
是主族元素还是过渡元素？
（3）哪些电子是这个原子的价电子。
（1）31
（2）4；
IIIA；
主族元素.（3）4s24p1
[作业]P241、2、3、4、10
[板书设计]第二节原子结构与元素的性质
1、元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
2019-2020年高中化学《原子结构与元素的性质》教案10新人教版选修3
知识与技能
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系
教学过程
〖复习〗必修中什么是元素周期律？
元素的性质包括哪些方面？
元素性质周期性变化的根本原因是什么？
〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表
1、周期系：
随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。
然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。
例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；
再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。
可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表
我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？
所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？
说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。
第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：
电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型（教材p15页）到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？
在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；
在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16个族。
16个族又可分为主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？
什么叫外围电子排布？
什么叫价电子层？
什么叫价电子？
要求学生记住这些术语。
元素在周期表中排在哪个列由什么决定？
阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。
〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：
原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?
按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
元素周期表可分为哪些族?
为什么副族元素又称为过渡元素？
各区元素的价电子层结构特征是什么？
[基础要点]分析图1-16
s区
p区
d区
ds区
f区
分区原则
纵列数
是否都是金属
区全是金属元素，非金属元素主要集中区。
主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。
[思考]周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。
元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？
〖归纳〗S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。
ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；
价电子总数等于副族序数；
ds区元素特征电子排布为
（n-1）d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；
p区元素特征电子排布为ns2np1~6；
价电子总数等于主族序数。
原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。
原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=最大能层数（钯除外）
46Pd[Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。
外围电子总数决定排在哪一族
如：
29Cu3d104s1
10+1=11尾数是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。
〖课堂练习〗
1、下列说法正确的有（）
A．26号元素铁属于d区
B．主族族序数=其价电子数=最外层电子数
C．在周期表中，元素周期数=原子核外电子层数
D．最外层电子数=8的都是稀有气体元素
E．主族共有7列，副族共有7列
F．元素周期表中第四周期第VA主族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差13
2、在元素周期表中存在着许多的规律。
同一主族元素的原子序数之间也有一定的规律，填写下列问题：
第一、二、三、四周期中包含的元素数目分别为，
卤族元素中F、Cl、Br的原子序数分别为，碱金属元素中Li、Na、K的原子序数分别为；
体会上述数字之间的关系，找出同族元素原子序数与周期中元素数目之间的关系。
3、门捷列夫当年提出的元素周期律是，和现在的元素周期律比较，其主要的区别是。
到元素周期表中找一个与门捷列夫元素周期律不符合的元素。
4、根据外围电子排布的不同，元素周期表也可以
分成不同的区域，右图是元素周期表的区域分
布示意图。
请说出这样划分的依据，同时写出
S区、d区和p区的外围电子排布式。
5、用电子排布式表示Al、Cr（原子序数为24）、Fe（原子序数为26）、As（原子序数为33）等元素原子的价电子排布，并由此判断它们属于哪一周期哪一族。
Al：
Cr：
Fe：
As：
原子结构与元素的性质（第2课时）
知识与技能：
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
二、元素周期律
（1）原子半径
〖探究〗观察下列图表分析总结：
元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？
应如何理解这种趋势？
元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？
〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：
一是电子的能层数，另一个是核电荷数。
显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。
（2）电离能
[基础要点]概念
1、第一电离能I1；
态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。
第一电离能越大，金属活动性越。
同一元素的第二电离能第一电离能。
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3、I4、I5……？
分析下表：
〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？
碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？
为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？
第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？
碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
2、阅读分析表格数据：
Na
Mg
Al
各级电离能（KJ/mol）
496
738
578
4562
1415
1817
6912
7733
2745
9543
10540
11575
13353
13630
14830
16610
17995
18376
xx4
21703
23293
为什么原子的逐级电离能越来越大？
这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？
数据的突跃变化说明了什么？
〖归纳总结〗
1、递变规律
周一周期
同一族
第一电离能
从左往右，第一电离能呈增大的趋势
从上到下，第一电离能呈增大趋势。
2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。
因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
3．气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能（用I1表示），从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能（用I2表示），依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：
I1<
I2<
I3<
I4<
I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。
这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。
4、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。
镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？
Mg：
1s22s22p63s2
P:
1s22s22p63s23p3
那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。
如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。
5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；
Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；
Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。
而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
1、某元素的电离能（电子伏特）如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
14.5
29.6
47.4
77.5
97.9
551.9
666.8
此元素位于元素周期表的族数是
A.IAB.ⅡAC.ⅢAD、ⅣAE、ⅥAF、ⅤAG、ⅦA
2、某元素的全部电离能（电子伏特）如下：
I8
13.6
35.1
54.9
77.4
113.9
138.1
739.1
871.1
回答下列各问：
（1）由I1到I8电离能值是怎样变化的?
___________________。
______________________________________
（2）I1为什么最小?
________________________________
（3）I7和I8为什么是有很大的数值__________________________
（4）I6到I7间，为什么有一个很大的差值?
这能说明什么问题?
_________________________________________________________
（5）I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小?
______________________________________________
（6）I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值
__________________________________________________
（7）此元素原子的电子层有__________________层。
最外层电子构型为
______________，电子轨道式为________________________________，此元素的周期位置为________________________周期___________________族。
2、讨论氢的周期位置。
为什么放在IA的上方?
还可以放在什么位置，为什么?
答：
氢原子核外只有一个电子（1s1），既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个能。
电子变成一l价，与稀有气体He的核外电子排布相同。
根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。
3、概念辩析：
每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
铝的第一电离能大于K的第一电离能
B电负性和Si相近
已知在200C1molNa失去1mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol
Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
气态O原子的电子排布为：
↑↓↑↓↑↓↑↓，测得电离出1mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol
半径：
K+>
Cl-
酸性HClO>
H2SO4，碱性：
NaOH>
Mg（OH）2
第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素
元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数
4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。
气态原子失去1个电子，形成＋1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+l价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。
下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·
mol－1）。
元素
4562
6912
1451
7733
（1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：
元素的电离能和元素性质之间的关系是：
（2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。
（3）请试着解释：
为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？
原子结构与元素的性质（第3课时）
1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力
〖复习〗1、什么是电离能？
它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
（3）电负性：
〖思考与交流〗1、什么是电负性？
电负性的大小体现了什么性质？
阅读教材p20页表
同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？
如何理解这些规律？
根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？
[科学探究]
根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作I
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