第五章物质结构元素周期律全章教案Word文档下载推荐.docx
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相对质量：
1.007
1.008
质子的1/1836
电性:
单位正电荷
中性
单位负电荷
发现：
⑴中子比质子略重；
⑵中子数、质子数值约等于中子质子的相对质量；
⑶原子量=原子相对质量=质子相对质量+中子相对质量+电子相对质量；
质子相对质量≈质子数、中子相对质量≈中子数、电子质量忽略不计，则：
质子数+中子数=原子近似原子量
质量关系：
Z
+
N
=
A
让学生明确，质量数是原子的质量数，就是原子的近似原子量。
⑷表示原子的符号：
X质子数、电子数为Z，中子数为（A-Z）电性关系：
原子：
质子数=电子数=核外电子数
阳离子：
质子数＞核外电子数
阴离子：
核外电子数＞质子数
练习：
让学生写出常见元素原子的符号。
2、核外电子运动特征
⑴核外电子运动特点：
①电子质量小，10－31kg
②电子运动范围小，10－10m
③电子运动速度大，108m/s
⑵描述核外电子运动状态的方法
电子云的概念：
电子在原子核外窨一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地把它叫做“电子云”。
含义：
①表示电子在核外某空间出现的机会的多少；
②它是一段时间内电子运动情况的记录。
⑶氢原子电子云：
①球形；
②离核近，电子云密度大，表示电子出现机会多；
③离核远，电子云密度小，表示电子出现机会少。
解释氢原子电子云的形成过程，强调只是一个电子的运动结果，是一段时间内的统计结果。
新课的延伸：
原子结构模型的演变：
道尔顿模型、汤姆生模型、卢瑟福模型、玻尔模型、电子云模型。
教学小结：
⑴原子的构成：
质子、中子、电子；
⑵质量数及
X符号的含义；
⑶核外电子运动状态、电子云。
作业：
P96
三、问答题
1、2
课后小结：
这节课未能进行完，主要是在练习举例时介绍了同位素的概念，余下内容需要在下节课中加以消化。
第二课时
1、
请学生辨析几对基本概念：
相对原子质量与原子质量、原子量与近似原子量、质量数与相对原子质量
2、
请四位同学画出下列原子结构示意图：
2He、10Ne、18Ar；
Na、Cl、Mg；
N、B、C，并让学生总结多个原子电子是如何排布的。
3、
给出原子符号，让学生判断其质子数、中子数、电子数：
Ca、
Cl、
H、
H。
（引出新课）
4、
原子核外电子的排布
（从上面的示意图来分析）指出原子核外电子运动区域与电子能量的关系：
电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近的区域内运动
把原子核外分成七个运动区域，又叫电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7…表示，分别称为K、L、M、N、O、P、Q…，n值越大，说明电子离核越远，能量也就越高。
核外电子分层运动，又叫电子分层排布。
设问：
每个电子层最多可以排布多少个电子呢？
引导学生分析表5-2，通过比较，发现规律：
①
最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2个）；
②
次外层最多只能容纳18个电子；
③
倒数第三层最多只能容纳32个电子；
④
每个电子层最多只能容纳2n2电子。
另外，①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；
②各电子层所能容纳的电子数必须服从于其所在的位置。
指导学生填写表5-3、表5-4。
安排学生解答讨论题。
①指导学生画出26号铁元素的原子结构示意图，说明次外层电子数可以不饱和，进而说明Fe2＋最外层电子数不是8；
②分析得出结论，截止目前，各电子层电子数不超过32个，若发展至8个电子层，容纳电子数最多的电子层是哪一层，可容纳电子数?
③改错：
写出一些错误的原子结构示意图，让学生判断其正确性，说明其违背了核外电子排布规律中的哪一条。
例题1
元素B的电荷数为z，已知Bn+和Am+有相同的电子数，则A元素的核电荷数用Z、n、m来表示，应为
。
（Z+m+n）
例题2
X、Y、Z三元素的电子层数不超过3，其核电荷数X＞Y＞Z，最外层电子数X＞Y＞Z，达到稳定结构所需要的电子数Y＞X＞Z，Y与Z的电子数之和等于X的核外电子数，由此推断：
①元素符号依次为：
X
Y
Z
（O、N、H）
②由三种元素形成的离子化合物的化学式
（NH4NO3）
核外电子排布规律；
原子结构示意图的三个要素。
P95
一、填空题
1、2题
思考
二、选择题
课堂练习
3课堂简答
①教学中应用通俗的言语介绍“能量最低原理”，从而明确电子排布的最基本原理；
②举例再多一些。
第二节
在已经学习了碱金属、卤素两个元素族以后，引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质。
教材以1～18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素的金属性、非金属性几个方面，导出元素周期律。
教材在处理新课时，不是直接给出新知识点及规律，而是通过课堂讨论、实验及数据分析，总结出规律。
1．
使学生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、元素非金属性的周期性变化。
2．
了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
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结果，从而理解元素周期律的实质。
4．
通过教学，培养学生的逻辑推理能力。
原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
元素金属性、非金属性变化的规律。
实验法、比较发现法、讲述法
教学用具及实验用品：
1.教学挂图、小黑板、课本
2.实验用品:
试管、酒精灯、胶头滴管、蒸馏水、培养皿、镁带、砂布、铝片、酚酞试液、1mol/L盐酸、1mol/LalCl3溶液、3mol/L硫酸溶液、6mol/LNaOH溶液
2
碱金属元素间、卤族元素间的化学性质为什么相似？
结论：
结构决定性质，（性质决定用途）。
目前已发现了100多种元素，它们的结构与性质各有什么联系？
这其中有没有什么规律？
（引出板书）
在三年或五年时间里，春夏秋冬是如何变化的，有何特点？
“月有圆缺”月亮的圆缺是如何变化的？
引出周期的概念。
多少小时为一天的周期？
多少天为一星期的周期？
（分析它们的特点：
均匀）
100多种元素在排列时，也是按一定规律排列的，也有一定的周期，那么，这里面周期是什么？
有哪些规律可言？
建立原子序数概念后让学生阅读：
表5-5、图5-5，解决以下问题：
随着原子序数的递增，元素的种类呈现怎样的规律性的变化？
随着原子序数递增，原子最外层电子排布呈现怎样规律性变化？
随着原子序数递增，元素原子半径呈现怎样的规律性变化？
随着原子序数递增，元素主要化合价呈现怎样的规律性变化？
板书：
原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
分析：
周期性变化的起点、终点的一致性，并分析主要化合价中正价与负价的关系，还要从原子半径最大的原子同时又是最外层电子数最少的，表现最强的金属性，同理，原子半径最小的原子又是最外层电子数最多的，表现最强的非金属性。
再根据原子半径与最外层电子数的变化引出元素金属性与非金属性周期性变化规律。
填写表5-6、5-7、5-8
1.随着原子序数的递增，元素种类、元素原子最外层电子排布、元素原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性都呈现周期性变化。
2.元素性质（原子半径、主要化合价、元素的金属性与非金属性）呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。
3.元素性质周期性变化是原子核外电子排布周期性变化必然结果。
1.所隔的元素数目是不是相同？
所呈现的周期是否规则？
2．每一个变化周期与元素周期表中的横行有什么关系？
1.原子序数、元素周期律的概念。
2.元素性质周期性变化的表现形式及与最外层电子排布周期性变化的关系
P103
习题一：
2、3，三。
①教学中以课本为序来进行教学，一定要启发引导学生通过阅读来发现规律；
②教学时间较紧，课堂教学密度较大，应在下次课前加大巩固力度;
③需要进行一节课的补充与矫正。
提问：
⑴原子序数、元素同期律的概念；
⑵元素性质同期性变化的形式。
元素的金属性、非金属性是否也随着原子序数的递增呈现同期性变化？
“越易越强、越强越强”即：
⑴金属：
与水或酸反应越容易，金属性越强；
最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。
⑵非金属性：
与氢气化合越容易，非金属性越强；
最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强，非金属性越强。
类推：
“越难越弱、越弱越弱”。
以1～18号元素为例，通过实验以说明。
比较1：
⑴钠与水反应（回忆）
⑵镁与水反应【实验5-1】
发现1：
①条件不同，反应速度不同，镁在沸水中反应快；
②化学反应方程式：
Mg＋2H2O
Mg（OH）2+H2↑；
③钠与水反应比镁与水反应剧烈、容易，钠的金属性比镁强；
⑤
NaOH为强碱，而Mg（OH）2的酚酞溶液为浅红色，即为中强碱，钠的金属性比镁强。
比较2：
①镁与2mL1mol/L盐酸反应
②铝与2mL1mol/L盐酸反应
发现2：
①镁比铝与酸反应速度快，镁的金属性比铝强；
②化学反应方程式：
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑。
比较3：
氧化铝与盐酸和NaOH溶液反应，化学反应方程式为：
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Al2O3+2NaOH=NaAlO2+H2O
发现3：
Al2O3既能与酸反应又能与碱反应，均生成盐和水→两性氧化物。
比较4：
【实验5-3】先制备一定量的Al（OH）3,再分别与3mL1mol/LH2SO4溶液和6mL1mol/LNaOH溶液反应.
发现4:
①Al（OH）3也呈两性→两性氢氧化物;
②化学反应离子方程式:
Al（OH）3+3H+=Al3++3H2O
Al（OH）3+OH－=AlO2－+2H2O
比较5：
Si—SiO2—H4SiO4（难溶弱酸）Si—SiH4（极难生成）
P—P2O5—H3PO4
（中强酸）
P—PH3（很难生成）
S—SO3—H2SO4
（强酸）
S—H2S（较难生成）
Cl—Cl2O7—HClO4
（最强酸）
Cl—HCl（容易生成）
组织学生阅读P102、P103页课本，结合比较：
发现5：
非金属性：
Cl＞S＞P＞Si
1、
Ar
金属性→弱，非金属性→强
稀有气体元素
2、元素的金属性与非金属性随着原子序数数的递增也呈现周期性变化。
1、NaHCO3既能与盐酸反应，也能与NaOH溶液反应，它是两性化合物吗？
2、氧化物分为三种：
酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。
概念：
两性氧化物、两性氢氧化物、元素周期律。
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
氧化物：
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
水化物：
NaOHMg（OH）2Al（OH）3H4SiO4H3PO4
H2SO4HClO4
氢化物：
—
SiH4
PH3
H2S
HCl
主要化合价：
＋1
＋2
＋3
＋4
＋5
＋6
＋7
－4
－3
－2
－1
最外层电子数：
1
2
3
4
5
6
7
原子半径：
由大到小
元素的性质：
金属性→渐强，非金属性→渐弱。
习题一.1、2
习题二.课堂作业
本节课教学密度太大，教学难度也很大，教学任务未能完成，事实上也难以完成，关于边讲边实验，限于条件问题，这里全部用演示实验代替。
元素同期律
第三节
元素同期表
本节教学内容共分四个部分：
第一部分是元素周期表的结构，第二部分是元素的性质与元素在周期表中位置的关系，第三部分是同位素与核素的常识，最后一部分为是元素周期律及元素周期表的意义。
教材中还编写了阅读材料与有关资料，对学生也有一定的帮助。
在四个部分的教学内容中，要突出前三个部分为教学的重点，要充分认识到学生在学习元素在元素周期表中位置与原子结构的关系时的难度。
使学生了解元素周期表的结构以及周期、族的概念。
使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。
使学生了解原子结构、元素性质及该元素在元素周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用元素周期表。
使学生了解元素周期律和周期表的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律，对他信进行辩证唯物主义教育。
5、
使学生对核素和同位素有常识性的认识。
元素周期表的结构
元素性质、元素在周期表中位置和原子结构的关系
元素的性质、元素在周期表中的位置和原子结构的关系
核素、同位素
比较发现法、讲述法、启发类比法、辨析法
元素周期表、挂图、课本
新课
2＋1（习题课）＋1（研究性学习辅导）
1、思考：
元素周期律中每隔一定数目的元素，元素性质呈现周期性变化，所隔的元素数目是否相同，即周期是否规则？
与元素周期表的行是否有关系？
2、翻开元素周期表，让学生以第二周期和卤族元素、碱金属元素为例分析周期表排列方式。
引出元素周期表的概念及本节标题（元素周期表概念）。
元素周期表
一、
展示元素周期表，分析元素周期表的行。
周期
具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行，叫周期。
元素周期表结构——行，分析比较各元素原子间结构关系，并填写表5-11。
每一周期都是从碱金属开始→卤素→惰性元素（第一与第七周期例外）；
周期序数=同周期元素具有的电子层数，元素周期表有7行，共有7个周期；
第一、二、三周期，所排元素种类：
2、8、8，
短周期；
第四、五、六周期，所排元素种类：
18、18、32，长周期；
第七周期，所排元素种类：
26，不完全周期。
介绍：
镧系元素
57La～71Lu
15种元素
第六周期；
锕系元素
89Ac～103Lr
第七周期；
超铀元素
92U号元素以后。
（说明元素周期表在排列时采取“短空长出”的办法保持两端对齐）
④每一周期，从左向右，原子半径从大到小；
主要化合价从+1～+7，－4～－1，金属性渐弱，非金属性渐强。
（展示元素周期表，分析元素周期表的列）
族
同一列中元素原子最外层电子数，重点分析卤族元素及碱金属元素的相同。
①元素周期表共有18列，除8、9、10三列为一族外，其余15列各为一族；
②长短周期共同组成的族为主族，用A表示；
完全由长周期元素构成的族为副族，用B表示，并用罗马数字表示其序号；
稀有气体元素所在的列为零族，计作“0”；
族类
A
B
Ⅷ
族数
7
1
列序号
1、2、13、14、
15、16、17
3、4、5、6、
7、11、12
8、9、10
18
族序号
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅠB、ⅡB
O
ⅢB族到ⅡB族共10列通称为过渡元素，包括Ⅷ族和七个副族，是从左边主族向右边主族过渡的元素。
①思考：
元素周期表共有18列，18种元素的周期是标准周期，凡不标准的周期，元素周期表是如何处理的？
②练习：
元素周期表从第1列到第18列，主族、副族、Ⅷ族及零族的分布情况。
关于周期表、周期、族的概念；
周期与电子层数，主族序数与最外层电子数的关系；
元素的原子结构与所在周期表中的位置的关系。
P111习题一、1
游戏：
各小组同学派五名同学，依次分别在黑板上写出：
1～18列对应的族序数、族类、所包含的周期数、对应的元素数、有关主族元素的最外层电子数。
各小组其它同学在座位上也做同样的工作，并可以帮助本组同学进行修改，最后进行评比，看哪个小组做的又对又快。
元素原子结构与元素在元素周期表中位置有关，由于原子结构决定元素的性质，因此，元素性质与元素在元素周期表中位置有着十分密切的关系。
二、
元素性质与元素在周期表中位置的关系主要化合价
元素在周期表中位置
原子结构
元素性质
元素金属性等
元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
同一周期，从左向右：
原子半径逐渐变小，最外层电子数逐渐增多，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；
同一主族，从上到下：
原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；
非金属性逐渐增强
金
1
属
B
非金属区
非
性
Al
Si
金
3
逐
Ge
As
属
渐
Sb
Te
性
增
金属区
Po
At
增
强
7
金属性逐渐增强
主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤA
ⅥAⅦA
说明：
①齿状线右上区为非金属区，左下区为金属区；
②齿状线两侧为往往表现一定金属性，又表现一定的非金属性,是寻找半导体材料的区域；
③金属性最强的元素为Cs，最强的非金属元素为F。
元素化合价与元素在周期表中位置有何关系呢？
元素化合价与原子电子层结构关系密切，通常把最外层电子称为价电子。
关系：
主族元素最高正化合价=等于它所在的主族的族序数=最外层电子数（价电子数）=原子所能失去或偏移的电子数；
负化合价与最高正价绝对值之和等于8。
三、
核素
同位素
复习元素的概念，给出：
Cl，
H，让学生指出它们的不同。
原子
质子数
中子数
名称
俗名
H
氕
普氢
氘
重氢
氚
超重氢
建立概念
它们是质子数相同的同种元素，但中子数不同又是不同种原子，引出：
①一定数目质子和一定数目的中子的一种原子，叫做核素；
质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子间，互称同位素。
强调：
①同一元素的各种核素虽然质量数不同，但它们的化学性质基本相同；
②在天然存在的各种元素里，无论是游离态还是化合态，各种核素所占的原子个数百分比是不变的。
①
H属于几种原子，几种元素，构成几种分子，组成几种物质？
②为什么有15种分子，只有13种质量？
15种分子的相对质量如何计算？
③元素相对原子质量的求法
原子个数百分比（%）
相对
质量
元素相对
原子质量
元素平均相
对
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