高中化学专题1揭示物质结构的奥秘(第2课时)苏教版3..doc

高中化学专题1揭示物质结构的奥秘(第2课时)苏教版3..doc

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专题2原子结构与元素的性质

第一单元原子核外电子运动

人类对原子结构的认识历史

教学目标

知识与技能

1．在必修化学的基础上，进一步认识卢瑟福和波尔的原子结构模型

2．知道核外电子在一定条件下会发生越迁，了解其简单的应用

过程与方法

进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力。

情感态度

与价值观

从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；

教学重点

了解人类对原子结构的认识历史

教学难点

了解人类对原子结构的认识历史

教学方法

探究讲练结合

[回述]

1．原子序数：

（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：

原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数

（2）原子组成的表示方法

a.原子符号：

AzXA质量数z质子数

b.原子结构示意图：

c.电子式：

（3）特殊结构微粒汇总：

无电子微粒　　　　　　　无中子微粒　　　　　　

2e-微粒　　　　　　

10e-微粒　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

讨论

三等量是原子结构的基础

【讨论后口述】

氢离子、氢原子

从分子（水）、阳离子（水合质子）、阴离子（氢氧根离子）、原子

2．元素周期表：

（1）编排原则：

把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；

再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。

（2）结构：

①周期（共七个）

②族族序数罗马数字用表示；主族用A表示；副族用B表示。

（3）元素周期表与原子结构的关系：

①周期序数＝电子层数②主族序数＝原子最外层电子数＝元素最高正化合价数

（4）元素族的别称：

①第ⅠA族：

碱金属第ⅠIA族：

碱土金属②第ⅦA族：

卤族元素③第0族：

稀有气体元素

3．有关概念：

（1）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）

（2）元素：

具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。

（3）核素：

具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子。

（4）同位素：

质子数相同而中子数不同不同的同一元素的不同原子，互称同位素。

（5）同位素的性质：

（6）元素的相对原子质量：

a．某种核素的相对原子质量

b．素的相对原子质量

=A1×a1%+A2×a2%+……

A1、A2……为核素的相对原子质量

a1%、a2%……为核素的原子百分数或核素原子的物质的量分数

4．元素周期律：

（1）含义

（2）本质：

核外电子排布的周期性变化

（3）具体体现

①核外电子排布的周期性变化

②元素化合价的周期性变化

③原子半径的周期性变化

④元素金属性和非金属性的周期性变化

口答

对照学案讨论

①同位素的化学性质几乎完全相同②在天然存在的某种元素里，无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。

5．比较微粒半径的大小

（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大

如:

H+＜H＜H-;Fe＞Fe2+＞Fe3+;

（2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．如：

①与He电子层结构相同的微粒:

H-＞Li+＞Be2+

②与Ne电子层结构相同的微粒：

O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+

③与Ar电子层结构相同的微粒:

S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+

（3）电子数和核电荷数都不同的微粒：

①同主族的元素,半径从上到下递增

②同周期:

原子半径从左到右递减

6．核外电子排布的规律：

①每层最多容纳电子数2n2（n表示电子层数）

②最外层电子数目不超过8个（第一层不超过2个）

③次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。

Na+

Cl

练习：

比较Ge、P、O的半径大小Ge>P>O

7．判断元素金属性或非金属性的强弱的依据

金属性强弱

非金属性强弱

1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱

最高价氧化物对应水化物酸性强弱

2、与水或酸反应，置换出H的易难

与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性

3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属

活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

（小结）巩固基础知识

作业：

画出1-18元素原子结构示意图

板书计划

必修2知识回顾

1．原子序数：

2．元素周期表：

3．有关概念：

（1）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）

4．元素周期律：

5．判断元素金属性或非金属性的强弱的依据

6．比较微粒半径的大小

7．核外电子排布的规律：

反馈

以自学为主，元素周期表相关知识掌握不好。

一1.了解原子核外电子的运动状态。

电子云理论、原子轨道理论。

（1）机率

（2）轮廓

（2）杂化

一2.了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布。

能级的能层区别与联系；构造原理：

ns<（n-1）d<（n-2）f

应用:

（1）第几周期元素才可能有d能级:

（2）最高能级为5p3的原子序号为:

（3）泡利原理和洪特规则应用：

注意ds区中的（n-1）d5ns1（n-1）d10ns1

（4）原子结构示意图、电子排布式、轨道式的区别

（5）微粒大小比较

一3．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

判断金属性非金属性强弱的依据；

（1）第一电离能越大，性越强

（2）电负性越大，性越强

（3）电负性差>1.7，离子键

拓展应用：

（1）最高价含氧酸酸性或最高价碱的碱性比较

.

（2）解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明。

例：

已知AlCl3是共价化合物，则BeCl2预测为何种化合物。

为什么？

一4．知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

焰色反应是电子跃迁的一个重要应用

一5.讨论：

元素周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律

s区、p区、d区、ds区、f区多少个元素

第一周期

第二周期

第三周期

第四周期

第五周期

第六周期

第七周期

常考点拓展：

元素周期表中的位置关系

一6.讨论：

主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系。

（1）总体规律：

依次升高

（2）特别的：

第IIA和IIIA主族元素的不同NaAlC>N

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