高中化学 第一章 物质结构与性质教案新人教版选修3.docx
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高中化学第一章物质结构与性质教案新人教版选修3
2019-2020年高中化学第一章物质结构与性质教案新人教版选修3
教材分析：
一、本章教学目标
1．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。
2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。
3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
4．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。
5．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。
6．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，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
本章知识分析：
本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。
总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。
尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。
通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。
注意本章不能挖得很深，属于略微展开。
第一节原子结构
第一课时
知识与技能：
1、进一步认识原子核外电子的分层排布
2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系
3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系
4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义
5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
6、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
方法和过程：
复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。
情感和价值观：
充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。
教学过程：
1、原子结构理论发展
从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。
现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。
大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。
其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。
〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：
核外电子排布的尸般规律
（1）核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次
排布在能量逐步升高的电子层（能量最低原理）。
（2）原子核外各电子层最多容纳29’个电子。
（3）原于最外层电子数目不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个电
子）。
（4）次外层电子数目不能超过18个（K层为次外层时不能超过2个），倒
数第三层电子数目不能超过32个。
说明：
以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。
例如；当M层是最外层
时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子
〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？
2、能层与能级
由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：
第一、二、三、四、五、六、七……能层
符号表示K、L、M、N、O、P、Q……
能量由低到高
例如：
钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。
由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：
能层一二三四五六七……
符号KLMNOPQ……
最多电子数28183250……
即每层所容纳的最多电子数是：
2n2（n：
能层的序数）
但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级（S、P、d、F），就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。
各能层上的能级是不一样的。
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
能层KLMNO……
能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f……
最多电子数2262610261014……
各能层电子数28183250……
（1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……
（2）任一能层，能级数=能层序数
（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍
3、构造原理
根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。
即电子所排的能级顺序：
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……
元素原子的电子排布：
（1—36号）
氢H1s1
……
钠Na1s22s22p63s1
……
钾K1s22s22p63s23p64s1【Ar】4s1
……
有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：
铬24Cr[Ar]3d54s1
铜29Cu[Ar]3d104s1
[练习]
1、写出17Cl（氯）、21Sc（钪）、35Br（溴）的电子排布
氯：
1s22s22p63s23p5
钪：
1s22s22p63s23p63d14s2
溴：
1s22s22p63s23p63d104s24p5
根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。
2、写出1—36号元素的核外电子排布式。
3、写出1—36号元素的简化核外电子排布式。
总结并记住书写方法。
4、画出下列原子的结构示意图：
Be、N、Na、Ne、Mg
回答下列问题：
在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有，最外层电子数与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有；
L层电子数达到最多的有，K层与M层电子数相等的有。
5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：
（1）EKENELEM，
（2）E3SE2SE4SE1S，
（3）E3SE3dE2PE4f。
6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。
B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。
（1）A元素的元素符号是，B元素的原子结构示意图为________________；
（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是________。
第二课时
知识与技能：
1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
2、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
3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
4、知道原子的基态和激发态的涵义
5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
教学过程：
〖课前练习〗
1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。
能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下：
（1）根据的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有电子。
（2）从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与相等。
请再写出一个规律。
2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。
则
（1）A元素在周期表中的位置是，B元素的原子序数为；
（2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式。
〖引入〗电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？
4、电子云和原子轨道：
（1）电子运动的特点：
①质量极小②运动空间极小③极高速运动。
因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。
我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。
概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。
常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。
S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。
P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。
s电子的原子轨道都是球形的（原子核位于球心），能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。
这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。
这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动（提供能量）才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。
（2）[重点难点]泡利原理和洪特规则
量子力学告诉我们：
ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。
一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。
推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。
当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。
〖练习〗
写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。
并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：
（成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。
〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。
〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？
从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。
它们是否符合构造原理?
2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。
试问：
上式方括号里的符号的意义是什么？
你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗?
洪特规则的特例：
对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。
练习：
1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。
（1）N
（2）Cl（3）O（4）Mg
2、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。
试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。
（1）
（2）（3）
（4）（5）（6）
违反泡利不相容原理的有，违反洪特规则的有。
3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？
试说明理由。
（1）氮原子：
A．B．
2s2p2s2p
；
（2）钠原子：
A．3s1B．3p1
；
（3）铬原子：
A．3d54s1B．3d44s2
。
4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。
请你比较这两种表示方式的共同点和不同点。
5、原子核外电子的运动有何特点?
科学家是怎样来描述电子运动状态的?
以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循的原理。
[同步训练]
1、以下能级符号正确的是（）
A.6sB.2dC.3fD.7p
2、下列个能层中不包含p能级的是（）
A.NB.MC.LD.K
3、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：
（1）EKENELEM
（2）E3sE2sE4sE1s
（3）E3sE2dE2pE4f
4、下列关于1S电子在原子核外出现的概率分布图的说法中，正确的是（）
A、通常用小黑点来表示电子的多少
B、小黑点密表示在该核外空间的电子数多
C、小黑点密表示在该核外空间的单位体积内电子出现的概率大
D、通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动
第三课时
知识与技能：
1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
2、知道原子的基态和激发态的涵义
3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
重点难点：
能量最低原理、基态、激发态、光谱
教学过程：
〖引入〗在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？
创设问题情景：
利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。
提出问题：
这些光现象是怎样产生的?
问题探究：
指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。
问题解决：
联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。
应用反馈：
举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。
〖总结〗
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
处于最低能量的原子叫做基态原子。
当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。
光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
许多元素是通过原子光谱发现的。
在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
〖阅读分析〗分析教材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。
阅读p8科学史话，认识光谱的发展。
〖课堂练习〗
1、同一原子的基态和激发态相比较
A、基态时的能量比激发态时高B、基态时比较稳定
C、基态时的能量比激发态时低D、激发态时比较稳定
2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是
A、钢铁长期使用后生锈B、节日里燃放的焰火
C、金属导线可以导电D、卫生丸久置后消失
3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是
A．元素原子的核电荷数B．原子核外电子的多少
C．电子离原子核的远近D．原子核外电子的大小
4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时
A.产生的光谱为吸收光谱
B.产生的光谱为发射光谱
C.产生的光谱线的条数可能是2条
D.电子的势能将升高.
第二节原子结构与元素的性质（第一课时）
一、三维目标
（一）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
5、掌握原子半径的变化规律
6、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
7、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
8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
9、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
10、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
11、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
12、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
13、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
（二）过程与方法：
1、弄清元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
2、理解元素的电负性与元素的化合价的关系
3、理解元素的电负性与离子化合物、共价化合物的关系
4、学会用元素的电负性解释对角线规则
5、理解元素性质的周期性变化与核外电子排布周期性变化的关系
6、复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法
（三）情感和价值观：
1、了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣
二、教学重点：
1、原子核外电子排布的周期性变化
2、原子结构与元素周期表的关系
3、元素周期表的5个区与族的关系
4、元素的原子半径、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化
5、元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
6、元素的电离能与元素得失电子能力的关系
三、教学难点：
1、元素周期表的结构与原子结构的关系
2、用元素的电负性解释对角线规则
3、元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
四、教学过程
【复习引入】
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？
【生】：
元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。
元素的性质包括：
金属性、非金属性、原子半径……
元素性质周期性变化的根本原因是：
原子电子排布的周期性变化
【师】不错，说到底元素的性质是由原子结构所决定的，今天，我们将进一步探究原子结构与元素性质的关系。
【板书】第二节原子结构与元素的性质
元素的性质跟其在周期表中的位置有相应的关系，所以要探究原子结构与元素的性质的关系首先得研究元素周期表。
在必修2中我们已经对元素周期表做过探究，请同学们结合P15－16页『科学探究』内容回忆元素周期表的结构的相关知识。
【板书】一、原子结构与元素周期表
【科学探究】P15－16
【学生思考、讨论、回答】
【小结】
1、元素周期表共有7个周期，其中有三个短周期，三个长周期和一个不完全周期。
每周期具有元素的数目分别为2、8、8、18、18、32、26种。
一、1s1——1s2二、2s1——2s22p6三、3s1——3s23p6四、4s1——4s24p6
五、5s1——5s25p6六、6s1——6s26p6七、7s1——？
通式：
ns1——ns2np6
第一周期结尾元素只有一个1s能级，2个电子，所以电子排布跟其他周期不同
2、元素周期表共有18个纵列，
【板书】
1、价电子层：
能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能层。
2、价电子：
价电子层上的电子。
3、每个纵列的价电子层的电子总数相等
3、s区有2个纵列，d区有8个纵列，P区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。
【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。
4、元素周期表可分为主族、副族和0族：
从图1—16可知，副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。
5、这是由元素的价电子层结构和元素周期表中性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，结果使元素周期表右上角三角区域的元素主要呈现出非金属性。
6、由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属或准金属。
【思考】元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？
元素在周期表中排在哪个列由什么决定？
（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。
）
【总结板书】4、元素在周期表中的位置由原子结构决定：
1、原子核外电子层数决定元素所在的周期；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。
2、原子的价电子总数决定元素所在的族；如：
29Cu3d104s1，10+1=11尾数是1所以，是IB。
总结：
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。
【过渡】由于随核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是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，（关系见P14）
因此我们可以把元素周期表画成螺旋型的形状。
见P15图1——15。
【练习巩固】
P24——1、2
1、元素的分区和族
1）s区:
最后的电子填在上,包括,属于活泼金属,为碱金属和碱土金属;
2）p区:
最后的电子填在上,包括族元素,为非金属和少数金属;
3）d区:
最后的电子填在上,包括族元素,为过渡金属;
4）ds区:
（n-1）d全充满,最后的电子填在上,包括,过渡金属（d和ds区金属合起来,为过渡金属）;
5）f区:
包括元素,称为内过渡元素或内过渡系.
2、外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是（ ）
A、第四周期ⅦB族B、第五周期ⅢB族C、 第六周期ⅦB族D、 第六周期ⅢB族
3、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。
下面关于镭的性质的描述中不正确的是（）
A、在化合物中呈+2价B、单质使水分解、放出氢气
C、氢氧化物呈两性D、碳酸盐难溶于水
答案：
1、1）ns,IA、IIA2）np,IIIA-VIIA以及03）（n-1）d,IA、IIA4）ns,IB-IIB
5）镧系和锕系2、D3、BD
【课后作业】P24——3
第二节原子结构与元素的性质（第二课时）
【引入】前面我们学习了原子结构与元素的性质的关系，今天我们进一步探究元素周期律。
【板书】二、元素周期律
【导入新课】P17学与问
【学生回忆总结】
同周期的主族元素从左到右，元素的最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【过渡】元素的性质随核电核数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。
元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来探讨原子半径、电离能和电负性的周期性变化。
【板书】1、原子半径
（1）定义：
是由实验方法测定的两相邻同种原子核之间距离的半数值。
包括共价半径，金属半径，范氏（范德华）半径。
【讲述】
共价半径：
单质分子中的2个原子以共价单键结合时，它们核间距离的一半叫该原子的共价半径。
金属半径：
金属晶格中金属原子的核间距离的一半叫做原子的金属半径。
范氏（范德华）半径：
在分子型晶体中，不属于同一分子随两个最接近的相同原子在非键合状况下，它们核距离的一半。
（稀有气体的原子半径）
在一般的资料里，金属元素有
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