苏教版化学必修2《原子核外电子的排布》教学设计.docx

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苏教版化学必修2《原子核外电子的排布》教学设计

专题1微观结构与物质的多样性

第一单元核外电子排布与周期律

教学目标与教学设计的核心问题

在化学1的基础上，学生已对原子结构、核外电子排布及元素的金属性和非金属性有所了解。

本单元则较为系统地学习核外电子排布与周期律的重要原理和规律。

本教案侧重引导学生，在学习相关知识的同时，让学生理解：

（1）.科学家得出元素周期律所用的思维方式与方法。

重点有归纳与演绎。

（2）.利用原子结构更好的学习元素周期律与元素周期表。

（3）.利用元素周期表的典型应用示例，认识科学理论的应用价值。

2019-2020年苏教版化学必修2《原子核外电子的排布》教学设计

一、教学目标

1.知识与技能：

（1）.了解1-18号元素核外电子排布及相应的规律，并能用原子结构示意图表示上述元素的核外电排布。

2.过程与方法：

（1）.利用对1-18号元素核外电子排布及相应的规律的分析，学习归纳思维方法。

（2）.利用练习巩固原子结构示意图。

3.情感态度与价值观

培养学生小组合作精神，以及从微观角度认识事物。

4.教学重点：

（1）.1-18号元素核外电子排布规律。

（2）.用原子结构示意图表示元素的核外电排布。

二、教学过程

[板书][第一课时原子核外电子的排布]

[问题情景]

画出1-18号所有元素的原子结构示意图。

[问题与探究]

按某些共同特征，将上述18种元素分组，说明你分组的依据及优势（注意：

不能与图1-2重复）

例如：

可以按核外电子偶数分组，可以按单质状态分组。

[小结]

科学理论来自于客观事实。

但科学理论在被证实之前，会有很多瑕疵，从简单到复杂，是所有科学理论的发展路线。

[问题与讨论]

图1-2中核外电子排布依据的规律主要有以下几个要点：

[板书]1.元素核外电子排布所遵循的规律

（1）.核外电子依据电子能量的高低不同划分电子层（K、L、M、N、O、P、Q或n=1、2、3、4、5、6、7）。

离核近的电子层能量低，离核远的电子层能量高。

（2）.电子总是尽先占据能量最低的电子层。

（3）.各层最多可容纳的电子数为2n2（n=1、2、3…）

（4）.最外层最多不超过8个电子

[思考]

（1）.依据上述规律解释Na

为什么不是

？

（2）.上述规律能否解下列现象。

（见表1-1）

Xe的原子结构示意图，为什么不是

或

[答案]

（1）.最外层不超过8个电子。

（2）.次外层不超过18个电子。

上述规律只是核外电子排布规律中的主要几条。

各规律之间在同一原子中互相不冲突，即科学理论解释自然现象时，不能有互相矛盾之处。

[思考与讨论]

（1）、依据图1-2分析，金属元素与非金属元素在原子结构上有什么区别。

[金属元素原子最外层电子数比较少。

但最外层电子数较少，不一定是金属元素。

]

（2）、依据Na、Mg、Al等原子核外电子排布及其金属的活泼性关系，预测Li、Be的金属性强弱。

（上述结论可以推广到所有元素吗？

）

（3）、依据几种常见元素C、N、O、Na、Mg、Al、P、S、Cl等，讨论元素的化合价与原子结构的关系。

[作业]

1.已知铁原子、亚铁离子、铁离子的核外电子排布如下图所示：

、

。

说明上述原子结构示意图与核外电子排布规律有无冲突？

2.完成【课课练】

[主板书设计]

第一课时原子核外电子的排布

1.元素核外电子排布所遵循的规律

（1）.核外电子依据电子能量的高低不同划分电子层（K、L、M、N、O、P、Q或n=1、2、3、4、5、6、7）。

离核近的电子层能量低，离核远的电子层能量高。

（2）.电子总是尽先占据能量最低的电子层。

（3）.各层最多可容纳的电子数为2n2（n=1、2、3…）

（4）.最外层最多不超过8个电子

2.原子结构示意图

1-2元素周期律

一、教学目标

1.知识与技能：

（1）.认识元素周期律，了解核外电排布与元素金属性、非金属性、化合价、原子半径的周期性变化。

2.过程与方法：

（1）.利用原子半径的周期性变化、钠镁铝的活泼性顺序、氢化物的热稳定性变化趋势、同周期元素化合价上升等，学习归纳思维方法。

3.情感态度与价值观

利用实验及数据归纳，得出元素周期律，培养学生学科兴趣。

4.教学重难点：

元素周期律。

5.课时安排：

2课时

二、教学过程

[板书][第二课时元素周期律1]

[问题与探究]

分析1-18号元素的电子层数，最外层电子数与核电荷数三者之间的关系。

[问题与讨论]

画出一个直角坐标，把1-18号元素的核电荷及其最外层电子数，标在该直角坐标中，然后把这些点逐一用线条连在一起。

（1）、说明你所画出的图包含的信息及化学意义。

（2）、该图能否说明各元素核外电子排布具有规律性？

[板书]

1.原子序数：

元素按核电荷数由小到大顺序编号。

[思考题]

指出自然界有那些现象具有循环重复的特征。

说明元素核外电子排布的周期性变化特征。

2.元素核外电子排布具有周期性变化：

随着核电荷数递增，元素原子最外层电子数由1逐渐增加到8（H→He为1→2）。

这种重复在现有全部元素中无一例外。

[问题与讨论]

在一个直角坐标中，把表1-2中各元素的核电荷及其原子半径标出，并用线条连接。

把所得到的图与前边所画的图（核电荷--最外层电子数）比较，找出二者之间的关系。

[结论]

核外电子排布与元素原子半径均呈现周期性变化，且二者之间呈对应关系。

[板书]

元素原子半径，随其核外电子排布的周期性变化而变化。

[问题与讨论]

在一个直角坐标中，标出各元素的主要化合价及核电荷数，并用线条将各点之间连起来。

所得图与前边二个图做对比，找出三者之间的关系。

[结论]

核外电子排布与元素主要化合价均呈周期性变化，且二者之间呈对应关系。

[板书]

3.元素主要化合价随核外电子排布的周期性变化而变化。

[作业]

（1）、为什么研究元素原子半径及其化合价时，都把稀有气体元素排除在外？

如果把稀有气体的原子半径及化合价与其他元素一同研究，则上述规律应如何修改？

（2）、总结一下3-9号元素，11-17号元素化合价的变化规律。

说明这两组元素化合价有什么不同之处？

（3）完成【课课练】

[主板书设计]

第二课时元素周期律1

1.原子序数：

元素按核电荷数由小到大顺序编号。

2.元素核外电子排布具有周期性变化：

随着核电荷数递增，元素原子最外层电子数由1逐渐增加到8（H→He为1→2）。

这种重复在现有全部元素中无一例外。

3.元素主要化合价随核外电子排布的周期性变化而变化。

[板书][第三课时元素周期律2]

[问题与情境]

元素核外电子排布，原子半径、化合价都呈现周期性变化。

这对元素性质有着直接的影响，这种影响也表现出相应的周期性。

[问题与探究]

元素核外电子排布的周期性变化，导致元素金属性、非金属性也呈周期性变化。

⑴哪些事实能证明这一结论。

⑵得出这一结论用的是什么方法？

[板书]

4.金属性与核外电子排布的关系

[实验探究1]

分别完成钠、镁、铝与水的反应。

如果不反应，可以将镁、铝表面的氧化物除去并加热。

[板书]

剧烈反应

微弱反应

与水不反应（无现象出现）

[思考与讨论]

上述反应可以说明Na、Mg、Al的金属性顺序吗？

这一结论与元素原子半径的周期性变化，在说明问题上，哪一种方法更为准确？

[结论]

上述反应中钠、镁分别失去一个电子、二个电子，都做还原剂。

从反应的剧烈程度看，失电子能力：

钠﹥镁。

原子半径的周期性变化用到具体半径数据，属定量方法。

金属活泼性的比较，无法用数字比较，属于定性研究。

[实验探究2]

但如用金属单质与水反应，区分镁、铝的金属性，差别并不明显。

现改为用镁，铝分别与同浓度的稀盐酸反应，研究相应的差别。

[板书]

Mg+2HCl==MgCl2+H2↑比2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑更剧烈。

[结论]

上述反应说明镁比铝更易失电子，金属性更强。

［思考题］

（1）、上述研究钠、镁、铝的金属性初步得出的结论为，金属活泼性顺序为钠>镁>铝。

把这一事实与碱性强弱顺序氢氧化钠>氢氧化镁>氢氧化铝对比，可得出什么样的对应关系，如何验证这一对应关系，是否具有普遍性？

（2）、初中所学的金属活动顺序表，可以预测金属元素之间相互能否置换。

但对钠、镁、铝之间的相互置换却无法用实验加以证实。

试讨论可能的原因。

[板书]

金属性越活泼，相应的最高价氧化物的水化物的碱性越强。

[小结]

金属活泼性比较的几个指标。

（1）、单质与水或酸反应比较的反应的差别。

（2）、金属元素之间的置换。

（3）、比较最高价氧化物的水化物的碱性。

［板书］

5.元素非金属性与核外电子排布的关系

［问题与讨论］

依据以下事实

（1）硅、磷、硫、氯气等与氢气的反应差别，

（2）气态氢化物的热稳定性，结合原子结构知识，合理解释元素非金属顺序：

硅<磷<硫<氯。

［思考与讨论］

已知硅、磷、硫、氯，最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序为：

硅酸<磷酸<硫酸<高氯酸。

据此说明非金属性与金属最高价氧化物的水合物的酸性强弱的关系。

利用这一结论预测一下硼酸、碳酸、硝酸的酸性强弱顺序。

［小结］

非金属性强弱比较的指标

（1）、单质与氢气反应的难易。

（2）、气态氢化物的热稳定性。

（3）、最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

［练习］

总结11-17号元素的金属性、非金属性的变化规律，以及相应的实验指标。

［板书］

元素周期律：

元素性质随核电荷数递增而呈周期性变化的规律。

［作业］

（1）.依据本单元的知识预测：

①锂、铍与水反应的难易差别。

②氢氧化锂与氢氧化铍的碱性强弱。

（2）.H2S+Cl2==与HCl+S==哪一个反应可以发生？

说明理由。

（3）完成【课课练】

[主板书设计]

第三课时元素周期律2

4.金属性与核外电子排布的关系

金属活泼性比较的几个指标。

（1）、单质与水或酸反应比较的反应的差别。

（2）、金属元素之间的置换。

（3）、比较最高价氧化物的水化物的碱性。

5.元素非金属性与核外电子排布的关系

非金属性强弱比较的指标

（1）、单质与氢气反应的难易。

（2）、气态氢化物的热稳定性。

（3）、最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

元素周期律：

元素性质随核电荷数递增而呈周期性变化的规律。

1-3元素周期表及其应用

一、教学目标

1.知识与技能：

了解周期表的基本结构，了解主族元素在周期表中的位置与其原子结构及性质之间的关系。

知道同周期、同主族元素性质的变化趋势及规律。

2.过程与方法：

利用元素周期表的应用学习演绎思维方法。

3.情感态度与价值观

利用元素周期表及元素周期律发现简史，学习科学研究中的去伪存真，培养学生的创新意识。

4.教学重点：

元素周期表的基本结构及同周期、同主族元素性质的变化趋势及规律。

二、教学过程

[板书][第四课时元素周期表及其应用1］

[问题情景]

把元素按元素周期律排成一个表格，这就是元素周期表。

[问题与探究]

周期表中每一行为一个周期，每一列为一个族。

根据已学过的1-18号元素分析，元素所在的周期、族，各与原子结构的哪一部分有关？

[思考讨论]

（1）、指出周期表中有多少个周期，多少个族。

计算每一周期，每一族各有多少种元素？

（2）、参照1-18号元素，指出同一周期元素的金属性，非金属性的变化规律。

［练习］

依据碳、氮元素在周期表中的位置，在下列空格中填上必要的内容。

［板书］

（1）、核电荷数：

碳氮

（2）、原子半径：

碳氮

（3）、非金属性：

碳氮

（4）、氧化性：

碳氮气

（5）、热稳定性：

甲烷氨气

（6）、酸性：

碳酸硝酸

[结论]

同周期元素由左向右，随着核电荷递增，最外层电子逐渐增多，原子半径逐渐减小，原子得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

[思考与探究]

根据氟、氯、溴、碘在周期表中的位置及原子结构，对下列事实给出合理解释

（1）、它们的单质与氢气反应越来越难。

（2）、它们的单质与水反应越来越难。

（3）、氯、溴、碘的置换顺序为：

氯>溴>碘。

（4）、它们气态氢化物的热稳定性顺序为：

氟>氯>溴>碘。

（5）、它们最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序为：

氯>溴>碘。

[结论]

同主族元素，随着核电荷数递增，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子失去电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱；元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

[思考题]

根据氮、磷、砷在周期表中的位置，对以下各物质的性质排序

（1）热稳定性：

PH3、NH3、AsH3。

（2）酸性强弱：

H3PO4、HNO3、H3AsO4。

[作业]

1.砹，原子序数85，是一种人工放射性元素，化学符号源于希腊文，原意是“不稳定”。

化学性质与碘类似。

试较为详细地描述其金属性与非金属性，最高价氧化物水化物酸性，氢化物的热稳定性等，并与其它卤素加以比较。

2.完成【课课练】

[主板书设计]

第四课时元素周期表及其应用1

元素周期表结构：

三短三长一不全，七主七副八和零

[板书][第五课时元素周期表及其应用2]

[思考与讨论]

依据元素周期表，回答下列问题。

（1）、主族元素，副族元素所在的区域。

（2）、金属元素、非金属元素所在的区域，以及二者的分界线。

（3）、了解过渡元素，所在的区域及其核外电子排布特征。

[问题情景]

铝，硅处在第三周期的金属与非金属分界线两侧。

处于该分界线二侧的元素，既有一定的金属性又有一定的非金属性。

[问题与探究]

已知有如下反应式：

2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2+3H2↑

Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑

2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑

Si+HCl==不反应。

3S+6NaOH==2Na2S+Na2SO3+3H2O

Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O

依据上述反应事实，解释铝，硅是否同时具有金属性与非金属。

[结论]：

铝的金属性较为明显。

铝、硅、硫、氯单质均可与碱反应。

铝、硅单质与碱反应有氢气产生，明显不同于硫、氯气与氢氧化钠的反应。

说明它们有一定的非金属性。

[问题与讨论]

为什么制造半导体材料的元素，集中在金属与非金属元素分界线两侧？

[结论]

金属一般是导体，非金属单质一般不导电（石墨等少数非金属单质例外）。

在金属与非金属元素分界线两侧的元素，既具有一定的金属性，又具有一定的非金属性，故其单质适合制造半导体材料。

[问题情景]

门捷列夫据其提出的元素周期律，所画出的元素周期表，尚有许多空格。

他认为这些空格是一些有待发现的未知元素。

例如，门捷列夫预测的类铝、类硅元素的有关资料如下：

类铝（1871年门捷列夫的预言）

镓（1875年布瓦博德朗发现镓后测定）

1、原子量约为68

2、比重约为5.9-6.0

3、熔点应很低

4、不受空气的侵蚀

5、将在酸液和碱液中逐渐溶解

6、其氢氧化物必能溶于酸和碱中

7、能生成类似明矾的矾类

8、可用分光镜发现其存在

1、原子量为69.72

2、比重等于5.94

3、熔点为30.150C

4、灼热时略起氧化

5、在各种酸液和碱液中逐渐溶解

6、氢氧化物为两性，能溶于强酸和强碱中

7、能生成结晶较好的镓矾

8、镓是用光谱分析法发现的

类硅，门捷列夫15年前预言

1886年德国人温克勒尔发现锗的实际值

1、原子量约为72

2、比重约为5.5

3、氯化物比重大约是1.9

1、原子量为72-73

2、比重等于5.47

3、氯化物比重1.887

上述现象表明科学理论的一个重要价值，在于它能预测未知的事实。

[问题与讨论]

各种化学现象中，存在一个重要的规律，这一规律就是物质的结构决定物质的性质。

试指出如何根据原子结构的特征，确定元素金属性、非金属性的强弱。

[结论]

元素电子层数较多，最外层电子数较少，则金属性较强；元素电子层较少，最外层电子数较多，则非金属性较强。

[思考题]

元素周期表中蕴含着一个重要的哲学观点。

当物质的某些性质在数量上发生改变，到一定程度后，这些性质会发生明显的改变。

在周期表中，找出对应的现象。

[结论]

同周期元素，核电荷数增多，元素金属性减弱，非金属性增强。

同主族元素，电子层数增多，元素金属性增强，非金属性减弱。

[作业]

1865年，英国化学家纽兰兹提出了＂八音律＂。

他把当时已知的元素按原子量递增顺序排列成表，发现元素的性质有周期性的重复，第八个元素与第一个元素性质相近。

下表选取了其中的三个纵列。

试指出：

（1）该表与课本中元素周期表的的主要差别，

（2）该表前三个纵列中的缺陷。

　完成【课课练】

[主板书设计]

第五课时元素周期表及其应用2

物质的结构决定物质的性质

元素电子层数较多，最外层电子数较少，则金属性较强；元素电子层较少，最外层电子数较多，则非金属性较强。

同周期元素，核电荷数增多，元素金属性减弱，非金属性增强。

同主族元素，电子层数增多，元素金属性增强，非金属性减弱。

[教学反思]

让学生理解科学研究中科学家的研究方法与思维方式，既是本单元的精髓，也是本单元教学的最大难点。

第二单元微粒之间的相互作用力

【课标要求】

1.知道构成物质的微粒之间存在不同的作用，认识化学键和分子间作用。

2.知道离子键，共价键及其形成，知道离子化合物和共价化合物。

知道离子，分子，原子可以分别构成离子晶体，分子晶体，原子晶体。

3.了解有机化合物中碳的成键特点和成键方式。

4.学习用电子式表示离子键，共价键以及离子化合物，共价分子；会用结构式表示共价健以及共价分子。

了解可以用球棍模型，比例模型表示分子结构。

【教学目标】

（1）知道构成物质的微粒之间存在不同的作用力，认识化学键和分子间作用力的含义。

（2）知道离子键、共价键及其形成，知道离子化合物、共价化合物的概念。

（3）会用电子式表达离子化合物、共价化合物的组成和形成过程，理解离子化合物和离子键之间的关系，共价化合物与共价键之间的关系。

会用结构式表示共价键以及共价分子。

了解可以用球棍模型、比例模型表示分子结构。

（4）了解分子间作用力的含义及其对物理性质的影响。

（5）学会运用结构模型、化学用语进行化学的学习和研究。

【情感态度和价值观】

通过化学键、分子间作用力的学习，增强对微观粒子运动的认识，提升在微观领域里的

想象力，感悟微观世界的奇妙与魅力，认识有机化合物的多样性，体会化学物质与自然界的

关系。

【课时安排】离子键1课时

共价键分子间作用力2课时

【教学设计】

第一课时离子键

【三维目标】

知识与技能：

理解离子键的概念，能用电子式表示离子化合物及其形成过程。

过程与方法：

通过离子键的学习，培养对微观粒子运动的想像力。

情感与价值观：

认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

【教学重点】　离子键，离子键的形成过程

【教学难点】电子式的书写

【教学方法】讨论、比较、归纳，信息技术整合

【教学过程】

引入：

[提问]构成物质的微粒有哪些？

它们分别是如何构成物质的？

[学生]1.原子、离子、分子等；

2.原子、离子、分子都可以直接构成物质，原子也可以先形成离子或分子，再由离子或分子构成物质。

[补充举例]p12

[进一步]那么不同的微粒之间是靠什么作用力构成物质的？

[板书]一.化学键

1.概念：

物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用。

强调：

①直接相邻；②强烈的相互作用。

2.分类：

离子键、共价键。

[分析]以氯化钠的形成过程为例分析离子键的成因

Cl-

[思考]1.在氯化钠晶体中，Na+和Cl-间存在哪些作用力？

2.阴阳离子结合在一起，彼此电荷是否会抵消呢？

[板书]二.离子键

1.概念：

使阴阳离子结合成化合物的静电作用。

2.特点：

①成键微粒：

阴阳离子

②成键本质：

静电作用（静电引力和静电斥力）

注：

含有离子键的化合物就是离子化合物。

[思考]哪些微粒之间容易形成离子键？

1.活泼金属与活泼非金属的原子之间

（例如：

大部分的IA、IIA族与VIA、VIIA族元素的原子之间）

2.离子或离子团之间

（例如：

金属阳离子、NH4+与酸根离子之间）

[例题]

1、下列说法正确的是（D）

A.离子键就是使阴、阳离子结合成化合物的静电引力

B.所有金属与所有非金属原子之间都能形成离子键

C.在化合物CaCl2中，两个氯离子之间也存在离子键

D.含有离子键的化合物一定是离子化合物

2、下列各数值表示有关元素的原子序数,其所表示的各原子组中能以离子键相互结合成稳定化合物的是（C）

A.10与12B.8与17C.19与17D.6与14

[疑问]那么我们用什么方式来表示离子键和离子键的形成过程呢？

[板书]3.表示——电子式：

在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子最外层电子的式子。

①表示原子；②表示简单离子；③表示离子化合物及其形成

[练习]写出CaO、MgCl2的电子式。

[小结]

离子键:

使阴、阳离子结合成化合物的静电作用.

[课后思考]如何用电子式表示OH—、NH4+离子？

[课后作业]1、整理、归纳本节教学案

2、完成【课课练】

[主板书设计]

一.化学键

1.概念：

物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用。

2.分类：

离子键、共价键。

二.离子键

1.概念：

使阴阳离子结合成化合物的静电作用。

2.特点：

①成键微粒：

阴阳离子

②成键本质：

静电作用（静电引力和静电斥力）

注：

含有离子键的化合物就是离子化合物。

3.表示—电子式：

在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子最外层电子的式子。

①表示原子；②表示简单离子；③表示离子化合物及其形成

[第二课时共价键]

【三维目标】

知识与技能：

理解共价键、极性键和非极性键概念，能用电子式表示共价化合物的形成过程。

了解球棍模型和比例模型

过程与方法：

通过共价键的学习，培养对微观粒子运动的想像力。

情感与价值观：

认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

【教学重点】共价键及其形成过程

【教学难点】共价键及共价化合物的表示方法

【教学方法】讨论，信息技术整合

【教学过程】

引入：

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