物质结构元素周期律公开课教案

马外化学组公开课教案《物质结构元素周期律》高考一轮复习（第一课时）时间：2010年11月16日上午第2节地点：高三理（1）班教室班级：高三理（1）授课人：***《物质结构元素周期律》高考一轮复习教案（第一课时）教学目标：1.了解元素、核素、同位素的定义。

2.了解原子的构成。

了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数及其相互关系。

3.了解原子核外电子排布规律4.掌握元素周期律的实质。

5.了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。

6.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

7.以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。

8.以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

高考热点定位：1.计算质子数、中子数、电子数、质量数等。

辨别元素、核素、同位素等概念。

2.利用原子核外电子排布规律推断元素。

3.元素周期表的结构。

元素周期律。

4.“位、构、性”三者的关系。

预测元素的性质。

教学重点：1、元素周期律的实质。

2、元素周期表与原子结构的关系及元素周期表中元素性质递变规律。

教学难点：1、元素周期表中元素性质递变规律。

2、位、构、性三者之间的规律及其应用。

学法指导：1、本章概念多、较抽象、理论性强，复习时要注意各个知识点的区别和联系，恰当运用对比的方法，熟练掌握各知识点的共性和差异性，如同位素、同系物、同素异形体等。

2、重视各部分知识间的联系，培养迁移应用能力。

本章内容与其他内容有密切联系，复习时要有意识地将相关知识结合起来，将知识点连成线，形成网，使所学知识系统化、规律化。

3、重视化学与数学、物理之间的联系和渗透，学会从不同的角度解决化学问题。

教学方法：回答法、归纳整理。

教学用具：多媒体投影仪教学过程【展示】高考考试大纲要求：（1）了解原子的组成及同位素的概念。

掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。

（2）以第1、2、3周期的元素为例，了解原子核外电子排布规律。

（3）掌握元素周期律的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及应用。

（4）以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

【特别提醒】元素周期律与元素周期表是中学化学的主干知识，每年必考。

【新课导入】（师）《物质结构 元素周期律》这一单元的概念较多，理论性强。

为了使大家对本单元知识有更深的认识和理解，我们来归纳和整理一下已学知识。

【板书】《物质结构元素周期律》 【推进新课】（师）首先我们来复习原子结构的有关知识。

【板书】一、原子结构 【板书】1、原子结构（师）组成原子的粒子有哪些?它们怎样构成原子?（生）组成原子的粒子有质子、中子和电子。

质子和中子共同构成原子核，居于原子中心，电子在核外高速运动。

【板书】（学生回答时，教师板书）质子（Z ）——决定元素种类原子 原子核 （A ZX ） 中子（N ）——-决定原子的种类（核素）电子层——决定所在周期核外电子——决定元素的性质最外层电子——决定主族序数 （师）构成原子的三种粒子之间是什么关系? （生）质子数(Z) =核电荷数=原子序数=核外电子数 【板书】2、构成原子的三种粒子间的关系：对于原子：质子数(Z) =核电荷数=原子序数=核外电子数 对于阴离子：质子数(Z) =核电荷数=原子序数<核外电子数 对于阳离子：质子数(Z) =核电荷数=原子序数>核外电子数质量数(A)=质子数(Z) +中子数(N)A ZX －Ｚ表示核电荷数，Ａ表示质量数。

【讲解】元素符号周围数字的含义小结（见投影）： 【板书】3、核素 同位素【板书】元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

【板书】核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做核素。

【板书】同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素， 也就是说，同一元素的不同核素之间互称为同位素。

①氕（ 11H ）氘（ 21H 或 D ）氚（ 31H 或 T ）； ②12C —相对原子质量标准； 235U —原子弹材料。

【投影】同位素、同素异形体、同系物、同分异构体四概念的比较概念 内 涵 比较对象 实例同位素 同素异形体 同系物 同分异构体（1）同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异；（2）天然存在的元素里，不论游离态还是化合态，各同位素所占原子的百分比一般不变。

a b+ d X c - - e- -【思考】几个相对原子质量：原子的相对原子质量元素的相对原子质量近似相对原子质量：【板书】二、核外电子的排布⑴核外电子运动的特征：质量小，运动空间小，运动速度快，没有确定的轨道。

(2)电子云：电子在核外空间作高速运动，没有确定的轨迹，好象带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地称之为电子云。

(3)电子层：根据电子的能量差别和通常运动区域离核的远近不同，核外电子处于不同的电子层。

(4)电子层排布倾向能量最低：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。

(5)各电子层容纳的电子数：各电子层最多容纳的电子数是2n2个，最外层电子数不超过8个（K层不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。

(6)电子层排布的表示方法：原子结构示意图、电子排布式、轨道表示式【讲解】同学们要熟悉前20号元素原子结构示意图。

【特别提醒】1-18号元素的原子结构特性：①原子核中无中子的原子：11H。

②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。

③最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。

④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。

⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。

⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。

⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。

⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。

⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。

【讲解】核外电子数相同的微粒-----常见等电子体规律⑴10电子的微粒： Ne、CH4、NH3、H2O、HF ； Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+、OH-、O2-、F-。

⑵18电子的微粒：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 、S2-、Cl-、K+、Ca2+、HS-等。

(3)核外电子总数及质子总数均相等的粒子：① Na+、NH4+、H3O+② F-、OH-、NH2-③ HS-、Cl-④ S2-、 O22-⑤ N2、CO、C2H2⑥ S、 O2⑦CO2、N2O ⑧10电子分子， 18电子分子【过渡】下面我们一起来归纳元素周期律和元素周期表的有关知识。

【板书】三、元素周期律和元素周期表【板书】1、元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。

（师）元素周期律包括哪些内容?（生）随着原子序数的递增：1．原子最外层电子数由1～2或1～8呈周期性变化；2．原子半径总是由大到小，到稀有气体元素时半径突然增大，呈周期性变化；3．元素的主要化合价(最高正价与最低负价)均呈由低到高的周期性变化；4．元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，呈周期性变化。

（师）回答得很好。

为了很好地体现元素性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的这个规律，在几代科学家的共同努力下，经过不断的完善和补充，编制了我们现今所用的元素周期表。

下面，让我们从周期表中的周期、族，元素种类等方面来巩固一下对周期表结构的认识。

【板书】2、元素周期表的结构【讲解】编制原则：(1)按原子序数的递增顺序从左到右编排。

(2)将电子层数相同的元素排在一行。

(3)将最外层电子数相同的元素归为一列。

第一周期 2种元素 短周期 第二周期 8种元素 第三周期 8种元素 周 期 第四周期 18种元素 （横向） 长周期 第五周期 18种元素 第六周期 32种元素 不完全周期：第七周期 26种元素主族 (A) ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 共七个主族副族 (B) ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 共七个副族族（纵向） 第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB 族与ⅠB 族中间零族：稀有气体元【板书】3、原子结构与元素在周期表中位置的关系周期序数=电子层数主族序数=最外层电子数=元素的最高正化合价数 主族元素的负化合价数=－(8－主族序数)【过渡】上面，我们重温了元素周期表的结构，那么，在元素周期表中，同周期同主族元素的性质是怎样递变的呢?我们可以通过下表来形成一个清晰的思路。

【多媒体展示】元素周期表结构与元素性质的关系原子半径依次减小原子半径依次减小原子半径依次增大原子半径依次增大失电子能力依次增大失电子能力依次增大非金属性依次增强得电子能力依次增大得电子能力依次增大非金属性依次增强金属性依次增强金属性依次增强(稀有气体除外)（师）同周期元素性质递变由最外层电子数和原子半径两方面决定；同主族元素性质递变由原子半径变化决定。

同一周期，从左至右，金属性减弱，非金属性增强，最高价氧化物对应水化物酸性增强，碱性减弱，气态氢化物稳定性增强。

同一主族，金属性增强，非金属性减弱，最高价氧化物对应水化物酸性减弱，碱性增强，气态氢化物稳定性减弱，还原性增强。

因此，前者变化幅度大，后者变化幅度小，即同周期相邻元素的性质主要表现为相异性，而同主族相邻元素的性质主要表现为相似性。

【讲解】金属性和非金属性强弱判断元素金属性强弱的比较依据⑴同周期元素，从左到右金属性减弱 ⑵同主族元素，从上到下金属性增强 ⑶与水的反应剧烈程度 ⑷与酸的反应剧烈程度⑸最高价氧化物的对应水化物的碱性强弱1BAl Si GeAs SbTe 234567ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦAPoAt非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强⑹金属活动性顺序 ⑺与盐溶液的置换反应⑻不同金属单质还原同一种氧化剂的程度 ⑼在原电池的二个电极中，作负极的金属性强⑽电解含不同金属离子的溶液时，阴极上先析出的金属性弱 元素非金属性强弱的比较依据⑴同周期元素，从左到右非金属性增强 ⑵同主族元素，从上到下非金属性减弱 ⑶与氢气的反应剧烈程度. ⑷气态氢化物的稳定性⑸最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 ⑹非金属活动性顺序 ⑺与盐溶液的置换反应⑻不同非金属单质氧化同一种还原剂的程度⑼电解含不同非金属阴离子的溶液时，阳极上先反应的元素非金属性弱 【板书】4、微粒半径大小比较规律：(变化的本质)⑴同周期原子半径（从左到右）：大→小 如 Na ﹥ Mg ﹥ Al ﹥ S ﹥ Cl⑵同主族原子（离子）半径（从上到下） ：小→大 如 I －﹥ Br －﹥ Cl －﹥ F －⑶电子层结构相同的微粒半径：核电荷数越多，半径越小。