2019-2020年苏教版化学必修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
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。

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。

[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
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
[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、NH 4+
与酸根离子之间） [例题]
e -
Na
Na + Cl
Cl -
Na
+
Cl -
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12
B.8与17
C. 19与17
D.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：
[回顾] 氯化钠的形成过程，离子键的概念及其形成条件。

[讨论] 活泼的金属元素和活泼非金属元素化合时形成离子键。

请思考，非金属元素之间化合时，能形成离子键吗？为什么？
[学生] 不能，因非金属元素的原子均有获得电子的倾向，无法发生电子的得失。

[补充] 非金属元素的原子间可通过共用电子对的方法使双方最外电子层均达到稳定结构。

[分析] 氯化氢分子的形成过程
播放动画：共价键，引出共价键的概念
[板书] 三、共价键
1．概念：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。

2．形成条件：①非金属元素的原子之间
②非金属元素的原子与不活泼的某些金属元素原子之间形成共价键。

3．共价化合物
[思考与交流]
1.所有的由非金属元素原子组成的化合物都是共价化合物吗？举例说明。

2. 共价化合物和离子化合物的区别。

[板书] 4．表示方法：①电子式
a.共价分子；例如：Cl2；Br2； O2； N2；。

b.共价化合物的形成。

例如：H2O；HF。

[课堂练习] 用电子式表示下列化合物：CO2 ；CH4；NH3
[设问] 在有机化合物中，构成物质的原子数目较多，用电子式表示起来相当麻烦，有没有更简便的方法来表示共价分子呢？
[板书] 表示方法：②结构式：用“—”表示共用电子对，不用表示未成键电子
[课堂练习] 用结构式表示下列化合物：CO2 ；CH4；NH3
③其他方法——球棍模型，比例模型
[小结] 列表对比离子键和共价键
表3-2离子键、共价键的比较
[课后作业] 1、整理、归纳本节教学案
2、完成【课课练】。