4.1 原子结构与元素周期表(教案)-高中化学人教版(2019)必修第一册

人教版（2019） 必修第一册 第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
教学设计
教学目标
1、知道原子的结构及构成原子的微粒间的关系。

2、通过了解元素周期表的结构，认识原子结构与元素在周期表中位置的关系。

3、知道元素、核素、同位素的含义。

4、通过探究认识同主族元素性质的递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释。

教学重难点
重点：元素周期表的结构；元素在周期表中的位置及其性质的递变规律 难点：原子结构与元素性质的关系 教学过程 一、导入新课
从英国化学家和物理学家道尔顿（J.John Dalton ，1766～1844）创立原子学说以后，很长时间内人们都认为原子就像一个小得不能再小的玻璃实心球，里面再也没有什么花样了 。

从1869年德国科学家希托夫发现阴极射线以后，克鲁克斯、赫兹、勒纳、汤姆逊等一大批科学家研究了阴极射线，历时二十余年。

最终，汤姆生（Joseph John Thomson ）发现了电子的存在。

通常情况下，原子是不带电的，既然从原子中能跑出比它质量小1700倍的带负电电子来，这说明原子内部还有结构，也说明原子里还存在带正电的东西，它们应和电子所带的负电中和，使原子呈中性。

二、新课讲授 【师】（1）原子的构成
原子⎩⎨⎧
原子核⎩
⎪⎨
⎪⎧
质子：带正电荷
中子：不带电电子：带负电荷
如碳原子的原子结构模型
(2)原子的表示方法
即：A Z X表示质量数是A，质子数是Z的X原子。

【提问】各个粒子间有什么关系呢？
【学生】①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。

②质子数＝核外电子数＝核电荷数＝原子序数。

【师】核外电子是怎样的排布的呢？
【学生】阅读教材并回答。

【师】核外电子的排布规律
（1）电子层从内到外，分别用n表示，依次为1,2,3,4,5,6,7或K，L，M，N，O，P，Q。

（2）内层电子能量较低，外层能量较高。

电子总是先从内层排起，排满后，再排下一层。

（3）第n层最多容纳电子数为2n2，最外层最多容纳8个电子，K层只能容纳2个电子。

【过渡】1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列，将化学性质相似的元素放在一个纵列，制出了第一张元素周期表。

【PPT】展示门捷列夫手稿照片。

【师】元素周期表的结构
(1)周期①数目：元素周期表有7个横行，故有7个周期。

②分类
③周期的序数即为该周期元素具有的电子层数。

每一周期中元素的电子层数相同，从左到右原子序数递增。

(2)族①数目：元素周期表中有18个纵行，16个族。

②分类
③常见族的别称
族别称
第ⅠA族(除氢) 碱金属元素
第ⅦA族卤族元素
0族稀有气体元素【拓展】
1．周期中的相关信息
周期行数所含元素种类数每周期的起止元素及其原子序
数
短周期一 1 2 1H→2He
二 2 8 3Li→10Ne
三 3 8 11Na→18Ar
长周期四 4 18 19K→36Kr
五 5 18 37Rb→54Xe
六 6 32 55Cs→86Rn
七7 32(填满时)
87
Fr→118X
(X表示未发现的118号元素)
列
数1 2 3 4 5 6 7 8 9
1
11
1
2
1
3
1
4
1
5
1
6
1
7
1
8
类别主族副族第Ⅷ族副族主族
族
名称Ⅰ
A
Ⅱ
A
Ⅲ
B
Ⅳ
B
Ⅴ
B
Ⅵ
B
Ⅶ
B
第Ⅷ族
Ⅰ
B
Ⅱ
B
Ⅲ
A
Ⅳ
A
Ⅴ
A
Ⅵ
A
Ⅶ
A
族
(2)稀有气体元素因为性质稳定，有稳定的电子层结构，化合价为0，因此称为0族元素。

3．某些族元素的别称
名称ⅠA(除氢外) ⅡA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
别称碱金属碱土金属碳族氮族氧族卤族稀有气体
(1)过渡元素：元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。

(2)由于镧系和锕系位于第3列，所以元素种类最多的族是第ⅢB族。

【师】1．核素
(1)具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。

(2)氢有三种核素：氕，原子符号为11H；氘，原子符号为21H或D；氚，原子符号为31 H或T。

2．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同位素，即同一元素的不同核素互称为同位素。

【提问】核素、同位素之间有什么关系呢？
【学生】阅读教材并回答。

【师】
元素核素同位素同素异形体
本质
质子数相同的一类
原子的总称质子数、中子数都
一定的原子
质子数相同、中
子数不同的核
素
同种元素形成
的不同单质
范畴同类原子原子原子单质
特性只有种类，没有个数
化学反应中的最
小微粒化学性质几乎
完全相同
元素相同、性质
不同
决定
因素
质子数质子数、中子数质子数、中子数组成元素、结构
举例H、C、O三种元素1
1
H、21H、31H三种核
素
1
1
H、21H、31H互称
同位素
O2与O3互为同
素异形体
【师】碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
元素Li Na K Rb Cs 原子结构
示意图
原子半径
(mm)
0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
结构特点相同点最外层电子数都是1
递变性从Li到Cs，核电荷数逐渐增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
2.碱金属单质的性质
(1)碱金属单质的物理性质
(2)碱金属单质的化学性质
a．钠、钾与O2反应的比较
实验操作实验现象化学方程式实验结论
钠剧烈燃烧，有黄色
火焰，生成淡黄色
固体
2Na＋O2=====
△
Na2O2与O2反应的
剧烈程度：
Na<K，生成
产物越来越
复杂
钾比钠的燃烧更剧
烈，火焰呈紫色
(透过蓝色钴玻璃
观察)
钾与氧气反应生成比
K2O2更复杂的化合物
b．钾、钠与H2O反应的比较
钾钠
实验
操作
实
验现象共同点
a.金属浮在水面上
b．金属熔化成光亮的小球
c．小球四处游动
d．发出“嘶嘶”的响声
e ．反应后滴加酚酞溶液变红色
不同点 钾与水反应更剧烈，伴有轻微的爆炸声
化学方程式 2K ＋2H 2O===2KOH ＋H 2↑
2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑
实验结论 金属的活动性：Na<K
【师】卤族元素 1．卤族元素的原子结构
元素 F
Cl
Br
I
原子结构 示意图
结构特点 相同点
最外层上都有7个电子
递变性 从F 到I ，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 2.卤族元素单质的性质 (1)物理性质
F 2 Cl 2 Br 2 I 2
颜色：―――――――――――――――――――――→浅黄绿色 黄绿色 深红棕色 紫黑色
逐渐加深 熔、沸点：―――――――――――――――――→气体 气体 液体 固体
逐渐升高 密度：―――――――――――――――――――――→
逐渐增大 水溶性：―――――――――――――――――――――→ 反应 溶解 溶解 微溶
逐渐减小 (2)化学性质 ①与H 2反应 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F 2 暗处 H 2＋F 2===2HF 很稳定 Cl 2 光照或 点燃 H 2＋Cl 2=============光照或点燃
2HCl
较稳定 Br 2 加热 H 2＋Br 2=====△
2HBr 不稳定 I 2
不断加热
H 2＋I 2=====△
2HI
很不稳定
222成气态氢化物的稳定性依次减弱。

②卤素单质间的置换反应。

实验操作实验现象化学方程式
静置后，液体分层，上层无色，
2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2
下层橙红色
静置后，液体分层，上层无色，
2KI＋Br2===2KBr＋I2
下层紫红色
静置后，液体分层，上层无色，
2KI＋Cl2===2KCl＋I2
下层紫红色
得出结论：Cl2、Br2、I2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2>Br2>I2，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I－>Br－>Cl－。

【拓展】元素的性质与原子结构的关系
(1)元素性质的影响因素：
元素的性质主要与原子核外电子的排布，特别是与最外层电子数有关。

(2)同主族元素性质的递变规律：
例如：
元素金属性和非金属性的实质
1．金属性实质：失电子能力，失电子能力强，则金属性强。

2．非金属性实质：得电子能力，得电子能力强，则非金属性强
板书设计
原子结构与元素周期表
1.原子结构核外电子排布
2.元素周期表
3.核素、同位素
4.原子结构与元素的性质。