原子核外电子排布的周期性学案
原子核外电子排布 优秀教案
《元素周期律》教学设计
一、教学目标
知识与技能：
知道核外电子是分层排布的并了解1～18号元素的电子排布情况；了解活泼金属元素和活泼非金属元素的原子在化学反应过程中常通过电子得失使最外层达到8电子稳定结构的事实，并通过氧化镁、氯化钠的形成初步了解钠与氯、镁与氧气反应的本质。
过程与方法：
掌握1—18号元素核外电子排布情况；从核外电子的排布规律认识元素化合价与核外电子数的关系。
情感态度与价值观：
树立科学的世界观、认知观；体会科学探究过程的艰难曲折，体验科学实验、科学思维对创造性工作的重要作用。
二、教学重难点
原子核外电子排布
三、教学过程。
第4课：高一化学 第一章第二节 第1课时 核外电子的排布规律【学案】
第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律第1课时核外电子的排布规律【学习目标】1、了解核外电子排布的规律；2、熟练画出1-20号元素原子、离子的结构示意图；3、能写出1-20号元素原子中结构特殊的原子4、熟练写出10电子、18电子粒子，熟悉它们之间的反应5、根据1-20号元素原子结构的特殊性进行元素的推导【重难点】根据1-20号元素原子结构的特殊性进行元素的推导【课堂学习案】一、原子核外电子的排布1．在多电子原子里，原子核外的电子的能量是的，它们运动的区域也不同。
在离核______________的区域内运动的电子能量较低，在离核______________的区域内运动的电子能量较高。
2. 电子层3.核外电子的排布规律(1)能量最低原则核外电子总是先排布在能量的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐的电子层里。
(2)分层排布原则①每层最多容纳的电子数为个(n代表电子层数)。
②第1层最多只能排______个电子③除K层外，不论原子有几个电子层，最外层不超过__ 个(K层为最外层时不超过个)。
④次外层不超过__ 个，倒数第三层不超过__ 个。
二、核外电子排布的表示方法【练习1】画出下列微粒的结构示意图K Ca Al3＋Si Cl－【应用提升】1、原子形成阳离子，其电子层比原子；原子形成阴离子，其电子层与原子的电子层。
若a A n-与b B m+的核外电子排布相同，请画出它们在周期表中的相对位置。
2、短周期元素原子结构的特殊性(1)最外层电子数为l的原子有____________________________________。
(2)最外层电子数为2的原子有______________________________________。
(3)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有_________________________。
(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是________________________。
高二化学 物质与结构 第2节原子结构与元素周期表学案
第2节原子结构与元素周期表学案[学习目标]1.通过基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序及核外电子排布规律的学习，会书写1～36号元素原子的核外电子排布式和轨道表示式，会利用电子排布式、轨道表示式正确表示核外电子排布。
2.通过核外电子排布规律与元素周期表中周期、族划分关系的学习，能解释它们之间的变化规律。
3.通过原子半径的意义及其测定方法的学习，知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。
一、基态原子的核外电子排布原则1．能量最低原则(1)能量最低原理基态原子的核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量。
(2)基态原子的核外电子在原子轨道上的排列顺序：随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布遵循如图所示顺序。
电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、、4p、5s、、5p、6s、、、6p、7s……，这是从实验得到的规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。
2．泡利不相容原理泡利不相容原理的内容：一个原子轨道中最多只能容纳个电子，而且这个电子的自旋方向必须(用“↓”“↑”表示)。
例如，基态氦原子的轨道表示式为。
根据泡利不相容原理，可以获得以下几个重要结论：(1)每一种运动状态的电子只能有个。
(2)由于每一个原子轨道包括两种运动状态，所以每一个原子轨道最多只能容纳自旋方向的电子。
(3)因为s，p，d，f能级的原子轨道数分别为个，所以s，p，d，f各原子轨道分别最多能容纳个电子。
(4)每个电子层中原子轨道的总数为个，因此，每个电子层最多能容纳个电子。
3．洪特规则(1)对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占并且自旋方向.这就是洪特规则。
如碳原子的轨道表示式不是，而是。
(2)能量相同的原子轨道在如p6和d10)、(如p3和d5)和(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
这称为洪特规则特例。
如下列基态原子的电子排布式的书写：错误正确铬原子1s22s22p63s23p63d44s2铜原子1s22s22p63s23p63d94s2原子核外电子排布要遵循三个原则(1)能量最低原则：电子在原子轨道上的排布要尽可能地使原子的能量最低。
(完整版)教案《原子核外电子的排布》
二、原子核外电子的排布[ 教学目标 ]1、知识与技能目标（1）了解元素原子核外电子排布的基本规律，能用原子（离子）结构示意图表示原子 ( 离子 ) 的核外电子排布（2）了解原子核外电子的排布规律，元素的金属性和非金属性，元素的化合价、原子半径等随元素核电核数呈周期性变化的规律，认识元素周期率。
2、过程与方法目标培养学生分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。
3．情感、态度与价值观(1)初步体会物质构成的奥秘，培养学生的抽象思维能力、想像力和分析推理能力；(2) 树立“结构决定性质” 、“物质的粒子性”等辩证唯物主义观点。
[ 教学重、难点 ], 尝构成原子的微粒间的关系和核外电子排布规律。
培养分析、处理数据的能力试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。
了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的历程。
[ 教学过]程[ 复习提问 ]1.构成原子的粒子有哪些 , 它们之间有何关系 ?2.为什么原子不显电性 ?3. 为什么说原子的质量主要集中原子核上?[ 引言 ] 我们已经知道，原子是由原子核和电子构成的，原子核的体积很小，仅占原子体积的几千亿分之一，电子在原子内有“广阔”的运动空间。
在这“广阔”的空间里，核外电子是怎样运动的呢?[ 板书 ] 原子核外电子的排布[ 交流与讨论1] 原子在核外是怎样运动的?[ 打开书 P78 页，阅读教材 , 核外电子是怎么排布的？用两个字概括。
【讲解】原子中的核外电子运动虽然没有固定的轨道（太阳系中的地球等有运动轨道），但却有经常出现的区域，这些区域叫做电子层。
【过渡】电子究竟是怎样分层排布的呢？【投影】讲解：核外电子最少的有 1 层，最多的有7 层，最靠近原子核的是第一层（K 层） ,, 第一层的能量最低，第七层能量最高。
[ 归纳 ] 按能量高低分层排布。
( 能量由低到高 )KLMNOPQ1234567[ 交流与讨论3]P3核外电子排布的规律:1.电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；2.每层最多容纳的电子数为 2n2(n 代表电子层数 ) ；3.电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。
〖2021年整理〗《原子核外电子排布的周期性》参考优秀教案
[讲解]对学过的知识进行巩固。
教学过程教师主导活动学生主体活动2、原子核外电子排布的周期性周期元素数目外围电子排布（ⅠA——0族）最多可容纳的外围电子数1 2 1s1——1s2 22 8 2s1——2s22p683 8 3s1——3s23p684 18 4s1——4s24p685 18 5s1——5s25p686 32 6s1——6s26p683、根据元素原子的外围电子排布的特征，对周期表进行分区。
分区族数外围电子排布S区ⅠA、ⅡA ns1-2p区ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族ns2np1-6d区ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ（n-1）d1-10ns1-2ds区ⅠB、ⅡB （n-1）d10ns1-2f区[讲解]（1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。
价电子排布为ns1~2，主要包括ⅠA和ⅡA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，讨论后完成理解后完成[课堂练习]1、下面的能级表示中正确的是( )A、1pB、2dC、3fD、4s2、X原子的最外层电子的排布为ns2np4，则X的氢化物的化学式是( )A. HXB. H2XC. XH3D. XH43、一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是( )A、+3B、+2C、+1D、-14、下列各原子或离子的电子排布式错误的是（）A、Al 1s22s22p63s23p1B、O2-1s22s22p6C、Na+1s22s22p6D、Si 1s22s22p25、在元素周期表的第四周期的主族元素中，金属元素的种数是（）A、4种B、5种C、6种D、7种6、A、B、C、D、E是核电荷数依次增大的五种短周期元素，原子半径按D、E、B、C、A顺序依次减小，B和E同主族。
下列推断不正确的是（）A、A、B、E一定在不同周期B、C的最高价氧化物的水化物可能显碱性C、A、D可能在同一主族D、C和D的单质可能化合形成离子化合物7、粒子的半径从小到大顺序排列的是( )、S、P 、O、F +、Mg2+、Na+、Na、Lｉ8、下列各组元素性质递变情况错误的是( )A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高C．N、O、F原子半径依次增大D．Na、K、Rb的金属性依次增强9、已知A原子只有一个不成对电子，M电子层又比N层多11个电子，试回答：（1）N电子层的s轨道和P轨道中只有一个未成对电子的元素有哪些？（2）写出A原子的电子排布式.略。
原子核外电子排布的周期性课件
角量子数与能量关系
角量子数越大，能量越高
角量子数是描述电子在轨道上运动的角动量的参数，角量子数越大，电子的角动 量越大，能量越高。
角量子数相同，能量相同
在同一角量子数下，电子的能量相同，即电子的能级相同。
自旋量子数与能量关系
自旋量子数越大，能量越高
02
这些子核外电子排布的周期性原理
量子力学原理
原子核外电子排布的周期性遵循 量子力学原理，即电子的运动状 态由波函数描述，波函数满足薛 定谔方程。
泡利不相容原理
该原理指出，在任何一个原子中 不可能有两个或更多的电子具有 完全相同的量子数，也就是说， 电子的状态是唯一的。
氦原子的电子排布
总结词
氦原子有两个电子，其电子排布遵循泡利不相容原理和能量最低原理，即这两个电子分 别占据了1s轨道和2s轨道，使得整个原子的能量最低。
详细描述
氦原子有两个电子，根据泡利不相容原理，这两个电子分别占据不同的轨道。由于能量 最低原理，这两个电子分别填充到1s轨道和2s轨道上，使得整个原子的能量最低。因
原子核外电子排布的周期性 课件
目录
• 原子核外电子排布的周期性概述 • 原子核外电子排布的周期性规律 • 原子核外电子排布的周期性应用 • 原子核外电子排布的周期性挑战与展望 • 原子核外电子排布的周期性实例分析
01
原子核外电子排布的周期 性概述
原子核外电子排布的周期性定义
01
原子核外电子排布的周期性是指 原子核外电子的排列方式呈现一 定的周期性规律。
原子核外电子排布的周期性规律
电子填充顺序
按照能量最低原理，电子首先填充能 量最低的轨道，然后依次填充较高能 量的轨道。
原子核外电子排布的周期性习题教案
原子核外电子排布的周期性习题教案第一章节：原子核外电子排布的基本概念1.1 理解原子核外电子的概念解释原子核外电子的含义。
强调原子核外电子在化学反应中的作用。
1.2 掌握电子层的概念介绍电子层的定义和排布规律。
强调不同电子层上的电子数量和能量级别的差异。
1.3 理解周期性的概念解释周期性的含义。
强调原子核外电子排布的周期性在元素周期表中的应用。
第二章节：周期表的基本结构2.1 掌握周期表的排列规律介绍周期表的排列规律，包括横行（周期）和纵列（族）。
强调周期表中元素的电子排布与周期性的关系。
2.2 掌握主族元素的特点解释主族元素的概念。
强调主族元素的电子排布规律和性质。
2.3 掌握过渡元素的特点解释过渡元素的概念。
强调过渡元素的电子排布规律和性质。
第三章节：原子核外电子排布的周期性规律3.1 掌握主量子数的概念解释主量子数的概念及其对电子排布的影响。
强调主量子数与电子层的关系。
3.2 掌握角量子数的概念解释角量子数的概念及其对电子排布的影响。
强调角量子数与电子亚层的关系。
3.3 掌握磁量子数的概念解释磁量子数的概念及其对电子排布的影响。
强调磁量子数与电子自旋方向的关系。
第四章节：原子核外电子排布的周期性应用4.1 掌握原子半径的周期性变化解释原子半径的周期性变化及其与电子排布的关系。
强调原子半径的周期性变化对元素性质的影响。
4.2 掌握元素电负性的周期性变化解释元素电负性的周期性变化及其与电子排布的关系。
强调元素电负性的周期性变化对化学键的影响。
4.3 掌握元素化合价的周期性变化解释元素化合价的周期性变化及其与电子排布的关系。
强调元素化合价的周期性变化对化合物性质的影响。
第五章节：周期性习题练习5.1 完成原子核外电子排布的周期性填空题提供填空题，要求学生填写适当的电子排布术语。
强调填空题的解题技巧和关键知识点。
5.2 完成原子核外电子排布的周期性选择题提供选择题，要求学生选择正确的电子排布选项。
高中化学精品教案：《元素性质的周期性变化规律》 教学设计
元素性质的周期性变化规律一、教材分析本单元第一节第一课时已经学习了原子结构示意图的书写与核外电子排布规律，学生初步认识到从微观的角度了解不同元素原子结构的不同，初步建立起有关于“构”-“性”之间的认知模型。
第一节第二课时已经学习元素同期表编制时的规律，元素周期表中的位置可以体现出元素原子的结构，初步建立起有关于“构”-“位”之间的认知模型。
第一节第三课时以碱金属与卤族元素为例，构建了同主族元素性质变化的相似性与递变性规律，使学生初步建立起有关于“构”-“位”-“性”三者之间的认知模型，并学习了比较金属性与非金属性的方法。
本节在此基础上，以第三周期元素为代表，分微观与宏观两种角度，阐述元素结构的周期性变化规律与元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律。
二、学情分析学生在第一节《原子结构与元素周期表》第一课时的学习中掌握了原子核外电子排布的规律，了解了元素周期表的排列规律。
在第一节《原子结构与元素周期表》第二时课的学习过程量，通过对碱金属和卤族元素的研究，学生也能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在周期表中的位置之间的关系，了解同主族元素性质的相似性和递变性，学生在碱金属和卤族元素的研究过程中，掌握了将结构与性质的关联的判断能力，但是，学生还没有认识到同周期元素性质的变化，还不能建立完整的元素周期律的概念。
三、素养目标【教学目标】1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例,同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,建构元素周期律。
3.完善元素“位置-结构-性质”的认知模型，基于元素性质的递变的本质原因，类比归纳出元素的性质。
4.加深对分类法，类比归纳法等科学方法的认知，提高逻辑推理能力，论证能力，从而发展证据推理与模型认识的化学学科核心素养。
【评价目标】1.宏观辨识与微观探析:从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
元素周期律的教案11篇
元素周期律的教案11篇元素周期律的教案【篇1】1．使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律2．认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。
通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力结合元素周期律的学习，使学生初步掌握从大量的事实和资料中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
原子半径变化的规律，元素周期律的实质。
放映钟表，时间的周期性变化，的flash.四季的轮回，年复一年，日复一日，这些描述时间的词语，都体现了时间变化的一个典型的特点――周期性，这节课，我们将通过元素周期律的学习来研究元素性质的变化特点，总结其规律。
为了更方便的研究元素的性质的变化规律，我们引入原子序数的概念按照核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
请同学们对照，自己写得对不对。
今天要讲的是元素性质的递变规律，我问什么要大家写原子结构是意图呢？这二者有什么关系呢？结构决定了元素的性质。
所以要研究性质必须先研究结构。
很好，说得全面。
就构决定性质！那么，现在为了研究元素的性质，我们一起来找找看元素的结构随着原子序数的增加有什么变化。
请同学们观察你们手中的原子结构够示意图，总结其变化规律。
随着原子序数的增加，电子层数每隔一定数目就增加一层，最外层电子数则呈周期性变化。
【指导阅读】元素的性质随核电荷数的递增有什么变化呢？请同学们阅读课文中表5-3关于原子半径的数据，参考书上130页底端的小字注解，归纳原子半径的变化规律。
原子半径为什么呈周期性变化呢？从原子结构角度来讲，半径受哪些因素影响呢？请同学们分析影响原子半径的因素，大家说的三种因素都起作用，但有主次关系。
通常，电子层数越多，原子半径越大；当电子层数相同时，随核电荷数的递增，在后两种影响结果相反的因素当中，核吸引电子的影响是主要的，因此，当电子层数相同时，原子半径减小。
元素周期律学案
元素周期律学案一、核外电子排布原子是由原子核和电子构成的，原子核的体积很小，仅占原子体积的几千亿分之一，电子在原子内有“广阔”的运动空间。
在这“广阔”的空间里，核外电子是怎样运动的呢? 1、电子层的划分科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。
我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q 来表示。
电子层（n ） 1、2、3、4、5、6、7 电子层符号 K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q 离核距离近远 能量高低 低 高 2、核外电子的排布规律（1）电子总是从能量最低的电子层排起,然后由里往外，从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K 层再排L 层，排满L 层才排M 层)。
（2）各层最多能容纳的电子数目为2n 2（n 为电子层数）。
（3）最外层最多能容纳的电子数目为8（K 层为最外层，不超过2个电子），次外层电子数目不超过18，倒数第三层不超过32个电子。
3、核外电子排布的表示方法（1）原子结构示意图：氯原子 ，如Cl -：（2）电子式：电子式是在元素符号周围用小黑点或“×”的数目表示该元素原子的最外层电子数的式子。
小黑点或“×”的数目即为该原子的最外层电子数。
4、稳定结构与不稳定结构通常，我们把最外层8个电子(只有K 层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。
如稀有气体的原子就是上述结构，一般不与其他物质发生化学反应。
当元素原子的最外层电子数小于8(K 层小于2)时，是不稳定结构。
在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。
金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构，表现出金属性；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构，所以非金属元素[练习1] 判断下列示意图是否正确？为什么？A 、B 、C 、D 均错。
原子电子核外排布学案
高一化学学案原子核外电子排布课时 1 编写人：卢镇芳审核人：编号：4【学习目标】1．初步学会核外电子的排布的规律2．能画出1~18号元素的原子结构示意图【学习情境】原子核带正电荷，核外电子带负电荷，正负电荷相互吸引，那为什么电子不会落入原子核内呢？学习主题一：核外电子分层排布学习主题二：核外电子排布规律【归纳总结】1、各层最多能容纳的电子数目为（n为电子层数）[练习]请分别画出9号氟元素和19号钾元素的原子结构示意图？2、最外层最多能容纳的电子数目为（K层为最外层，不超过个电子），次外层电子数目不超过，倒数第三层不超过个电子。
注意．．：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。
学习主题三：电子层排列的周期性1．写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。
结论：随着核电荷数的增加发生周期性变化。
【随堂练习】（一）必做题：1、下列所画原子结构示意图正确的是A 、B 、C 、D 、2、某元素的核外有三个电子层，其最外层电子数是次外层电子数的一半，则此元素是（）A.SB.CC.SiD.Cl3、已知a X m+和b Y n-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是A. a=b+m+nB. a=b-m+nC. a=b+m-nD. a=b-m-n4、和氖原子有相同的电子层结构的微粒是5．某原子核外共有n个电子层(n>3)，则(n一1)层最多容纳的电子数为 ( )A．8 B．18 C．32 D．2(n一1)26．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是 ( )A．硅和钠 B．硼和氮 C．碳和氯 D．碳和铝7．某元素原子的最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为A．3 B．7 C．8 D．108．有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，则元素B的核电荷数为 A．a—n一3 B．a +n+3 C．a+n一3 D．a—n+39、)(OO168178判断前后两者和关系原子的核外电子数和A.大于B.小于C.等于D.不能肯定10、核外电子排布相同的离子A m+和B n-，两种元素的质子数，前者与后者的关系是A．大于 B．小于 C．等于 D．不能肯定11、有X、Y两种原子，X原子的M层比Y原子的M层少3个电子，Y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍，则X为，Y为。
初中化学《核外电子排布》教案
初中化学《核外电子排布》教案初中化学《核外电子排布》教案第一章原子结构与元素周期律第一节原子结构一．教材分析（一）知识脉络通过初中的化学学习,同学们已经知道原子是由原子核和核外电子构成的。
本节教材，就是要在已有经验的基础上继续深入地探讨原子核的结构以及核外电子的排布的规律，并利用原子结构的知识解释某些元素的部分性质，使学生初步了解原子的最外层电子排布与元素的性质(得失电子能力、化合价等)的关系。
同时，通过原子结构知识的学习，为后阶段学习元素周期律、元素周期表和分子结构打下基础。
（二）知识框架（三）新教材的主要特点：新教材（必修）与旧教材相比，删掉了描述核外电子运动特征的电子云；降低了核外电子排布规律的要求；增加了原子结构示意图，元素的部分化学性质与原子的最外层电子排布的关系；调整了核素、同位素在教材中出现的位置。
使得它更符合知识的逻辑关系，符合学生认识规律。
同时，新教材更注重了让学生参与学习，提高了学生学习的主动性，更注重了学生能力的培养。
二．教学目标（一）知识与技能目标1．引导学生认识原子核的结构，懂得质量数和A ZX的含义，掌握构成原子的微粒间的关系；知道元素、核素、同位素的涵义；掌握核电荷数、质子数、中子数、质量数之间的相互关系。
2.引导学生了解原子核外电子的排布规律，使他们能画出1～18号元素的原子结构示意图；了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系。
（二）过程与方法目标通过对构成原子的微粒间的关系和氢元素核素等问题的探讨，培养学生分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。
(三)情感态度与价值观目标1.通过构成物质的基本微粒的质量、电性的认识,了解微观世界的物质性,从而进一步认识物质世界的微观本质；通过原子中存在电性不同的两种微粒的关系，认识原子是矛盾的对立统一体。
2.通过人类探索原子结构的历史的介绍，使学生了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的历程，培养他们的科学态度和科学精神，体验科学研究的艰辛与喜悦。
元素周期律学案
元素周期律一．原子结构的周期性变化1．元素原子核外电子排布的周期性变化结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈现的周期性变化（特例：第一周期）2. 元素化合价的周期性变化结论：随着原子序数的递增，元素的最高正价正价呈现、最低负价呈现（特例：第一、二周期）3. 元素原子半径的周期性变化结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现，经稀有气体后又重复出现的周期性变化，同周期0族元素原子半径最大。
二．元素金属性与非金属性的周期性变化1.Na、Mg、Al金属性强弱比较：（1）置换出水（或酸）中的氢时，由易到难的顺序为：（2）最高价氧化物对应的碱性由强到弱的顺序为：2.Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较：（1）与氢气化合的剧烈程度由易到难的顺序为：（2）生成氢化物的稳定性：（3）最高价氧化物对应的酸性由强到弱的顺序为：结论： Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl金属性逐渐，非金属性逐渐三．元素周期律(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而________ 。
(2)实质：元素性质的周期性变化是________________周期性变化的必然结果。
四、周期表中元素性质的递变规律五、粒子半径大小比较1.同种元素的微粒大小比较：（1）阳离子半径相应的原子半径（2）阴离子半径相应的原子半径（3）同种元素不同价态的阳离子：价态越，离子半径越2. 不种元素的微粒大小比较：（1）同周期的主族元素：从到，原子半径逐渐（2）同主族元素：从到，原子半径逐渐（3）不同周期、不同主族的元素的原子半径大小比较：先找参照元素，使其建立同周期同主族的关系然后在进行比较。
例如：（4）电子层结构相同的粒子：原子序数越，半径越。
（5）同周期元素形成的离子：阴离子半径阳离子半径。
六、金属性、非金属性强弱比较1、金属性强弱比较（1）根据元素周期表①：同周期元素：从到，金属性逐渐②：同主族元素：从到，金属性逐渐（2）根据金属活动顺序表（3）金属单质与水或酸反应越，元素的金属性越（4）最高价氧化物对应的水化物的碱性越，元素的金属性越（5）金属单质间的置换反应：金属性的能置换金属性例如：（6）阳离子对应的氧化性越，元素的金属性2、非金属性强弱比较（1）根据元素周期表①：同周期元素：从到，非金属性逐渐②：同主族元素：从到，非金属性逐渐（2）与氢气化合越，非金属性越（3）生成氢化物的稳定性越，非金属性（4）最高价氧化物对应的水化物的酸性越，元素的非金属性越（5）非金属单质间的置换反应：非金属性的能置换非金属性例如：（6）阴离子对应的还原性越，非元素的金属性例如：。
化学键
必修二专题一复习学案一、核外电子排布与周期律（一）原子核外电子排布规律：（1） （2）（3） （二）元 素 周 期 律1、定义：随着元素核电荷数的递增，元素的 、 、 都呈周期性变化。
（1）同周期从左到右元素的半径 ，同主族从上到下元素的半径 。
（2）同周期从左到右元素的金属性 ，同主族从上到下元素的金属性 。
同周期从左到右元素的非金属性 ，同主族从上到下元素的非金属性 。
（3）同周期元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律 同主族元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律 （4）最高正化合价= 最低负化合价=2、本质：3、19世纪中叶 发现了元素周期律。
4、元素金属性强弱的判断依据：5、元素非金属性强弱的判断依据： （三）元素周期表及其应用 1、元素周期表的结构2、元素性质的递变规律第2周期： 种元素 第3周期： 种元素第4周期： 种元素第5周期： 种元素 第6周期： 种元素 第7周期： 种元素不完全周期长周期 周期短周期第1周期： 种元素 族 稀有气体元素第VIII 族：副族： 主族：零族：共七个主族:长短周期共同组成共七个副族:仅由长周期组成二、微粒之间的相互作用力 （一）化学键：离子键化学键 共价键金属键（二）离子键1、定义：2、成键微粒： 相互作用：3、成键元素：4、含有离子键的化合物就是离子化合物 （三）共价键1、定义：2、成键微粒： 相互作用： 成键元素：3、含有共价键的化合物不一定是共价化合物 （四）电子式1、定义：2、书写方法：（1）金属阳离子的电子式就是其离子符号（2）非金属阴离子的电子式要标 [ ] 及“ 电荷数 ”（3）离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，但对相同离子不能合并. （4）共价化合物的电子式：原子之间形成共用电子对，不能加“[ ]”及“电荷数”。
3、书写电子式：H C N O Mg Si Cl H 2Cl 2 N 2 HCl H 2O H 2O 2 CH 4 NH 31 BAlSiGeAsSb Te3 456 7ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦAPo At2CCl4NH4Cl Na2O2NaOH HClO CO2NaCl MgCl2（五）分子间作用力：1、概念：（1）存在：（2）大小：2、意义：影响物质的熔沸点和溶解性等物理性质3、氢键属于分子间作用力，存在氢键的常见物质：三、从微观结构看物质的多样性（一）同素异形现象：同素异形现体：常见同素异形体：（二）同分异构现象：同分异构体：常见同分异构体：（三）同位素：常见同位素：练习：1、X元素最高氧化物对应的水化物为H2XO3，它的气态氢化物为A、HXB、H2XC、XH3D、XH42、下列的氢氧化物中，碱性最强的是A、Ca(OH)2B、NaOHC、KOHD、Al(OH)33、一些科学家预言，存在稳定的超重元素，如：中子数为184的原子，它位于元素周期表第七周期，第ⅣA族。
原子核外电子排布的周期性习题教案
原子核外电子排布的周期性习题教案第一章：原子核外电子排布的基本概念1.1 电子轨道1.2 电子亚层1.3 电子云1.4 原子轨道的近似能级第二章：周期表的基本结构2.1 周期表的横行（周期）2.2 周期表的纵列（族）2.3 主族元素与副族元素2.4 周期表中的特殊规律第三章：电子排布的周期性规律3.1 原子序数的周期性变化3.2 主量子数与周期数的关系3.3 价电子与族序数的关系3.4 电子排布的能级图表示第四章：主族元素的电子排布与性质4.1 碱金属族4.2 碱土金属族4.3 卤族元素4.4 稀有气体元素第五章：电子排布与化学键的形成5.1 离子键5.2 共价键5.3 金属键5.4 氢键及其对物质性质的影响第六章：副族元素的电子排布与性质6.1 过渡金属族6.2 镧系元素与锕系元素6.3 副族元素的化学反应性6.4 副族元素的应用第七章：金属与非金属的界限7.1 半金属元素7.2 金属性与非金属性的过渡区域7.3 金属与非金属的性质对比7.4 金属与非金属界限的意义第八章：原子核外电子排布的能级图8.1 能级图的绘制方法8.2 电子排布的能级图解释8.3 能级图在化学键解释中的应用8.4 能级图在物质性质预测中的应用第九章：原子核外电子排布的量子力学解释9.1 波函数与原子轨道9.2 泡利不相容原理9.3 洪特规则9.4 能级交错现象的解释第十章：周期表的扩展与应用10.1 周期表的演变历史10.2 长周期与短周期的区别10.3 周期表在新材料发现中的应用10.4 周期表在化学反应预测中的应用重点和难点解析重点一：电子轨道和亚层的概念电子轨道是电子在原子核外空间的运动轨迹，而电子亚层则是电子在轨道内的不同能级。
这两个概念是理解电子排布的基础，学生需要掌握电子在不同轨道和亚层中的分布情况。
重点二：周期表的结构和特殊规律周期表是元素周期律的具体表现形式，学生需要熟悉周期表的基本结构，包括周期和族的划分。
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原子核外电子排布的周期性
1. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周
期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
（2）结构： 周期 各周期元素的种数 0族元素的原子序数
②族 族序数用 表示；主族用 表示；副族用 表示。
主族 个
副族 个
第VIII 族是第 纵行 零族是第 纵行
阿拉伯数字： 1 2 3 4 5 6 7 8 罗马数字： （3）元素周期表与原子结构的关系：
①周期序数＝ ②主族序数＝ ＝ (4)元素族的别称：①第ⅠA 族：碱金属 第ⅠIA 族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素
③第0族：稀有气体元素
2、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据
3、比较微粒半径的大小
（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越
如: H+H H-; Fe Fe2+ Fe3+； Na+ Na; Cl Cl-
（2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越．如：
①与He电子层结构相同的微粒: H- Li+ Be2+
②与Ne电子层结构相同的微粒：O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
③与Ar电子层结构相同的微粒: S2- Cl- K+ Ca2+
4、电子数和核电荷数都不同的微粒：
(1)同主族的元素,半径从上到下
(2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl- Na+
(3)比较Ge、P、O的半径大小
5、根据原子核外电子排布的周期性变化规律，填写P18表2-4
6、填写P19表2-5，并回答下列问题
（1）在周期表中同一横行的元素原子所含有的相同。
同一纵行相同。
（2）每一个周期元素原子的外围电子排布总是由开始到结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于的排布发生周期性的重复。
7、填表
周期一二三四五六七合计
元素种类
金属元素种类未排满
非金属元素种类未排满
随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循原理，不同周期里所含元素种类不一定相同，并且随着周期序号的递增，金属元素的种类也逐渐，非金属的种类也逐渐
8、元素周期表中区的划分(P19)
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 ,
5) f区: , 包括元素
区全是金属元素，非金属元素主要集中区。
主族主要含区，副族主要含
区，过渡元素主要含区。