2020-2021年高中化学 1..3原子结构与元素周期表教案 鲁教版选修3
鲁科版高中化学选修三《物质结构与性质》全教案
鲁科版高中化学选修3 《物质结构与性质》教案第一章物质结构与性质教案第二节原子结构与元素周期表一、学习目标1理解能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则，学会原子核外电子排布式写法。
知道元素周期表中元素按周期划分的原因，族的划分与原子中价电子数目和价电子排布的密切关系。
2、了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素，原子半径周期性变化的原因。
3、明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论依据。
二、学习重点、难点能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则、了解核外电子排布与元素周期表的周期，族划分的关系。
三、学习过程：第一课时（一）基态原子的核外电子排布[探索新知]（1—18号）画出1—18号元素的原子结构示意图a.以H为例电子排布式轨道表示式结论:b. 以He为例电子排布式轨道表示式结论: c. 以C 为例电子排布式轨道表示式结论: [活动探究]（1—18号）书写下列基态原子核外电子排布式和轨道表示式(书写、对照、纠错、探因)N 、 O 、Ne 、Al 、Mg 、Si 、[学无止境]（19—36号）a．书写基态原子核外电子排布式(书写、对照、纠错、探因)Sc Fe 结论：b．再书写基态原子核外电子排布式(书写、对照、纠错、探因)Cr Cu 结论：练习：V、As第2、3课时（二）核外电子排布与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分。
[看图·思考]仔细观察图1-2-7鲍林近似能级图回答下面问题：鲍林近似能级图中分为几个能级组？每一能级组中共有多少个原子轨道，最多能容纳多少个电子？[交流·研讨]请根据1-36号元素原子的电子排布，参照鲍林近似能级图，尝试分析原子中电子排布与元素周期表中周期划分的内在联系，回答下题。
（1）周期的划分与什么有关？（2）每一周期（前4周期）各容纳几种元素？这又与什么有关？（3）周期的序数与什么有关？（从原子中电子排布式分析）[同步检测1] 已知某元素原子的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d34s2,根据这一排布式可知该元素所在的周期是_______________________。
鲁科版高中化学选修3-1.2《原子结构与元素周期表》参考教案1
第二节原子结构与元素周期表在化学必修课程中，学生对原子结构与周期表的关系有了一定的认识，如原子最外层电子数和主族序数的关系，但是对于原子结构与周期、族等元素周期表的构成之间的深层关系并未揭示。
因此，本节在量子力学模型的基础上，进一步介绍基态原子的核外电子排布的内容，并利用基态原子的核外电子排布的知识分析周期、族与原子结构的内在关系以及原子结构与原子半径周期性变化的内在关系。
本节教材内容框架为：1、知识与技能（1）使学生了解基态原子的核外电子排布。
（2）理解泡利不相容原理及洪特规则和能量最低原则，学会原子核外电子排布式写法。
（3）使学生掌握核外电子排布与元素周期表，掌握鲍林近似能级图。
（4）使学生掌握核外电子排布与原子半径，掌握原子半径的变化规律。
2、过程与方法问题式导学，采取设疑激思、自主探究、引导归纳等方法3、情感与价值观（1）培养学生的爱国主义情操。
使学生“以天下任为己任”的意识建立起来。
（2）培养学生辩证唯物主义的观点及求索现象背后科学本质的精神。
1、教学设想（1）通过知识的复习，从原来知识的基础上进行迁移，让学生了解电子在原子核外分层排布的假想，通过回顾1—18号元素的原子结构示意图探索思考第一层最多容纳两个电子，第二层最多容纳8个电子的原因。
（2）让学生自学教材14~16页，掌握基态原子的核外电子排布，写出1~18号元素基态原子的核外电子排布的情况，总结出基态原子核外电子排布的原则。
（3）在学生自学基础上，教师重点讲解基态原子核外电子排布的三个规律，让学生理解并记忆，再做相应巩固练习。
（4）引导学生在学习基态原子核外电子排布规律的基础上写出1~18号元素的基态原子的电子排布式和轨道表示式；要求学生熟记鲍林近似能级图。
记忆方法可编制顺口溜（1；2,2；3，3；4,3，4；5,4,5；6,4,5，6；7,5,6,7）(即1s,2s,2p,3s;3p,4s,3d;4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d;6p,7s,5f,6d,7p……)。
3、原子结构与元素性质-鲁科版选修三教案
原子结构与元素性质-鲁科版选修三教案
1. 概述
本教案通过鲁科版选修三的相关内容，介绍了原子结构和元素性质的基本概念和相关知识点，帮助学生加深理解，掌握相关的基础知识。
2. 原子结构
2.1 原子结构的基本组成
学生需要理解原子结构的基本组成，即原子核和电子，原子核由质子和中子组成，电子围绕原子核不断运动。
2.2 质子、中子和电子的性质和作用
本部分介绍了质子、中子和电子的性质和作用，如质子数和质量数的概念，以及电子在原子中的运动轨道等。
2.3 原子的量子结构
学生需要理解量子理论的基本概念，如波粒二象性、波长、频率等，以及原子的能级、光谱等。
3. 元素性质
3.1 元素周期表
本部分介绍了元素周期表的组成和结构，以及主族、副族、金属、非金属等概念。
3.2 元素的物理和化学性质
学生需要理解元素的物理和化学性质，如原子半径、离子半径、电负性等，以及元素的化合价、化合物的结构和性质等。
3.3 元素周期律和化学反应中的应用
本部分介绍了元素周期律的基本概念和周期表分类，以及化学反应中的应用，如酸碱反应、氧化还原反应等。
4. 总结
通过学习本教案，学生应该掌握原子结构和元素性质的基本概念和相关知识点，巩固相关的基础知识，为后续学习和应用打下基础。
鲁科版高中化学选修3全册教案
②角量子数ι的光谱学符号
ι
0
1
2
3
符号
s
p
d
f
③能级的记录方法
举例：若主量子数n=2，角量子数ι有0和1两个取值。既第二能层有两个能级,记做2s、2p。
④能级顺序：Ens<Enp<End<Enf
第1节原子结构模型
第3课时量子力学对原子核外电子运动状态的描述（2）
②在高分辨光谱仪中，氢原子的电子从n=2跃迁到n=1层时，得到两条靠得很近的谱线？
1.回答问题
2.思考老师提出的问题。
复习旧知识，引入新问题，导入新课教学。
二
、
展开新课
15分钟
子结构的量子力学模型（2）
教师讲解：磁量子数既原子轨道个数。原子轨道是指一个电子空间运动状态。根据光谱现象，科学家发现同一能级电子空间运动状态不尽相同，一个能级包含着一个或若干个原子轨道。
因此产生光的波长不同。
1.阅读“玻尔原子结构模型”理论
2.交流·讨论原子光谱产生的原因？
3.交流·讨论氢原子光谱为什么是线状光谱？
1.使学生认识到“玻尔原子结构模型”对原子结构理论的发展起着极其重要的作用。
2.使学生认识到化学实验对化学理论发展的起着极其重要的作用。
3.使学生知道原子光谱产生的原因。
3.下列能级可能存在的是（）
(A)1p(B)2d(C)3f(D)5d
4.将下列能级按能量由高到低的顺序排列出来
（1）(A)4s(B)4d(C)4f(D)4p
_______________________________________
（2）(A)1s(B)2s(C)2p(D)3d(E)3p(F)4d(G)4f
高中化学原子结构与元素周期表教案选修3.docx
教材 : 鲁科版选修三物质结构与性质第一章第二节原子结构与元素周期表《第二节原子结构与元素周期表》教学设计知识与技能●理解能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则，学会原子核外电子排布式写法。
●使学生掌握鲍林近似能级图，掌握核外电子排布与元素周期表关系教学●使学生掌握原子半径与核外电子排布的关系，掌握原子半径的变化规律。
目标过程与方法●掌握化学理论知识的学习方法──逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法。
情感与价值观●体验科学研究的过程和认知的规律性，在认识上和思想方法上都得到提升。
教学重●能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则●元素周期表周期的划分与族的划分点难点●原子半径变化规律教学问题式导学、自主探究、引导归纳等方法方法课时 3 课时安排第一课时[教学目标]理解能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则，学会原子核外电子排布式写法。
体验科学研究的过程和认知的规律性，在认识上和思想方法上都得到提升。
[重难点 ]能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则原子轨道能量由低到高顺序[板书设计 ]一、基态原子的核外电子排布1.原子的核外电子排布原则a.能量最低原则b.泡利不相容原理一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反c.洪特规则在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行2.元素（ 19— 36 号）基态原子核外电子排布能量由低到高顺序：1s→2s→ 2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f →5d→⋯⋯[ 教学过程 ] （第一课时）教学环节教师活动学生活动[ 多媒体展示 ]老张游世博。
认真观看引课[ 问题 ] 画出1—18 号元素的原子[ 练习 ]结构示意图设计意图创设情境，构建生活线索 , 引发学生对原子结构学习的兴趣。
能量最第一板块低原则（ 1— 18 号）探索新知 ----泡利不引领方法相容原理洪特规则第二板块（ 1— 18 号）活动探究 ----体会思路第三板块（ 19— 36 号）学无止境 --- 挑战自我以H 原子为例引导学生思考适时引出“轨道表示式”类比：地球、老鹰、麻雀以He 原子为例引导学生思考类比：两个人一个单人床以N 原子为例引导学生思考类比：多人多张单人床[ 问题 ] 书写基态原子核外电子排布式和轨道表示式C、O、F、Na、Mg、Si承接第二板块，请同学书写（1） Ti 、 Fe（ 2）Cr、Cu核外电子排布式利用结论：练习 V、 As适时引出价电子概念倾听理解创设生活情得出结论境 ,激发学习兴倾听理解趣。
鲁科版高中化学选修三1.3《原子结构与元素性质》第二课时教案
分
3、电负性差值为零时，可形成：
A.极性共价键B.非极性共价键C.金属键D.离子键
20
分
4、写出下列元素原子的电子排布式，并给出原子序数和元素名称。
（1）第三个稀有气体元素。
（2）第四周期的第六个过渡元素。
（3）电负性最大的元素。
（4）3p半充满的元素。
（5）1～36号元素中，未成对电子数最多的元素。
3.电负性的意义
分析第一电离能的数据与电负性的数据的关系，将电负性与第一电离能变化规律的统一起来
学会比较学习
练习
分值
评分
1、下列各组元素按电负性大小顺序排列正确的是：
A.F>N>O B.O>Cl C.As>P>H D.Cl>S>As
20
分
2、电负性为4.0的元素，在化合物中一般现：
A.正价B.负价C.
电负性依次减小
培养读图能力和分析归纳的能力。
化合价与电子排布的关系
3.电负性的意义
元素的最高正价等于它所在的族序数（除Ⅷ族和0族外）
反映了原子间的成键能力和成键类型
阅读课本总结规律：
1.一般认为：电负性大于2.0的元素为非金属元素电负性小于2.0的元素为金属元素。
2.一般认为：
如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键
如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键
3.电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
四
、
概括整合
5
分钟
1.电负性的概念
2.电负性的变化规律
化学：1.3原子结构及元素性质课件(3)(鲁科版选修3)
学生分析
P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较 稳定，所以不易失去电子。
从左到右，元素的第一电离能在总 体上呈现由小到大的变化趋势，表 示元素原子越来越难失去电子,碱金 属元素的第一电离能最小，稀有气 体元素的第一电离能最大
产生这种趋势的原因？ 随着核电荷数的增大 和原子半径的减 小，核对外层电 子的有效吸引作 用依次增强。
电离能越大，气态时该原子越难失去电子
故可判断金属原子在气态时失电子的难易程度
提出疑问： Mg的第一电离能比Al的大，所以Al比Mg
易失去电子，但我们以前学习的金属失电子 顺序中，Mg比Al易失电子，与酸反应时更 剧烈。 同理：P与S
原因：条件不一致，一是气态，二是溶液
解疑答惑
Mg(1s22s22p63s23p0)正处于全空状态， 能量较低，比较稳定，所以不易失去电 子。
综合分析
元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电 子排布有着密切的关系。除Ⅷ外，元素的最高价 化合价等于它所在的族的序数，非金属元素的最 高正化合价和负化合价的绝对值之和为8（H除 外）；稀有气体元素原子的电子层结构时全充满 的稳定结构，其原子既不易失去电子，也不易得 到电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况 下为0；过渡金属元素的价电子较多，并且各级 电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素 的化合价为+2——+7。
同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离 能最小，稀有气体元素的第一电离能最大
从左到右，元素的第一电离能在总体上 呈现由小到大的变化趋势，表示元素原
子越来越难失去电子
小结
1.什么是电离能。 2.符号和表示方法 3.意义 4.应用
汽车遥控干扰器 / 汽车遥控干扰器 峦痋耶
2024-2025学年高中化学第1章原子结构1.3原子结构与元素性质教案鲁科版选修3
授课内容
授课时数
授课班级
授课人数
授课地点
授课时间
教学内容分析
本节课的主要教学内容来自于鲁科版选修3第1章《原子结构》的1.3节，内容涉及原子结构与元素性质的关系。具体包括：
1.原子核外电子的排布规律及其对元素性质的影响。
3.实验器材：本节课涉及的原子结构与元素性质的关系，可以通过一些实验来进行验证。因此，需要准备实验所需的器材，如显微镜、电子天平、烧杯、试管、试剂等。同时，要确保实验器材的完整性和安全性，避免在实验过程中出现故障或意外。
4.教室布置：根据教学需要，对教室环境进行布置。将教室分为讲解区、演示区、实验操作区和分组讨论区等不同区域，以便于教师进行讲解、演示和指导，同时方便学生进行实验操作和分组讨论。
4.在教学内容上，注重知识点的深入讲解和实际应用，通过实例分析和实验操作等方式来帮助学生理解和掌握原子结构与元素性质的关系。
典型例题讲解
例题1：
题目：请解释原子结构与元素性质之间的关系。
答案：原子结构与元素性质之间存在密切的关系。原子核外电子的排布规律决定了元素的化学性质，如反应性、氧化性、还原性等。例如，主族元素的电子排布通常遵循“8电子稳定结构”，这意味着这些元素在化学反应中倾向于形成稳定的8电子结构，从而表现出特定的化学性质。此外，元素周期律揭示了原子核外电子排布与元素性质之间的关系，通过周期表可以预测元素的某些化学性质。例如，同一周期内，从左到右元素的非金属性逐渐增强，从上到下元素的金属性逐渐增强。
例题3：
题目：请解释如何利用原子结构预测元素的化学性质。
答案：利用原子结构预测元素的化学性质主要通过以下步骤进行：
高中化学原子结构与元素周期表教案选修3
教材:鲁科版选修三物质结构与性质第一章第二节原子结构与元素周期表《第二节原子结构与元素周期表》教学设计教学目标知识与技能●理解能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则，学会原子核外电子排布式写法。
●使学生掌握鲍林近似能级图，掌握核外电子排布与元素周期表关系●使学生掌握原子半径与核外电子排布的关系，掌握原子半径的变化规律。
过程与方法●掌握化学理论知识的学习方法──逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法。
情感与价值观●体验科学研究的过程和认知的规律性，在认识上和思想方法上都得到提升。
教学重点难点●能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则●元素周期表周期的划分与族的划分●原子半径变化规律教学方法问题式导学、自主探究、引导归纳等方法课时安排3课时第一课时[教学目标]理解能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则，学会原子核外电子排布式写法。
体验科学研究的过程和认知的规律性，在认识上和思想方法上都得到提升。
[重难点]能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则原子轨道能量由低到高顺序[板书设计]一、基态原子的核外电子排布1. 原子的核外电子排布原则a.能量最低原则b.泡利不相容原理一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反c.洪特规则在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行2.元素（19—36号）基态原子核外电子排布能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→……[教学过程]（第一课时）教学环节教师活动学生活动设计意图引课[多媒体展示] 老张游世博。
[问题]画出1—18号元素的原子结构示意图认真观看[练习]创设情境，构建生活线索,引发学生对原子结构学习的兴趣。
第一板块（1—18号）探索新知----引领方法能量最低原则以H原子为例引导学生思考适时引出“轨道表示式”类比：地球、老鹰、麻雀倾听理解得出结论创设生活情境,激发学习兴趣。
复杂问题简单化，便于学生接受理解泡利不相容原理以He原子为例引导学生思考类比：两个人一个单人床倾听理解得出结论洪特规则以N原子为例引导学生思考类比：多人多张单人床倾听理解得出结论第二板块（1—18号）活动探究----体会思路[问题]书写基态原子核外电子排布式和轨道表示式C 、O 、F 、Na 、Mg 、Si书写对照纠错探因举一反三体会书写核外电子排布和轨道表示的一般方法第三板块（19—36号）学无止境---挑战自我承接第二板块，请同学书写（1）Ti 、 Fe（2）Cr 、 Cu核外电子排布式利用结论：练习V、As适时引出价电子概念书写对照纠错探因得出结论让学生先犯错，再反思，发现问题，自主解决问题，体验学习乐趣概括整和【问题】本节课的收获？思考讨论回答构建知识线索布置作业书写前36号（课堂未练习到的）基态原子核外电子排布式和轨道表示式巩固所学第二课时[教学目标]掌握核外电子排布与元素周期表关系体验科学研究的过程和认知的规律性，在认识上和思想方法上都得到提升[重难点]鲍林近似能级图[板书设计]二、核外电子排布与元素周期表1.周期的划分（1）与能级组有关（2）每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍（3）主量子数（n）对应周期序数2.族的划分（1）与原子的价电子数目和价电子排布密切相关（2）主族元素：族的序数=价电子数，最外层电子即为价电子（3）过渡元素：价电子排布却基本相同，（n－1）d1～10ns1～2ⅢB～ⅦB副族：价电子数=族序数[教学过程]教学环节联想回顾探究新知教师活动前面我们学习了基态原子核外电子排布的规律，下面我们探讨一下其与元素周期表的关系。
3、原子结构与元素性质-鲁科版选修三教案
3、原子结构与元素性质-鲁科版选修三教案一、教学目标1.了解原子结构组成及其与元素性质的关系；2.掌握元素周期律的基本概念和规律；3.掌握离子与化合价的基本概念和计算方法；4.掌握材料的多种物理性质及其分子结构的关系。
二、教学内容2.1 原子结构及其组成2.1.1 原子的结构原子由核和电子组成，核外环电子数目的不同决定了元素的性质。
2.1.2 原子的组成原子由原子核和核外电子组成。
•原子核：由质子和中子组成，是原子的重心。
•核外电子：以轨道的方式环绕在原子核的外层。
2.1.3 原子的性质•氢原子只有一个质子一个电子，没有中子，在自然界中仅存在一种氢原子核，并形成了许多同位素。
•原子核数量不同的同一元素的原子称为同位素，同位素在原子量和放射性方面有所不同。
•同一元素原子核带电荷的种类不同，称为同位素，其放射性不同。
•元素的化学性质与电子数有关。
2.2 元素周期律2.2.1 早期元素周期律的缺陷早期的元素周期律，没有考虑元素原子内部的结构特征，不能全面反映元素性质的变化规律。
2.2.2 现代元素周期表现代元素周期表将元素按照原子序数排列，具有明确的递增规律，使得元素的性质变化规律更加全面和明显。
2.3 离子与化合价2.3.1 离子的概念离子是指带正电荷或者负电荷的原子或者分子。
•带正电荷的离子称为阳离子，带负电荷的离子称为阴离子。
•阴离子和阳离子相互结合形成离子化合物。
2.3.2 化合价的概念和计算化合价是元素化合时原子的结合方式，是元素化学性质的重要指标。
最常用的方法有已知离子式的推导和共价键的估算法。
2.4 材料的物理性质与分子结构2.4.1 材料的物理性质材料的物理性质包括弹性、熔点、沸点、热容量、导电性等，与材料分子结构有很大关系。
2.4.2 分子结构的关系分子的大小、形状和极性等都对材料的物理性质有很大影响。
•分子规则对材料的物理性质有很大影响。
•分子间的作用力对正常／超常状态下的物质性质有影响。
鲁科版高中化学选修三1.2《原子结构与元素周期表》第二课时教案
第二节原子结构与元素周期表第二课时核外电子排布与元素周期表【教学目标】1.知道元素周期表中元素按周期划分的原因2.知道族的划分与原子中价电子数目和价电子排布的密切关系。
【教学重难点】了解核外电子排布与元素周期表的周期、族划分的关系【教师具备】多媒体课件【教学方法】引导式教学【教学过程】【学生活动，教师可适当引导】能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……泡利不相容原理指出一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反。
洪特规则要求在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行。
能量相同的原子轨道在全充满（如P6和d10）半充满（如P3和d5）和全空（P0和d0）状态时，体系的能量最低，原子较稳定。
还学习了1~36号原子的核外电子排布式书写。
[联想质疑]图1-2-6是元素周期表的轮廓图。
观察此图后，你是否想过，原子的核外电子排布与元素周期表中周期、族的划分有什么内在联系？【复习回顾】元素周期表的知识1.短周期（一、二、三行）（元素有2、8、8种）周期长周期（四、五、六行）（元素有18、18、32种）不完全周期（七行）（元素有26种）元素周期表结构主族（1、2、13、14、15、16、17列）A族族副族（3、4、5、6、7、11、12列）B族零族（18列）第VIII族（8、9、10列）2. 随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。
元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增，而呈现出周期性的变化。
同一周期：电子层数相同，原子序数递增的元素从左到右为同一周期；同一族：最外层电子数相同，原子序数逐渐增大的元素从上到下为同一族。
【过渡】那大家知道核外电子排布与周期的划分的原因么？二者是否存在联系？【板书】二、核外电子排布与元素周期表【讲解】请大家看图1-2-7鲍林近似能级图，这是美国化学家鲍林根据大量光谱实验数据及理论计算总结出的，并用图来表示的多电子原子中外层能级高低的一般次序。
鲁科版高二化学选修三1.3原子结构与元素性质教案3
电离能及其变化规律--效果分析
1.通过知识回顾，检查学生在《必修2》中，对元素周期表规律的认识，为本节课的学习做铺垫。
2.通过分析图像和图表，探究电离能的周期性变化规律，调动了学生学习的兴趣。
并激发学生求知的热情，培养学生自主学习的能力。
3.通过图表探究，教师巧妙设问，引起学生的思考。
培养学生分析问题，解决问题的能力。
4.教师的引导作用得到了有效地体现。
使学生既学到了知识又发展了能力,行之有效地落实了教学的三维目标。
5.多媒体展示学生探究的结果，小组讨论，师生共同点评，使学生充分参与分析解决化学问题的过程。
6.通过练习与反馈，及时考察学生对电离能相关知识的理解程度。
7.通过课后习题组，巩固了本节课的相关知识。
逐步探寻解决问题的方法，并从中发现存在的疑问。
化学：1.3《原子结构与元素的性质》教案(鲁科版选修3)
化学：1.3《原子结构与元素的性质》教案（鲁科版选修3）
第1课时电离能及其变化规律
【教学目标】
1.了解电离能的概念及内涵；
2.认识主族元素电离能的变化规律并能给予解释。
【教学重点】电离能及其变化规律。
【教学难点】电离能变化规律的特例
【教学媒介】多媒体演示
【教学方法】诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学
【教学过程】
【板书设计】
一、电离能及其变化规律
1. 电离能概念：
2. 符号：
3. 意义：
第3节原子结构与元素的性质
第2课时元素的电负性及其变化规律【教学目标】
1.了解电负性的概念及内涵；
2.认识主族元素电负性的变化规律并能给予解释。
3.了解化合价与原子结构的关系。
【教学重点】电负性概念及其变化规律。
【教学难点】电负性变化规律
【教学媒介】多媒体演示
【教学方法】诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学【教学过程】
元素的最高正价等于它所在的族序数（除Ⅷ族和0族外）
反映了原子间的成键能力和成键类型
【板书设计】
二、元素的电负性及其变化规律
1.电负性的概念
2.电负性的变化规律
3. 电负性的意义。
高中化学121原子结构和元素周期表学案鲁科版选修3
1、基态原子的核外电子排布原则
1、“基态”的含义？由这一含义可以推知核外电子排布的首要原则是什么？
1、能量最低原则：
2、能依照基态原子的核外电字排布规那么和基态原子的核外电字排布顺序图完成1-36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布.
【学案导学进程】
一 、基态原子的核外电子排布
活动、探究
原理、规律、方法、技巧
请画出原子序数为1、2、8、17、20的原子结构示意图。
归纳：核外电子排布遵循的规律
1、核外电子先排布在能量__________的电子层上。
2、泡利不相容原理：
内容：___________________________________________________________________________
3、洪特规则：
内容：___________________________________________________________________________
2、核外电子排布的表示方法
问题：如何表示核外电子的排布？
练习：写出原子序数为1、2、8、10、17、20元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式
阅读教材P13相关内容，分析铬和铜的排布的特殊原因，依据何原理、内容？
何谓价电子？如何表示？试以示式
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2、根据教P11 图1－2－2总结基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序。
2020学年高中化学 第1章 原子结构 第2节 原子结构与元素周期表教学案 鲁科版选修3
第2节原子结构与元素周期表第1课时基态原子的核外电子排布[课标要求]1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布。
2．能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
1.核外电子排布的两种式子：电子排布式和轨道表示式。
2．核外电子排布的一个顺序：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s……3．核外电子排布的3条原则：(1)能量最低原则：基态原子的核外电子通常情况下优先分布在能量最低的原子轨道上。
(2)泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。
(3)洪特规则：对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同；能量相同的原子轨道在全充满、半充满、全空状态时，体系能量较低，原子较稳定。
4．价电子：化学反应涉及的外层原子轨道上的电子。
基态原子的核外电子排布原则1．电子排布的表示方法(1)电子排布式①概念：按照能量最低原则对能级进行排序，进而在n s、n p、n d等能级符号的右上角用数字表示出电子的数目。
②图示：③示例：锂原子的电子排布式为1s22s1。
(2)轨道表示式①概念：用小圆圈(或方框、短线)表示一个原子轨道，用箭头“↑”或“↓”来区别自旋方向不同的电子。
②图示：③示例：锂原子的轨道表示式为2．请根据有关原子轨道的知识，写出1～18号元素基态原子的核外电子排布情况(可参照教材P12)。
元素符号原子序数电子排布式轨道表示式H 1 1s1He 2 1s2Li 3 1s22s1[He]Be 4 1s22s2[He]B 5 1s22s22p1[He]C 6 1s22s22p2[He]N 7 1s22s22p3[He]O 8 1s22s22p4[He]F 9 1s22s22p5[He]Ne 10 1s22s22p6[He]Na 11 1s22s22p63s1[Ne]Mg 12 1s22s22p63s2[Ne]Al 13 1s22s22p63s23p1[Ne]Si 14 1s22s22p63s23p2[Ne]P 15 1s22s22p63s23p3[Ne]S 16 [Ne]3s23p4[Ne]Cl 17 [Ne]3s23p5[Ne]Ar 18 [Ne]3s23p6[Ne]1．基态铝原子的核外电子排布若为1s22s22p63s13p2违背了什么原则？提示：能量最低原则。
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2019-2020年高中化学 1.2.3原子结构与元素周期表教案鲁教版选修3【教学目标】
1.了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化
的原因；
2.明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论依据。
【教学重难点】了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因；
【教师具备】多媒体课件
【教学方法】讨论式启发式
【教学过程】
【学生活动，教师可适当引导】
先复习回顾了有关元素周期表的知识，然后利用鲍林近似能级图在交流研讨中我们知道了周期的划分与能级组有关，而且每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍，主量子数（n）对应周期序数。
在族的划分讨论中我们又知道了族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关；主族元素中有这样的关系：族的序数等于价电子数，最外层电子即为价电子；过渡元素则也有一些关系：价电子排布却基本相同，（n－1）d1～实用文档
10ns1～2；ⅢB～ⅦB副族：价电子数等于族序数。
最后还了解了s区、p区、d区、ds区、f区元素的价电子排布特点。
【联想质疑】我们知道，原子是一种客观实体，它的大小对其性质有着重要的影响。
那么，人们常用来描述原子大小的“半径”是怎样测得的？元素的原子半径与原子的核外电子排布有关吗？在元素周期表中，原子半径的变化是否有规律可循？
【复习回顾】让学生活动回忆必修课本中学过的对应的知识。
在周期表中，同一周期从左到右，随着核电荷数的递增原子半径逐渐减小；同一主族从上而下，随着核电荷数的递增原子半径逐渐增大。
其中影响原子半径的因素：电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小；最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越大。
还有一个比较半径大小的方法：首先比较电子层数，电子层数越多，半径越大；如果电子层数一样，则比较核电荷数，核电荷数越大，半径越小；如果电子层数和核电荷数都一样，那就比较最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大。
【过渡】从现代量子力学理论中，我们知道核外电子是在具有一定空间范围的轨道上运动，而且是无规则的，我们只知道电子存在的概率，那整个原子的半径又是如何得到的呢？
实用文档
【学生阅读】课本P17的原子半径和追根寻源。
【学生归纳，教师可适当引导】
首先将原子假定为一个球体，然后采用一些方法进行测定。
常用的一种方法是根据固态单质的密度算出1mol原子的体积，再除以阿伏加得罗常数，得到一个原子在固态单质中平均占有的体积，再应用球体的体积公式得到原子半径。
还有一种方法是指定化合物中两个相邻原子的核间距为两个原子的半径之和，再通过实验来测定分子或固体中原子的核间距，从而求得相关原子的原子半径。
有三种半径，分别为共价半径、金属半径和范德华半径。
【讲解】共价半径由共用电子对结合（共价键）结合的两个原子核之间距离的一半，比如氢气(H2)，两个氢原子共用一对电子形成，测得两原子间原子核距离，然后除以2就得到一个半径，我们称之为共价半径。
金属半径是金属晶体中两个相邻金属原子原子核距离的一半，这种半径比共价半径要大，因为金属原子与金属原子之间未共用电子，也就是两原子间没有重叠。
（可以画图来讲解）范德华半径或者简称范氏半径，主要针对的是那些单原子分子（稀有气体），也就是相邻两原子间距离的一半，所以范德华半径都比较大。
实用文档
【板书】三、核外电子排布与原子半径
1.原子半径
共价半径
金属半径
范德华半径
【过渡】了解完原子半径之后，我们接下来要讨论元素的原子半径与原子的核外电子排布是否有关，并且得出结论。
【指导分析图1-2-10主族元素的原子半径变化示意图】
1.观察同一周期元素原子半径的变化.
2.观察同一主族元素原子半径的变化.
【师生共同分析归纳】
1.同一周期主族元素原子半径从左到右逐渐变小,而且减小的趋势越来越弱。
这是因为每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，正电荷数增大，对外层电子的吸引力增大，实用文档
使外层的电子更靠近原子核，所以同一周期除了稀有气体外原子半径是逐渐减小的。
但由于增加的电子都在同一层，电子之间也产生了相互排斥，就使得核电荷对电子的吸引力有所减弱。
所以半径变化的趋势越来越小。
2.同一主族元素原子半径从上而下逐渐变小。
这是因为没增加一个电子层，就使得核电荷对外层的电子的吸引力变小，而距离增加得更大，所以导致核对外层电子的吸引作用处于次要地位，原子半径当然逐渐变小。
【指导分析图1-2-11】
【归纳】从总的变化趋势来看，同一周期的过渡元素，从左到右原子半径的减小幅度越来越小。
【思考】为什么会有这种情况产生？
【讲解】以第四周期为例，这是因为增加的电子都分布在d的轨道上，从钪到钒半径是逐渐减小的，由于d轨道的电子未充满，电子间的作用较小，而核电荷却依次增加，对外层电子云的吸引力增大，所以原子半径依次减小。
到铬原子时，d轨道处于半充满状态，这种情况会使能量达到较低，核电荷虽然仍在增加，但对外层电子云的吸引力增大得并不多，所以使半径有些增大。
到锰时，4s轨道电子增加，电子间的作用，核电荷增加带来的核对电子的吸引作用减缓。
铁、钴、镍d轨道未处于半充满或全充满状态，核实用文档
电荷增加带来的核对电子的吸引作用缓缓增加，所以半径又有所下降。
而铜、锌d轨道处于全充满状态，处于能量较低状态所以又使半径增大。
总之，在过渡元素中，外层电子对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的吸引作用大致相当，使有效核电荷的变化幅度不大。
【板书】2.原子半径的周期性变化
主族元素：同一周期从左到右逐渐减小，同一主族从上而下逐渐增大
过渡元素：同一周期呈波浪式变化，同一族仍是从上而下递增
【板书设计】
三、核外电子排布与原子半径
1．原子半径
共价半径
金属半径
范德华半径
2.原子半径的周期性变化
主族元素：同一周期从左到右逐渐减小，同一主族从上而下逐渐增大
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过渡元素：同一周期呈波浪式变化，同一族仍是从上而下递增实用文档。