《原子结构》第二课时教学案(人教版必修2)
第一章原子结构与元素周期律
第一节原子结构
第二课时
【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
【点评】通过对上节课内容的复习，过渡到新课的引入；由新的问题的提出，给出将要学习的内容，创设一种探究学习的气氛。
【板书】二、核外电子排布
【讲述】电子的运动具有区别于宏观物体的几大特征:(1)质量很小(9.109×10-31kg)；(2)带负电荷；(3)运动空间范围小(直径约10-10m) ;(4)运动速度快(接近光速)。因此，电子的运动特征就与宏观物体的运动有着极大的不同一一它没有确定的轨道。
【质疑】我们如何去描述核外电子的运动呢
【简介】原子结构模型的演变
1.道尔顿原子结构模型：
2.汤姆逊原子结构模型:
3.卢瑟福原子有核模型
4. 玻尔原子结构模型:
【点评】通过原子模型的历史回忆,让学生体验假说、模型在科学研究中不可替代的作用; 尝试运用假说、模型的科学研究方法。
【阅读与讨论】学生阅读课本第六页第三自然段，分小组讨论核外电子排布的有哪些规律并派代表答复。
【归纳并板书】
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。
4．最外层电子数那么不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。
【讨论】电子与原子核距离远近、能量上下有何关系
【板书】
电子层 1 2 3 4 n
电子层符号 K L M N ……
离核距离近远
电子的能量低高
最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2
【媒体显示并讲述】尝试运用上述规律,排出钠原子核外的电子，并用原子结构示意图加以表示。
电子层
原子核
电子层上的
电子数
核电荷数
完成下表，看看谁较快。
核电荷数元素名称元素符号各层电子数
K L M
1 氢H 1
2 氦He 2
3 锂Li 2 1
4 铍Be 2 2
5 硼 B 2 3
6 碳 C
7 氮N
8 氧O
9 氟 F 2 7
10 氖Ne
11 钠Na 2 8 1
12 镁Mg
13 铝Al
14 硅Si
15 磷P
16 硫S 2 8 6
17 氯Cl
【媒体显示】
核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si p S Cl Ar
【迁移与应用】
1. 以下微粒结构示意图表示的各是什么微粒
2. 以下微粒结构示意图是否正确如有错误，指出错误的原因。
【点评】通过上述应用，使学生加深对核外电子排布的规律的认识，对容易出现的错误，让学生自我发现，以加深印象。
【阅读、思考、交流】学生阅读教材第七页，思考、交流以下三个问题：
1.元素的化学性质与原子的最外层电子排布有什么关系金属钠、金属镁在化学反响中常表现出复原性，而氧气、氯气在化学反响中常表现出氧化性，你能用原子结构的知识对这一事实进行解释吗
2.金属元素原子最外层电子数非金属元素原子最外层电子数一般是多少
3.元素的化合价的数值，与原子的电子层结构特别是最外层电子数有什么关系
【概括与整合】
构成原子的各种微粒之间的关系及相关知识如以下列图所示。
原子中各微粒间的数量关系、电性关系、
质量关系
原子核〔质子、中子〕核素、同位素的含义
元素与原子的关系
原子结构
核外电子排布规律
核外电子
核外电子排布与元素性质间的关系
【迁移与应用】
1．质子、中子、核外电子从不同角度描述了元素或原子的某些性质和特点，试填下表
电子
质子和中子
质子和电子
2．现有微粒结构示意图，试填表，当n取不同值时相对应的微粒名称
n值
微粒名称
微粒符号
【作业】书后练习1、2题
【点评】本节教材主要采用的是讨论法教学，在整个教学活动中始终注意学生学习的主动性，突出自主与合作的学习方式，充分调动了学生学习的积极性
《原子结构模型》第二课时教案
第1节原子结构模型 第2课时量子力学对原子核外电子运动状态的描述【教学目标】 １.知道原子结构的发展历程 ２.知道玻尔理论的要点 ３.知道氢光谱是线状光谱的原因 【教学重点】 1.知道玻尔理论的要点 2.知道氢光谱是线状光谱的原因 【教学难点】知道氢光谱是线状光谱的原因 【教学过程】 教学环节活 动 时 间 教学内容教师活动学生活动设计意图 一一、提出问题 导入新课1 分 钟 介绍一些光 谱现象，评价 “玻尔原子 结构模型” 的贡献和存 在的不足。 教师在学生评价的基础上， 整理“玻尔原子结构模 型”的贡献：（1）说明了 激发态原子为什么会发射 光线 （2）成功解释了氢原子光 谱是线状光谱的实验现象 （3）提出了主量子数n的 概念及处于不同轨道上的 电子能量量子化的理论，为 量子力学的原子结构模型 打下了基础。 介绍一些光谱现象和其他 现象： 评价“玻尔 原子结构模 型”的贡献， 通过一些光 谱现象和其 他现象，知道 “玻尔原子 结构模型” 存在的不足。 复习旧知 识，引入新 问题，使学 生明白 “玻尔原 子结构模 型”的贡 献和不足， 并顺其自 然的导入 新课题。
（1）玻尔理论电子延着固 定的轨道绕核运动的观点， 不符和电子运动的特性。 （2）玻尔理论不能解释多 原子光谱，也不能解释氢原 子光谱的精细结构。 教师讲解：20世纪20年代 中期建立的量子理论，引入 了四个量子数，解释了原子 光谱的实验现象，成为现代 化学的理论基础。 【板书】 第1节原子结构模型 原子结构的量子力学模型 （1） 二 、 展开新课5 分 钟 1.主量子数n教师讲解：主量子数n既能 层或电子层。在多电子原子 中根据电子离原子核的远 近和能量的高低，分为若干 电子层(或能层)。一般来 说，主量子数n越大，处于 该层的电子离原子核越远、 能量越高。 【板书】 1.主量子数n 能量关系一般为： E K 第一章原子结构与元素周期律 第一节原子结构 第二课时 【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 【点评】通过对上节课内容的复习，过渡到新课的引入；由新的问题的提出，给出将要学习的内容，创设一种探究学习的气氛。 【板书】二、核外电子排布 【讲述】电子的运动具有区别于宏观物体的几大特征:(1)质量很小(9.109×10-31kg)；(2)带负电荷；(3)运动空间范围小(直径约10-10m) ;(4)运动速度快(接近光速)。因此，电子的运动特征就与宏观物体的运动有着极大的不同一一它没有确定的轨道。 【质疑】我们如何去描述核外电子的运动呢 【简介】原子结构模型的演变 1.道尔顿原子结构模型： 2.汤姆逊原子结构模型: 3.卢瑟福原子有核模型 4. 玻尔原子结构模型: 【点评】通过原子模型的历史回忆,让学生体验假说、模型在科学研究中不可替代的作用; 尝试运用假说、模型的科学研究方法。 【阅读与讨论】学生阅读课本第六页第三自然段，分小组讨论核外电子排布的有哪些规律并派代表答复。 【归纳并板书】 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。 4．最外层电子数那么不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。 【讨论】电子与原子核距离远近、能量上下有何关系 【板书】 电子层 1 2 3 4 n 电子层符号 K L M N …… 离核距离近远 《原子结构》第二课时教学设计 原子结构理论成功的阐述了原子的稳定性，氢原子光谱的产生和不连续性。 1926年，量子力学推翻了玻尔的氢原子模型，指出一定空间运动状态的电子并不在玻尔假定的线性轨道上运行，而在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可以算出它们的概率密度分布。 概率密度： P表示电子在某处出现的概率； V表示该处的体积；求真务实、不断进步的科学精神与社会责任感。 讲授新课第一节原子结构 第二课时电子云与原子轨道、泡利原理、洪特规则、能 力最低原理 一、电子云 【问题】图1-7 中的小点是什么呢？是电子吗？ 小点是1s电子在原子核外出现的概率密度的形象描述。 小点越密，表明概率密度越大。由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象的称作“电子云”。 1.电子云概念 电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。 电子在原子核外一定空间范围内出现的概率统计起来，好似在原子核外笼罩着一团带负电的云雾，形象称为“电子云”。 2.电子云轮廓图 电子云图很难绘制，使用不便，我们常使用电子云轮廓图。 为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。 【过渡】所有原子的任意能层的s电子的电子云轮廓图都思考 认识核外 电子的运 动特点。知 道电子的 运动状态 （空间分 布及能 量）。 是一个球形，只是球的半径不同。同一原子的能层越高，s 电子云半径越大，是由于电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。 就像宇宙飞船必须提供能量推动才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更弥散。 二、原子轨道 1.定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 2.形状： （1）s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 （2）除s电子云外，其他电子云都不是球形的。例如p 电子的原子轨道呈哑铃状。 p能级有三个原子轨道，它们互相垂直，分别以p x、p y、p z 表示，同一能层中p x、p y、p z的能量相同。 下表为不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图。【思考】n能层的能级数、轨道数、电子数。 n能层 能级数：n 轨道数：n2 类比 思考交流 思考交流 归纳总结 形象化的 理解同一 原子的能 层越高，s 电子云半 径越大，是 由于电子 的能量依 次增高。 通过观察 表格数据 特点，归纳 总结能层 课题2 原子的结构 一、教学背景和地位： 第三单元教材是"双基"的重要组成部分，本单元教材对于学生十分重要，它既是今后学习的理论基础，又是必不可少的化学学习工具，是初中能否学好化学的第一道"分水岭"。通过本节课的学习，可为学生从微观的角度探究宏观物质变化的奥秘打开一扇窗口；使学生对物质的微观构成有一个大体轮廓。 二、教学课题 物质构成的奥秘是初中化学的重要内容之一,原子的构成又是学生对微观世界的第二次接触。本课题主要是在学生学习分子、原子的概念的基础上深入探究离子的形成及介绍相对原子质量。为了对学生进行爱国主义教育，介绍为相对原子质量的测定做出卓越贡献的我国科学院院士X青莲教授。 三、教学设计思路 原子核外电子的排布，特别是离子的知识，是为了进一步学习化合价和化学式打基础，特别是构成物质的粒子在前面我们学习的有分子、原子，在此基础上我通过原子结构的稳定性引出离子，从而引出构成物质的粒子还有离子。我在教学中根据新课程标准，采取多种教学手段，课件、白板、视频动画等。教学程序上采取老师提问--小组讨论--表达交流--老师和学生共同总结，最后通过测试反馈来完成教学。处在网络时代的学生大多数很喜欢上网，于是我就投其所好，利用多媒体课件演示动画，模拟微观变化，帮助学生认识离子的形成过程和学会离子的符号表示。这样不但能顺利突破本节课的难点，也促进了学生微观思维能力的发展。四、教学目标 【知识与技能】 1、知道原子核外电子的分层排布规律，能画出1-18号元素的原子结构示意图。 2、以氯化钠为例，了解离子的形成的过程。知道里是构成物质的一种粒子。 3、知道相对原子质量的含义，并学会查相对原子质量表。 【过程与方法】 1、了解化学在宏观物质与微观粒子之间建立联系的途径和特点。 2、体验“发现问题（矛盾）——实验现象分析——建立模型——解释现象”过程，初步应用有现象到本质、宏观与微观相结 合的思维方法。 【情感态度与价值观】 1、逐渐树立世界是物质的、物质是可分的这一辩证唯物主义观点。 2、体会到人们对物质世界的认识是在不断深入、艰难曲折的，科学实验在科学发展历程中起到的重要作用，赏析科学家的创 新过程。 五、教学重难点 【教学重点】 离子的形成；相对原子质量。 【教学难点】 离子的形成；相对原子质量的计算标准。 六、教学方法 第一节原子结构模型 第2课时 ◆教学目标 1.初步认识原子结构的量子力学模型，知道电子所处的轨道的能量状态具有量子化的特征，电子可以处于不同的能级，在一定条件下会发生激发与跃迁。 2.知道核外电子按能量不同分为能层、同一能层的电子分成不同能级，以及多电子原子中同一能层各个能级的能量不同，进一步认识原子结构。 3.知道描述原子核外电子运动状态的四个量子数的含义，理解用四个量子数描述原子核外电子的运动状态。 ◆教学重难点 认识原子结构的量子力学模型；理解用四个量子数描述原子核外电子的运动状态 ◆教学过程 一、新课导入 【真实情境】玻尔引入一个量子数n，解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。但是，某些复杂的光谱现象却难以用玻尔原子结构模型予以解释。 例如，在进行原子光谱实验时，通常条件下，钠原子中处于n=4的状态上的核外电子跃迁到n=3的状态，会产生多条谱线；在外磁场存在的情况下，无论是氢原子还是多电子原子的光谱中，原来的一条谱线都可能分裂为多条；在无外磁场的情况下，用高分辨光谱仪可观测到氢原子中的核外电子由n=2的状态跃迁到n=1的状态时得到的是两条靠得很近的谱线，同样情况下钠原子的黄色谱线也是靠得很近的两条谱线。 显然，上述问题只用玻尔的轨道概念和量子数n是无法解释的。那么，应当如何解释氢原子的光谱和多电子原子的光谱的复杂现象呢？原子核外电子的运动状态是否还存在玻尔原子结构模型未能描述的其他量子化现象呢？ 【讲述】因此推测同一量子数n所标记的核外电子运动状态中的不同电子所具有的能量可能还存在差异。 二、讲授新课 【复习】必修中学习的原子核外电子排布规律： 核外电子排布的一般规律： (1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (2)每层容纳的电子数不超过2n2 (3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的。 【思考】这些规律是如何归纳出来的呢？ 量子力学理论仍然使用量子数n。习惯上，将n所描述的电子运动状态称为电子层。n的取值为正整数1、2、3、4、5、6等，对应的符号分别为K、L、M、N、O、P等。一般而言，n越大，电子离核的平均距离越远，电子具有的能量越高。 【讲解】 1.能层(主量子数n) (1)能层的含义：多电子原子核外电子的能量是不同的，核外电子按能量不同分成能层。 (2)能层对应的序号、符号、及所能容纳的电子数。 (3)能层的能量与能层离原子核距离的关系： 能层能量的高低顺序为E(K) 原子结构教学设计 第二课时 一、教材内容分析 本节从介绍原子的诞生，原子结构的发现历程入手，首先介绍能层、能级的概念，在原子的基态与激发态概念的基础上介绍电子的跃迁和光谱分析；然后给出构造原理并根据构造原理书写原子的核外电子排布；根据电子云与原子轨道等概念，进一步介绍核外电子的运动状态，并介绍了泡利原理、洪特规则、能量最低原理。本节内容比较抽象，教学过程中应注意培养学生的空间想象能力、分析推理能力及抽象概括能力。 二、教学目标 1、知识和能力：了解原子核外电子排布的构造原理。能应用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道 2、过程和方法：宏观辨识与微观探析：通过认识原子结构及核外电子排布，知道原子核外电子的能层、能级及电子排布规律 3、情感态度价值观目标：证据推理与模型认知：结合原子模型的演变过程，掌握原子核外电子排布的构造原理 三、学习者特征分析 学生已经学过原子结构的基本知识知识，在此基础上进一步学习原子结构是有基础的相对比较容易理解 四、教学重点、难点 重点：构造原理与电子排布式电子云与原子轨道 难点：电子排布式原子轨道 五、教学方法 导学案引导下的小组合作学习 六、教学过程 教学过 程 教师活动学生活动设计意图时间 [复习回顾] 上节课，我们研究了原子核外电子的排布，核外电子分层排布，同一能层有不同的能级，同时研究基态与激发态、原子光谱，这节课研究以原子光谱事实为依据的构造原理。[学生活 动一］ 请画 出1～18 号元素的 复习并 引入新 课 [思考交流］ （1）核外电子在能级中依据什么规律排布？ （2）核外电子在能级中的排布又可以如何表示？ [归纳小结］ 电子在能级中的排布规律--能级交错 核外电子在能级中的排布顺序：3p → 4s → 3d 随核电荷数增大，电子并不总是填满一个能层后再填入下一个能层，这种现象称为能级交错。 K、Ca的光谱学实验均表明，二者最外层填充的电子均在4s能级。 这种能级交错在核外电子排布中非常普遍：ns → (n-2)f → (n-1)d → np ［讲］构造原理是以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序。在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序：电子最先排布在能量低的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上。 ［板书］1．构造原理： (1)绝大多数基态原子核外电子的排布的能级顺序都遵循下列顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……， (2)构造原理规律： ns (n-2)f (n-1)d np。原子结构 示意图。 结合已有 的能级知 识，分析 核外电子 在能级中 的排布规 律。 [学生活 动二］ 根据 核外电子 在能层中 的排布规 律，画出K 的原子结 构示意 图。分析K 中电子填 入的能量 最高的能 级，并说 明判断的 依据。 让学生 用类比 的方法 来学习， 有利于 知识的 巩固 [过渡] 按照构造原理，元素核电荷数每递增一个，同时增加一个核电荷和核外电子，就得到一个基态原子的电子排布。电子填满一个能级，就开始填入下一个能级，由此构建了元素周期系中 第一章第二节第1课时 《原子结构与元素周期表》教学设计 一、课标解读 “原子结构与元素周期表”是《普通高中化学课程标准（2017年版2020年修订）》中选择性必修课程模块2物质结构与性质的主题1原子结构与元素的性质中的内容。 1．内容要求 知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征。 2．学业要求 能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。 二、教材分析 本节内容的功能价值是通过对元素周期表发展史的了解，认识科学家对元素周期表探索的过程，培养学生的科学态度与社会责任，通过对构造原理与元素周期表分区关系的分析，了解元素周期表是微观上核外电子排布的宏观表达方式，培养学生宏观辨识与微观探析的学科核心素养。 与旧版的人教版教材相比，新版教材一开始，就借助元素周期律的发展史（1869年，门捷列夫发现元素周期律，但认为原子序数是按元素的相对原子质量由小到大的顺序编号的；1913年，莫塞莱证明原子序数即原子核电荷数），引入元素周期律、元素周期表、元素周期系这三个概念，并阐明三者之间的关系。又通过【科学史话】栏目中介绍了三张有重要历史意义的周期表，进一步说明元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。教学中充分利用相关科学史作为教学资源，展示人类对元素周期表的认识过程，进一步明确元素的原子结构与元素周期表的关系，元素的原子结构与元素性质的关系，促进学生对科学本质的理解，并激发学生学习的兴趣。 三、学情分析 原子结构在义务教育阶段的化学教学中就以微观抽象的形式出现，当时学生的知识水平还达不到能够深入理解原子结构的层次。在本章教材“第一节原子结构”中，学生已经学习了构造原理，能够按构造原理书写一些元素的基态原子的电子排布式。在高中化学必修课程的学习中，学生已经知道元素周期表的基本结构，如周期（分为短周期和长周期）和族（分为主族、副族和0族）的划分，学生也对原子结构与元素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等。 此时，学生并没有理解原子结构与周期、族等元素周期表的构成之间的深层关系。 四、素养目标 【教学目标】 1. 了解元素周期律、元素周期系和元素周期表的关系。 2. 熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步认识元素周期表的基本结构。 3. 能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分， 第四章第一节《原子结构与元素周期表第二课时》 P1:同学们，大家好！s。今天很高兴和同学们一起完成人教版高中化学必修第一册第四章第一节原子结构与元素周期表第二课时的学习。 P:投影 P3:到目前为止，我们已经学习过多种元素，比如C、O 、Na，Cl、Fe等。化学元素的种类很多，而元素对应的物质就更多了，每种物质具有不同的性质，如果将各个元素逐一学习起来，同学们一定会觉得很麻烦。那有什么简单的方法，能够将这些元素分门别类，整体把握它们的性质，提高我们的学习效率呢？对，分类是认识和研究物质及其变化的一种常用方法。对元素分类，科学家们很早就开始思考了，并且为了寻求各种元素及其化合物间的内在联系和规律性，进行了许多的尝试。 P4:1789年拉瓦锡在《化学概要》一书当中提出了第一个元素分类表。此后人们对元素体系的研究不断深入。 P5:1829年德国化学家德贝赖纳根据元素的原子量和化学性质之间的关系进行研究，发现在已知的44种元素中有5个相似组，每组有三种元素，由此提出了“三素组”的概念，这一概念对于探寻元素性质的规律具有启发性。P6:1867年俄国化学家门捷列夫在研究中开始触及到元素分类的规律性，为了进一步将元素进行分类，他把当时已经发现的63种元素中相对原子质量相近的元素排列在一起，并进行了反复研究，探索元素之间的规律性.终于在1869年，门捷列夫在总结前人研究的基础上，绘制了第一张元素周期表. 开创了化学历史新纪元。 P7:这是他的手稿.看起来可能有些困难。 P8:现在展示的是整理后的手稿，门捷列夫绘制的第一张元素周期表是按照元素的相对原子质量由小到大的顺序排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵列。这就是现代元素周期表的雏形。当时发现元素的种类有限，门捷列夫在绘制元素周期表时，通过对已经发现的元素性质进行归纳总结，预测了还有元素没有发现，并特意为它们在元素周期表中留下了空位。 随着化学科学的不断发展，第一张元素周期表中为未知元素留下的空位先后被填满。也证明了门捷列夫当时的预测是正确的，元素周期表揭示了各种元素及化合物的内在联系和规律性。在当时的科学界引起了巨大的轰动。 P9:1905年瑞士化学家维尔纳制成了现代形式的元素周期表，周期表的形式也变得更加的完美。 P10:1913年英国物理学家莫塞莱发现并证明了周期表中元素的原子序数等于原子的核电荷数，使人们对元素周期表和元素周期律的认识更加趋于完整。这就是元素周期表的发展历程。 P11:随着原子结构的奥秘被揭示后，元素周期表中元素的排序依据也由相对原子质量改为原子核电荷数。 P12:周期表逐渐演变成现在常用的这种形式。 P13:那么按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号得到的序数称之为原子序数。 P14:下图是前18号元素的原子结构示意图，每个方格中左上角是该元素的原子序数，同学们发现：原子序数与原子的质子数有什么关系呢？ P15:对，原子序数=质子数=核电荷数=核外电子数。 《原子结构与元素的性质》第二课时教学设计 ①同一周期中，元素的电负性如何变化？ ②同一主族中，元素的电负性如何变化？ 思考 ③电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周 期表的什么位置？ （3）变化规律 ①同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表 明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外) ②同一主族：元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表 明其吸引电子的能力逐渐减弱。 ③金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 电负性最大的是氟，最小的是铯。 （4）应用 ①电负性的大小也可以作为判断元素金属性与非金属性 强弱的依据。 电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非 金属性越弱。 a.金属元素的电负性一般小于1.8。 b.非金属元素的电负性一般大于1.8。 c.位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右, 既表现金属性,又表现非金属性。 ②电负性也可以用来判断化合物的化学键类型。 电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 ③电负性也可以用来判断化合物中元素化合价的正负。 a.电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值。 b.电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值。 注意：电负性大的显负价，电负性小的显正价。 ④电负性也可以用来解释元素的“对角线”规则。 例：“Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si 的含氧酸都是弱酸等。 （5）第一电离能与电负性的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 【探究】元素的电负性变化趋势 【绘制变化图】请利用图1-23的数据制作第三周期元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。 高二化学必修二关于原子结构与元素的 性质的教学设计 高二化学必修二关于原子构造与元素的性质的教学设计范文 确立明确的课堂学习目标。明确的学习目标对课堂学习有很强的导向和激励功能，能使学生集中留意力，活泼思维，提高学习效率。这篇关于《高二化学必修二关于原子构造与元素的性质的教学设计范文》的文章，是课件网我专门为大家收拾的，盼望对大家有所帮忙！ 一、教学内容 本节课是人教版化学选修3第一章第二节的教学内容，是在必修2第一章《物质构造元素周期律》，选修3第一章第一节《原子构造》根底上进一步认识原子构造与元素性质的关系。 本节教学内容分为两局部：第一局部在复习原子构造及元素周期表相关学问的根底上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探索元素在周期表中的位置与原子构造的关系。第二局部在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的 金属性与非金属性改变的根底上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探索元素性质的周期性改变逻辑。本节教学须要三个课时，本--是第一课时的内容。 二、教学对象分析 1、学问技能方面：学生已学习了原子构造及元素周期表的相关学问和元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性改变，具备了学习本节教学内容的根本理论学问，有肯定的学问根底。 2、学习办法方面：在必修2第一章《物质构造元素周期律》的学习过程中已经初步控制了理论学问的学习办法──规律推理法、抽象思维法、总结归纳法，具有肯定的学习办法根底。 三、设计思想 总的思路是通过复习原子构造及元素周期表的相关学问引入新学问的学习，然后设置问题引导学生进一步探索原子构造与元素周期表的关系，再结合教材中的"科学探索'引导学生进行问题探索，最后在学生研究沟通的根底上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表构造的关系。按照新课标的要求，本人在教学的过程中采纳探索法，坚持以人为本的宗 第一节原子结构与元素周期表 教师：这是元素周期表。你知道这些用不同颜色区分的化学元素都有着怎样的不同含义吗？这节课我们将一起来探讨这幅元素周期表中的秘密！ 教师：引出本节课学习内容在老师的带领 下，对问题进 行思考。引出 本节课内容。 图文并茂，能够 较快地让学生进 入本节课堂学 习。 讲授新课教师利用多媒体设备向学生投影出下面 【新课讲解】教师：观察下表并思考 【新课讲解】元素周期表 教师：周期表中，把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，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由上而下排成纵列。 元素周期表有7个横行，18个纵行。每一个横行叫做一个周期，每一个纵列叫做一个族（8、9、10三个纵列共同组成第）Ⅷ族。 【新课讲解】周期表中元素的递变规率 教师：每一周期中元素的电子层数相同，从左到右原子序数递增，周期的序数就是该周期元素所具有老师和同学一 起讨论，思考 表格如何填 写。 记录笔记，认 真倾听。 通过讨论，引导 同学们思考解题 过程。 通过书写和口述 帮助学生对知识 点进行记忆。 的电子层数。 【新课讲解】元素周期表中的族 教师：由短周期元素和长周期元素共同构成的族， 叫做主族，族序数后标A；完全由长周期元素构成的族，叫做副族，族序数后标B（除第Ⅷ族）。 【思维启迪】元素周期表中元素的特点 ①元素周期表的第一周期最短，只有两种元素，第二、第三周期各有8种元素，前三周期称为短周期；其他周期称为长周期。 ②每一周期中元素的电子层数相同，从左到右原子序数递增，周期的序数就是该周期元素所具有的的电子层数。 ③元素周期表中的族分为主族和副族。由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族，族序数后标A；完全由长周期元素构成的族，叫做副族，族序数后标B（除第Ⅷ族）。 ④稀有气体元素的原子最外层电子数为8（第一周期的氦最外层电子数为2），元素的化学性质不活泼，通常难与其他物质发生化学反应，把它们的化合价定为0，叫做0族。 注意：周期表中有些族的元素有特别的名称，如第IA族（除了氢）叫做碱金属元素，第ⅧA族叫做卤族元素。 【新课讲解】元素的基本信息 元素周期表的每个方格中，都标有元素的基本信息，如原子序数、元素符号、元素名称和相对分子质量等。根据需要，有的周期表方格中还标有质记录笔记，认 真倾听。 记录笔记，认 真倾听。 记录笔记，认 真倾听。 通过书写和口述 帮助学生对知识 点进行记忆。 通过书写和口述 帮助学生对知识 点进行记忆。 通过书写和口述 帮助学生对知识 高二选择性必修2-课序42-§1-2-2原子结构与元素的性质 元素周期律 【教材分析】 本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。【课程目标】 课程目标学科素养 1. 理解电离能和电负性概念的基础上，运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能及元素主要化合价等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。 2、了解元素周期律的应用价值。a.分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变 化，理解原子半径、第一电离能的递变规律及其原因，培养宏观辨析与微观探析的核心素养。b.通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和规 律图示，培养证据推理与模型认知的核心素养。 教学重点：原子半径、第一电离能的变化规律 教学难点：原子半径、第一电离能的变化规律 环节要点教师活动学生活动 教学环节一：原子半径的递变规律及其原因。【引入】在上节课中我们知道了原子的价电子数 目和排布，决定了元素在元素周期表中的位置， 最终会影响元素的性质，那么元素的性质究竟是 受着怎样的影响呢，今天我们来进一步学习元素 周期律的内涵，我们先来学习原子半径的变化规 律。 【提问】1、元素周期表中的同周期主族元素从 左到右，原子半径如何变化？如何解释这种变化 趋势？ 2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子 半径如何变化？如何解释这种变化趋势？ 【讲解】在元素周期表中同周期主族元素从左到 右，原子半径逐渐减小，而同主族元素从上到下， 原子半径逐渐增大。 【回顾】影响原子半径大小的因素有两个一电子 的能层数，电子的能层越多，电子之间的排斥作 用使原子半径增大；二核电荷数，核电荷数越大， 核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。 完成活动 第二节原子结构与元素的性质 第2课时 ◆教学目标 1.深化元素在周期中的位置、元素的价电子排布构型、元素性质之间的“位-构-性”关系，能够依据价电子构型判断元素在周期表的位置。 2.了解元素周期律的内涵，了解原子半径同周期、同主族的递变规律，能从原子结构的视角解释原子半径呈现周期性变化的原因。 ◆教学重难点 元素“位-构-型”关系，位置与电子构型的互推 原子半径的比较方法、离子半径的比较方法 ◆教学过程 一、新课导入 上节课留的练习题总结，学生分享判断方法及依据，老师总结 依据电子排布式判断下列各元素 （1）是主族元素还是副族元素？ （2）位于周期表的第几周期和哪个族？ （3）属于哪个分区？ ①1s22s22p63s23p5②[Kr]4d105s25p2 ③[Ar]3d34s2④[Ar]3d104s1 ⑤[Ar]4s1⑥[Ar]3d64s2 【方法提炼】判断依据与方法： （1）根据价电子所在的能级，即可判断出是主族元素还是副族元素 主族元素的价电子是ns电子，或者ns + np电子 **提示：最外层有p电子则d就一定不是价电子了，为什么？ 副族元素的价电子是(n-1)d + ns电子 （2）根据价电子排布的特征，逐步确定它所在的周期与族。 第一步：元素的周期序数等于其基态原子的能层数（Pd除外） 第二步：计算价电子总数n，若为主族元素，则其在第n主族。 若为副族元素，n为3~7，则其在第n副族；n为8~10,则其在第VIII族； n为11，其在第IB族，n为12，其在第IIB族。 （3）根据价电子排布的特征，确定它所在的区。其对应关系为 s区元素的价电子排布通式为ns1~2， p区元素的价电子排布通式为ns2np1~6， d区元素的价电子排布通式为(n-1)d1~9ns1~2， ds区元素的价电子排布通式为(n-1)d10ns1~2。 二、讲授新课 一、周期表的进一步探究（对第1课时问题的进一步深化） 1.通过一些开放性的问题，训练学生搜集科学事实、实验证据的能力，并运用证据进行推理。进一步加深对周期表结构的理解。 【提问】（9）处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，为什么？ 请在网上搜集一些例子和证据，分享你的成果。 【讲解】由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，处于非金属和金属分界线上的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。 例如：晶体硅是半导体，同时具有金属光泽。 【提问】（10）观察书后周期表所给的价电子排布式，除Cr、Cu外，你还发现了那些元素的基态原子电子排布不符合构造原理？ 【讲解】Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Pt、Ag、Au、La、Ce、Gd、Ac、Th、Pa、U、Np、Cm，这些元素的基态原子电子排布均不符合构造原理。 随着原子核核电荷数和核外电子数目的增多，原子核与电子、电子与电子之间的相互作用更加复杂，其表现在电子排布上就时产生了若干“特例”，但是本质“整个原子能量最低”这点未变。 【提问】（11）预言119号元素基态原子最外层电子排布。 【讲解】第118号元素为第七周期的稀有气体元素，故119号元素为第八周期的第1个元素，按照构造原理，新增电子应填入8s轨道，故其最外层电子排布为8s1。 【方法提炼】“稀有气体定位法” 需要判断某个原子序数的元素在周期表的什么位置时，可以选序数靠近的稀有气体为“定位元素”，新增的电子再按照构造原理填入相应能级。 第一章原子结构与性质 第二节原子结构与元素的性质 学习目标： 1、知道原子结构与元素周期表的关系 2、知道元素周期表的结构 3、能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分表 4、了解元素周期的应用价值 知识点梳理： 一、原子结构与元素周期表 知识点一、元素周期律、元素周期系 1、1869年，门捷列夫发现，按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢开始进行编号，称为原子序数。 2、元素序列中的元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复，这一规律被门捷列夫称作为元素周期律。 3、1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即原子序数。 3、随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。元 素的这一按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。 例1：元素的性质呈周期性变化的根本原因是() A．原子半径呈周期性变化 B．元素的化合价呈周期性变化 C．电负性呈周期性变化 D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 答案：D 解析：元素的性质如原子半径、电负性、第一电离能、金属性、非金属性呈周期性变化都是因为核外电子排布呈周期性变化。 知识点二、元素周期表 周期 短周期长周期 一二三四五六七 对应行数1234567 所含元素 种数 28818183232 每周期0 族元素原 子序数 21018365486118 族主族副族Ⅷ族0 族族数7711 族序号Ⅰ A Ⅱ A Ⅲ A Ⅳ A Ⅴ A Ⅵ A Ⅶ A Ⅲ B Ⅳ B Ⅴ B Ⅵ B Ⅶ B Ⅰ B Ⅱ B Ⅷ0 列序号1213141516173456711128\9\1018 第一章原子结构与性质 第一节原子结构 .................................................................................................................. - 1 - 第1课时能层与能级构造原理 .............................................................................. - 1 - 第2课时基态原子核外电子排布原子轨道 ........................................................ - 13 - 第二节原子结构与元素的性质 ........................................................................................ - 27 - 第1课时原子结构与元素周期表 ............................................................................ - 27 - 第2课时元素周期律 ................................................................................................ - 41 - 第一节原子结构 第1课时能层与能级构造原理 一、能层与能级 1．能层 (1)意义：根据多电子原子的核外电子的________差异，将核外电子分成不同的能层。 (2)符号：能层序数一、二、三、四、五、六、七分别用________________表示。 2．能级 (1)意义：根据多电子原子中同一能层电子________不同，将它们分成不同的能级。 (2)符号：在每一能层中，能级符号分别为n s、n p、n d、n f……，其中n代表________。 3．能层、能级中所容纳的电子数 二、基态与激发态、原子光谱 1．基态原子与激发态原子《原子结构》第二课时教学案(人教版必修2)
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