高二化学教案-第一章第3节原子结构与元素性质 最新
高中化学 必修2 教案 鲁科版
第二册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 Z X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。
高中化学结构与性质教案
高中化学结构与性质教案
教学内容：结构与性质
目标：了解化合物的结构对其性质的影响。
一、引入
1. 通过实验让学生观察和比较不同物质的性质，引发学生对结构与性质关系的思考。
二、知识讲解
1. 讲解化合物的结构：离子化合物、共价化合物、金属化合物的结构特点。
2. 探讨化合物的性质：离子化合物的导电性、熔点，共价化合物的溶解性、熔点，金属化合物的导电性、延展性。
三、案例分析
1. 举例说明结构与性质之间的关系：如氧气和二氧化碳的分子结构对其化学性质的影响。
2. 引导学生分析其他化合物的结构与性质之间的联系。
四、实验操作
1. 设计实验，让学生验证结构与性质的关系。
2. 学生进行实验，并观察实验现象，总结实验结果。
五、讨论与交流
1. 学生就实验结果展开讨论，分享彼此的观点。
2. 指导学生归纳结构与性质之间的规律，拓展思维。
六、作业布置
1. 布置学生对结构与性质之间的关系进行总结。
2. 提议学生自主搜索相关资料，了解更多案例。
七、反馈与评价
1. 老师对学生的表现进行评价，梳理学生的反馈意见。
2. 学生反馈教学内容，提出建议和意见。
注：本教案仅为参考范本，具体内容和操作须根据实际教学情况进行调整。
化学高中第一章新教材教案
化学高中第一章新教材教案
教材：化学高中第一章新教材
目标：学生了解化学基本概念，包括物质的性质、结构、变化及化学实验方法。
教学内容：
1. 物质的分类：元素、化合物、混合物
2. 物质的性质：物理性质、化学性质
3. 物质的结构：原子、分子、离子
4. 物质的变化：物理变化、化学变化
5. 化学实验方法：物质的测定、纯净物质的分离
教学活动：
1. 利用图片和实物示例，引导学生认识元素、化合物和混合物的区别。
2. 组织小组讨论，让学生列举物质的物理性质和化学性质。
3. 利用模型和实验，让学生了解原子、分子和离子的结构。
4. 进行化学实验，让学生观察物质的物理变化和化学变化。
5. 指导学生掌握物质的测定方法和纯净物质的分离技术。
评估方式：通过课堂小测验、实验报告和问题讨论，评估学生对化学基本概念的掌握情况。
教学反馈：根据学生的学习情况，及时调整教学方法和内容，提升教学效果。
教学重点：引导学生理解物质的性质、结构、变化及化学实验方法。
教学难点：帮助学生理解原子、分子和离子的结构并运用于实际问题分析。
高二人教版化学选修三教案集：1.2原子结构与元素的性质1
第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质教学目标1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系教学过程〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表1、周期系：随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。
然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。
例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。
可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。
第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。
高中化学 第1章 第3节 原子结构与元素性质 第1课时 电离能及其变化规律教案 高二化学教案
第1课时电离能及其变化规律[学习目标定位] 1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。
2.正确理解元素电离能的含义及其变化规律，会用电离能的概念分析解释元素的某些性质。
一、元素的电离能及其变化规律1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念：①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量。
符号：I，单位：kJ·mol－1。
②逐级电离能：第一电离能：处于基态的气态原子失去一个电子转化为正一价气态离子所需要的能量叫做第一电离能。
元素第一电离能符号：I1。
第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的能量叫做第二电离能；第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
1．电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势。
碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。
②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。
(2)核外电子排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满或全空时的电子排布时，电离能较大。
如第ⅡA族元素、第ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是第ⅡA族元素最外层n s2全充满，第ⅤA族元素最外层n p3半充满，比较稳定。
各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。
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。
第一章 原子结构与性质课件 高中化学人教版(2019)选择性必修二
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第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构
构造原理
原子核外电子排列
能级
能层
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
最多电子数
2
8
18
32
50
72
98
能层
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
…
2n2
能量增加
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
…
第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构
Fe(26):
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三 构造原理与电子排布
构造原理
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
高中化学第1章原子结构元素周期律第3节第1课时认识同周期元素性质的递变规律教案第二册
第1课时认识同周期元素性质的递变规律发展目标体系构建1。
通过分析第三周期元素性质的变化规律,认识同周期元素性质的递变规律及其与原子结构的关系,学会利用“证据推理与模型认知”的思维解决实际问题。
2.能通过Na、Mg、Al有关实验探究同周期元素性质的变化，培养科学探究精神与创新意识。
一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1．钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较实验方案实验操作实验现象实验结论镁和铝与酸的反应两支试管内都有无色气泡冒出，但放Mg的试管中生成气体速镁、铝都能置换出酸中的氢,但镁更容易，反应的化学方程式为Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，2Al＋率较快6HCl===2AlCl3＋3H2↑比较NaOH、Mg（OH)2的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份,其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解,另一份加入NaOH溶液，沉淀不溶解碱性由强到弱的顺序为NaOH〉Mg(OH)2比较NaOH、Al （OH）3的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀,把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解,另一份加入NaOH反应的离子方程式：Al(OH）3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；Al（OH）3＋OH－===［Al（OH)4］－。
Al（OH)3表现两性，碱性比NaOH和Mg（OH)2弱2。
硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较氧化物对应由弱到强的水化物结论硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力：Si〈P<S〈Cl二、同周期元素原子的得失电子能力的变化规律及原因1．变化规律同周期的主族元素从左到右，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱.2．同周期主族元素的性质递变的原因同周期主族元素的原子，核外电子层数相同，随着核电荷数的递增：1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)（1)熔点、硬度：Al〉Na，故金属性：Na>Al。
（)(2）金属原子失电子越多,还原性越强。
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第3节原子结构与元素性质
【自学目标】
1．掌握元素电离能涵义，能用元素的电离能说明元素的某些性质。
2．掌握电负性的涵义，能用电负性判断元素的性质。
3．通过电离能和电负性的学习，进一步理解元素性质与原子结构的关系。
【自学助手】
1．气态原子或离子叫电离能，常用符号表示，单位为。
2．处于基态的气态原子失去一个电子，生成所需要的能量称为。
3．根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子，反之，电离能越大，表明，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有的趋势，同一主族从上到下，第一电离能。
5．电负性是，电负性小于2的元素，大部分是，大于2的元素，大部分是，电负性越，非金属性越活泼；越小越活泼。
6．利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的易呈现价，小的易呈现价。
7．利用元素的电负性可以判断化学键的性质。
电负性差值大的元素原子间形成的主要是键，电负性差值小或相同的非金属原子之间形成的主要是键；当电负性差值为零时，通常形成键，不为零时易形成键。
【自我检测】
1．原子失去电子能力最强的是（）
A. Na
B. Mg
C. Al
D. K
2．鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是（）
A. 氧
B. 氯
C. 氟
D. 硫
3．原子的第一电离能为I1，第二电离能为I2，它们大小关系通常为（）
A. I1＝I2
B. I1＜I2
C. I1＞I2
D. 不能确定
4．下列对铯（Cs）的性质预测正确的是（）
A. 铯的熔点很高
B. 它只存在一种氧化物
C. 它的碳酸盐都易溶于水
D. 氯化铯难溶于水
5．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示，若X越大，起原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。
下面是某些短周期元素的X值：
⑴通过分析X值变化规律，确定N、Mg 的X值范围：
＜X(Mg)＜，＜X(N)＜。
⑵推测同周期元素X值与原子半径的关系是；根据短周期元素的X值变化特点，体现了元素性质的变化规律。
⑶某有机物结构式为，其中S—N中，你认为共用电子对偏向谁？
（写原子名称）。
⑷经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素的差值△X＞ 1.7时，一般为离子键，当△X＜1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键类型是。
⑸预测元素周期表中，X值最小的元素位置：（放射性元素除外）。
6．短周期元素A、B、C、D，它们的原子序数依次增大。
其中A、C与B、D分别是同主族元素。
又知B、D两元素的原子核中质子数之和是A、C两元素原子核中质子数和的2倍。
这四种元素的单质中有2种气体，2种固体。
（1）写出元素符号：A ；D ；
（2）写出两种均含有A、B、C、D四种元素的化合物相互作用逸出气体的离子方程式。
（3）A、C组成的化合物，常作为野外考察的取氢（H2）剂。
试写出该化合物的电子式；该化合物中加入适量的水，即可形成氢气。
写出制氢化学方程式；经研究发现，该化合物中加入某些单质（如：Si、Al），再加水，可以成倍地产生氢气。
现取1mol该化合物中加入适量的单质硅，产生氢气____________mol。
7．从原子结构解释,第二周期元素中的Be与B,N与O的第一电离能出现不符合规律的现象.
O
＝
C6H5—S—NH2
第3节原子结构与元素性质
1. D
2. C
3. B
4. C
5．0.93＜X(Mg)＜1.61，2.55＜X(N)＜3.44；同周期（同主族）中，X值越大，其原子半径越小；同周期；氮原子；共价键；第六周期第IA族
6．（1）H、S （2）HSO3-+H+=SO2↑+H2O
（3）Na+[H:]-
NaH+H2O=NaOH+H2↑；2
7．Be与B,N与O虽同样电离第一个电子,但这个电子在原子中的环境不完全相同,Be(2s2)s能级全充满是稳定状态,而B(2s22p1)电离一个p电子造成全空较稳定状态,所以Ⅰ1(B)<Ⅰ1(Be).N的2p3能级具有半充满稳定状态.电离一个电子困难,而它后面的O(2p4)则失掉一个p电子变成半满稳定结构,故Ⅰ1(O)<Ⅰ1(N)出现了不符合规律的现象.。