高中化学选修3教案：第一章第二节原子结构与元素的性质
第二节原子结构与元素的性质一、教材分析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《物质结构元素周期律》, 选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。
本节教学内容分为两部分：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。
本节教学需要三个课时，本教学设计是第一课时的内容。
总的思路是通过复习原子结构及元素周期表的相关知识引入新知识的学习，然后设置问题引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系，再结合教材中的“科学探究”引导学生进行问题探究，最后在学生讨论交流的基础上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。
根据新课标的要求，本人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为本的宗旨，注重对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。
二、教学重点1、原子结构与元素周期表的关系及原子核外电子排布的周期性变化。
2、电离能得定义及与原子结构之间的关系。
3、电负性及其意义。
三、教学难点1、电离能得定义及与原子结构之间的关系2、电离能得定义及与原子结构之间的关系3、电负性的应用。
四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。
2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。
在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。
通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值，讨论元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系。
通过“学与问”表格中所列的Na、Mg、Al的逐级电离能的数据引导学生寻找其中的规律并分析：Na、Mg、Al的电离能为什么会逐渐增大？Na、Mg、Al的逐级电离能数据为什么会出现突变？这与它们的化合价有何关系？等等。
从而加深学生对电离能与元素性质关系的理解。
电负性概念的教学，可以通过引导学生对教科书中图1-23所列元素的电负性数据与元素性质间规律的探究，使学生认识到：金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大；元素的电负性越小，元素的金属性越强，元素的电负性越大，元素的非金属性越强，电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。
3. 可利用数据、图表进行教学，如利用教科书中图120引导学生推出原子半径的变化规律：同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
利用教科书中图121探索元素的第一电离能的变化规律。
利用教科书中图1-23探究电负性周期性变化的规律：同一周期的元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族的元素的电负性从上到下逐渐减小。
五、学情分析第二节原子结构与元素的性质课时第一课时教知识1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的教学反思失去电子电子。
［讲］总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果［思考与交流］ Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小［讲］但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。
主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。
反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。
［讲］在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。
金属越活泼，金属元素的第一电离能越小，非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。
［点击试题］不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）如图所示，试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
（1）同主族内不同元素的E值的变化特点是。
各主族中E 值的这种变化特点体现了元素性质的变化规律。
（2）同周期内，随原子序数的增大，E值增大。
但个别元素的E值出现反常现象，试预测下列关系中正确的是（填写编号）。
①E（砷）＞E（硒）②E（砷）＜E（硒）③E（溴）＞E（硒）④E（溴）＞E（硒）Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。
而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
［板书］（4）第二电离能；由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。
［讲］通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。
这是因为元素的原子失去电子后，原子核对核外电子的作用增加，再失去电子消耗能量增加，失电子变得困难。
［讲］根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。
因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。
［板书］(5) 电离能的应用○1、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布［讲］如Li I1<<I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，且最外层上只有一个电子［板书］○2根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。
［讲］如K元素 I1<<I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。
一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见的价态。
如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离答案：C3.能够证明电子在核外是分层排布的事实是（）A、电负性B、电离能C、电子亲和能D、电势能答案：B4、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素（1）下列（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。
核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。
原子核失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）锂X Y 失去第一个电子519 502 580失去第二个电子7 296 4 570 1 820失去第三个电子11 799 6 920 2 750失去第四个电子9 550 11 600①通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
②表中X可能为13种元素中的（填写字母）元素。
用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式。
③Y是周期表中族的元素的增加，I1逐渐增大。
④以上13种元素中，（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案：（1）①④ （2）①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难②a；Na2O或Na2O2③ⅢA ④ m 知识二、元素周期律1、原子半径教学反思［讲］元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小(如图1—22)。
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
［板书］3、电负性(1) 键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤电子。
［讲］用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。
鲍林给电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。
［板书］（2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
（3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
［讲］鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4．0和锂的电负性为1。
0作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体未计)，如图l—23所示。
［板书］(4) 电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。
［思考与交流］同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？［讲］金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。
周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性数值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；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价［板书］③判断化学键的类型［讲］一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小于1.7或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；当电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。
当电负性差值大于1.7，形成的是离子键［点击试题］已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。
下面给出14种元素的电负性：元素Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si电负性1.52.1.52.52.84.1.1.23.0.93.52.12.51.已知：两成键元素间电负性差值大于1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是。
②.判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC答案：1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。
新人教版化学选修3高中《元素的性质与原子结构》教案
新人教版化学选修3高中《元素的性质与原子结构》教案一、基本说明1．教学内容所属模块：《化学2》2．年级：一年级3．所用教材出版单位：人民教育出版社4．所属的章节：第一章第一节第二课时5．教学时间：45 分钟二、教学设计1.教学目标：知识与技能：1、通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。
2、认识原子结构相似的一族元素在化学性质上表现出来的相似性和递变性。
过程与方法：引导学生通过理论分析、实验探究、讨论交流而初步得出同主族元素的性质与原子结构之间的关系，体验“由特殊到一般，又从一般到特殊”的探究过程，帮助学生形成研究能力。
情感、态度和价值观：通过从实验和理论角度对规律的探究，体验科学探究的艰辛和喜悦，感受化学世界的奇妙与和谐，激发学生学习化学的兴趣，并在活动中培养学生严谨求实的科学态度和以实验为基础的实证研究方法，坚信理论是从实践中来并能指导实践。
2.内容分析：本节课具有承上启下的作用。
学生在初中对元素的性质和原子结构特别是最外层上的电子数目的关系已有了初步的认识；在化学1（必修）“金属及其化合物”和“非金属及其化合物”相关章节中对金属（特别是钠）和非金属（特别是氯）的性质进行了较为系统的学习；在上一节课学生对“元素周期表”又有了一定的认识。
这些都为本节构建元素周期表纵向的同主族元素性质的相似性和递变性规律打下了重要基础。
而通过对本节课的学习，特别是探究解决问题的方法，也为后面探究出“元素周期律”，归纳出“位”、“构”、“性”关系结论奠定了基础。
本节课的重点是同主族原子结构与元素性质的关系。
教材中以碱金属元素和卤族元素为代表介绍同主族元素性质和原子结构上的相似性和递变性，采取了从“理论分析”到“实验验证”的方法来展示内容的，目的是提高对化学学习的理论指导作用。
因此，本节要解决的核心问题是在化学学习中学生较多采用了机械记忆的方式，缺乏理论的指导作用，对知识的建构不够系统，容易遗忘；对知识的理解不够深刻，分析问题欠准确，解决实际问题的能力比较低。
人教版高中化学选修三教案-原子结构与元素的性质 第一课时
第二節原子結構與元素的性質第一課時原子結構與元素週期表一、教學目標1. 進一步認識週期表中原子結構和位置、價態、元素數目等之間的關係2. 知道週邊電子排布和價電子層的涵義3. 認識週期表中各區、週期、族元素的原子核外電子排布的規律4. 知道週期表中各區、週期、族元素的原子結構和位置間的關係二、教學重點：1. 原子核外電子排布的週期性變化2. 原子結構與元素週期表的關係三、教學難點：元素週期表的結構與原子結構的關係四、教學方法復習法、延伸歸納法、討論法、引導分析法五、教學過程【復習引入】什麼是元素週期律？元素的性質包括哪些方面？元素性質週期性變化的根本原因是什麼？【生】元素的性質隨核電荷數遞增發生週期性的遞變。
元素的性質包括：金屬性、非金屬性、原子半徑……元素性質週期性變化的根本原因是：原子電子排布的週期性變化【師】不錯，說到底元素的性質是由原子結構所決定的，今天，我們將進一步探究原子結構與元素性質的關係。
【板書】第二節原子結構與元素的性質元素的性質跟其在週期表中的位置有相應的關係，所以要探究原子結構與元素的性質的關係首先得研究元素週期表。
在必修2中我們已經對元素週期表做過探究，請同學們結合P15－16頁『科學探究』內容回憶元素週期表的結構的相關知識。
【板書】一、原子結構與元素週期表【科學探究】P15－16【學生思考、討論、回答】【小結】1. 元素週期表共有7個週期，其中有三個短週期，三個長週期和一個不完全週期。
每週期具有元素的數目分別為2、8、8、18、18、32、26種。
一、1s1——1s2 二、2s1——2s22p6三、3s1——3s23p6四、4s1——4s24p6五、5s1——5s25p6六、6s1——6s26p6七、7s1——？通式：ns1——ns2np6第一週期結尾元素只有一個1s能級，2個電子，所以電子排布跟其他週期不同2. 元素週期表共有18個縱列，【板書】1. 價電子層：能級上的電子數可在化學反應中發生變化的能層。
人教版高中化学选修三1.2《原子结构与元素的性质(第1课时)》配套教案
课题高中化学选修3第一章第二节原子结构与元素的性质(第1课时)一、教材及课程标准内容的分析：人教社普通高中课程标准教科书化学选修3《物质结构与性质》是将学生由宏观物体引入微观探究的入门教程。
对学生学习化学的兴趣以及掌握化学基础知识意义重大。
元素周期律的基本理论是高中化学的主干知识，是学习元素化合物知识的理论基础，是中学化学的灵魂。
在高考中，选择题有一个题，选做题有一个题为多数学生的选做题，占有很重要的地位，是每年高考的热点、重点。
二、学情分析学生在必修2已学习过元素周期律元素周期表的基础知识，元素原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的性质，反过来元素在周期表中的位置和元素的性质也反映出原子结构，因此元素在周期表中的位置、原子结构、元素性质三者之间存在着内在的必然联系，元素周期表是学习化学的工具，认识元素周期律，掌握元素的“位、构、性”之间的关系对元素化合物的学习有积极的指导意义，元素周期律是中学化学学科内部起支撑作用的主干知识，但我们本节课是以提升原子核外电子排布与填充知识及元素周期表的关系，需把握学生心理新知识的可接受性。
三、考纲要求（1）了解元素、核素和同位素的含义。
（2）了解原子构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
（3）了解原子核外电子排布能来最低原理的应用。
（4）掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。
（5）以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
（6）以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
（7）了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
(8）了解化学键的定义。
了解离子键、共价键的形成四、教学目标情感目标提升学生探究物质结构与性质关系的科学精神知识目标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、了解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、族元素与原子核外电子排布的规律能力目标元素原子结构与周期表中周期、族元素、各区位置间的相互关系的推理教学重点原子核外电子排布与元素周期表中周期、族元素、各区位置间的关系五教学方法课堂五环节进程六教学过程（一）自主学习合作探究1.先回顾（自述）——后交流高一化学课本必修2中元素周期表的结构？元素周期律的实质？元素性质周期性变化的根本原因是什么？2．写出碱金属元素锂、钠、钾、铷、銫基态原子和稀有气体原子氦、氖、氩、氪、氙的核外电子排布式及简化的电子排布式。
高中化学第1章原子结构1.3原子结构与元素的性质(第2课时)教案鲁科版选修3(2021学年)
20１７－2０１８学年高中化学第1章原子结构1.３原子结构与元素的性质（第2课时）教案鲁科版选修3编辑整理:尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心,本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对,但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（2017-20１８学年高中化学第１章原子结构 1.3 原子结构与元素的性质（第2课时)教案鲁科版选修3）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
同时也真诚的希望收到您的建议和反馈，这将是我们进步的源泉，前进的动力。
本文可编辑可修改，如果觉得对您有帮助请收藏以便随时查阅,最后祝您生活愉快业绩进步,以下为２017-2018学年高中化学第1章原子结构 1.3 原子结构与元素的性质（第2课时）教案鲁科版选修3的全部内容。
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】(4)判断原子间成键的类型。
一般两元素电负性的差值大于1。
7，易形成离子键,差值小于1．７,易形成共价键。
2。
电负性的变化规律读图,找规律同周期,从左到右:电负性依次增大同主族,从上到下：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。
以上就是本文的全部内容，可以编辑修改。
高尔基说过：“书是人类进步的阶梯。
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《元素的性质与原子结构》教学设计一、基本说明1．教学内容所属模块：《化学2》2．年级：一年级3．所用教材出版单位：人民教育出版社4．所属的章节：第一章第一节第二课时5．教学时间：45 分钟二、教学设计1.教学目标：知识与技能：1、通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。
2、认识原子结构相似的一族元素在化学性质上表现出来的相似性和递变性。
过程与方法：引导学生通过理论分析、实验探究、讨论交流而初步得出同主族元素的性质与原子结构之间的关系，体验“由特殊到一般，又从一般到特殊”的探究过程，帮助学生形成研究能力。
情感、态度和价值观：通过从实验和理论角度对规律的探究，体验科学探究的艰辛和喜悦，感受化学世界的奇妙与和谐，激发学生学习化学的兴趣，并在活动中培养学生严谨求实的科学态度和以实验为基础的实证研究方法，坚信理论是从实践中来并能指导实践。
2.内容分析：本节课具有承上启下的作用。
学生在初中对元素的性质和原子结构特别是最外层上的电子数目的关系已有了初步的认识；在化学1（必修）“金属及其化合物”和“非金属及其化合物”相关章节中对金属（特别是钠）和非金属（特别是氯）的性质进行了较为系统的学习；在上一节课学生对“元素周期表”又有了一定的认识。
这些都为本节构建元素周期表纵向的同主族元素性质的相似性和递变性规律打下了重要基础。
而通过对本节课的学习，特别是探究解决问题的方法，也为后面探究出“元素周期律”，归纳出“位”、“构”、“性”关系结论奠定了基础。
本节课的重点是同主族原子结构与元素性质的关系。
教材中以碱金属元素和卤族元素为代表介绍同主族元素性质和原子结构上的相似性和递变性，采取了从“理论分析”到“实验验证”的方法来展示内容的，目的是提高对化学学习的理论指导作用。
因此，本节要解决的核心问题是在化学学习中学生较多采用了机械记忆的方式，缺乏理论的指导作用，对知识的建构不够系统，容易遗忘；对知识的理解不够深刻，分析问题欠准确，解决实际问题的能力比较低。
高中化学 人教版选修3 第1章 第2节 原子结构与元素性质教学设计、教案
第二节原子结构与元素的性质第1课时原子结构与元素周期表[明确学习目标] 1.熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。
2.能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。
学生自主学习一、元素周期系的形成1．各周期ⅠA族元素原子的电子排布式2．元素周期系的形成(1)随着元素原子核电荷数的递增，每一周期(第一周期除外)从□07碱金属元素开始到□08稀有气体元素结束，外围电子排布从n s1递增到n s2n p6。
(2)元素周期系形成的根本原因是□09元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
3．元素周期系的复杂性由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期□10不是单调的，每一周期里元素的数目□11并不总是一样多，而是随周期序号的递增渐渐□12增多，同时，金属元素的数目也逐渐□13增多。
二、元素周期表的分区1．按电子排布分区：按核外电子排布式中□01最后填入电子的□02能级的符号可将元素周期表(ⅠB族、ⅡB族除外)分为s、□03p、□04d、f 4个区，而ⅠB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子可理解为先填充满□05(n－1)d 能级而后再填充□06n s能级而得名□07ds区。
2．元素周期表分为5个区：s区、p区、d区、ds区、f区。
1．每一周期都是从活泼金属开始以惰性气体结束吗？提示：不是。
第一周期是从H开始的，它是非金属元素。
2．“s区元素都是金属元素，p区元素都是非金属元素”，该说法正确吗？提示：不正确。
s区元素有非金属元素H，其他均为金属元素；p区元素既包含金属元素，又包含非金属元素。
3．副族元素和第Ⅷ族为什么又称为过渡元素？提示：第Ⅷ族元素是周期表中第8、9、10三个纵行中的元素，而副族元素是指在元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族(除去第Ⅷ族元素以外)的元素。
由于副族元素和第Ⅷ族元素是从典型的金属元素(s区元素)过渡到非金属元素(p区元素)的中间元素，因而又被称为“过渡元素”。
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_______________________。
选修3第一章《原子结构与性质》全章教案
第一节原子结构第一课时知识与技能：1、进一步认识原子核外电子的分层排布2、知道原子核外电子的能层分布与其能量关系3、知道原子核外电子的能级分布与其能量关系4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布6、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教学内容：一、原子结构理论发展从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。
现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。
大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以与极少量的锂。
其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。
〖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)原子核外各电子层最多容纳个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过个(K层为最外层时不能超过个电子)。
(4)次外层电子数目不能超过个(K层为次外层时不能超过个)，倒数第三层电子数目不能超过个。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。
例如；当M层是最外层时，最多可排个电子；当M层不是最外层时，最多可排个电子练习:1、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有，最外层电子数与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有；L层电子数达到最多的有，K层与M层电子数相等的有。
2、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。
B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。
〔1〕A元素的元素符号是，B元素的原子结构示意图为________________；〔2〕A、B两元素形成化合物的化学式与名称分别是________。
高中化学 第一章 原子结构与性质 1.2 原子结构与元素
第一章第二节原子结构与元素的性质（第二课时）教学过程教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动引入］我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢？讲］元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能和电负性。
学与问］元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化规律是什么？投影小结］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
讲］元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。
元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。
板书］二、元素周期律1、原子半径投影］观察图1—20分析：学与问］1．元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？2．元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？小结］同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。
其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。
问］读图l—21。
碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢?讲］从图l—2l可见，每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气体)的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也依次下降)。
学与问］1、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?讲］第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性就越强。
因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
讲］同周期元素：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从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
选修3第一章第二节原子结构与元素的性质
第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与 元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期 第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期 第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径 的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 （3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半 径越大。
（二）电离能
1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气 态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱 酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（ 核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子 核外电子排布 的周期性变化．
（一）原子半径
元素周期表中的 同周期主族元素从左 到右，原子半径的变 化趋势如何？应如何 理解这种趋势？周期 表中的同主族元素从 上到下，原子半径的 变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上 角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常 被称为半金属或准金属。为什么？