归纳与整理教学活动设计方案

选修三第一章归纳与整理

（教学设计）

一、教材分析与学情分析

1、教材分析:在人教版教材必修2已学习了原子核外电子排布规律，而且知道了原子核外电子分层排布，初步认识了元素周期表，了解元素周期律；在选修三《物质结构与性质》的第一章第一节以能层、能级、原子轨道三个概念的提出，深化认识核外电子排布及运动状态；随之第二节在此基础上研究了电负性和第一电离能的周期递变规律。因此，本章在教材内容中有着承上启下的作用。

1、学情分析: 【认知基础】对原子结构及元素周期表的初步认识；构建了结构决定性质意识。

【局限认识】核外电子排布及元素性质都有规律性。

【发展方向】结构决定性质是无机推断题重要方法。

从第一章的学习中，学生的知识和能力层次需要进行一次较大的跨越。因此，本节课的关键是寻找学生的“最近发展区”，帮助学生主动思考，突破认识的局限性，完成对无机推断题题眼的突破。

二、教学目标与教学策略：

1、教学目标设计

【知识与技能】

了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的排布式和轨道表达式；了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；

了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用；了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。

【过程与方法】通过现实“楼层与台阶”与“能层与能级”的对比；

已学知识的结合再延伸对电负性、第一电离能等元素性质的归纳整理。

【情感态度与价值观】通过复习归纳整理，让学生从点线面的三层次上及时整理了已学知识。

【教学重点】核外电子排布规律及元素性质周期性变化

【教学难点】电负性、第一电离能的理解

2、教学策略设计

通过填空的形式复习基本知识→小组活动的形式讨论疑难问题→抽查提问的形式发现问题→课堂实战，巩固练习。

三、教学过程设计：

课堂引入：本章考试大纲，有目的而学。

【投影问题，师生互动】

原子核外电子排布

1.能层、能级与原子轨道

(1)能层(n) 在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能级

同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。

(3)原子轨道

电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。

原子轨道

轨道形状

轨道个数

s 球形

1 p 哑铃形

3

【温馨提示】

第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。

【图形并用】

2.基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

注意

所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

(2)泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。

(3)洪特规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。

3.基态、激发态及光谱示意图

【图表结合对比归纳】

元素周期表与原子结构，元素性质

1.原子结构与周期表的关系

(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格) 每周期第一个元素

周期

能层数

原子序数

3 11 19 37 55 基态原子的简化电子排布式

[He]2s1

[Ne]3s1

[Ar]4s1

[Kr]5s

[Xe]6s1

1每周期最后一个元素

原子序数

10 18 36 54 86 基态原子的电子排布式

1s22s22p6

1s22s22p63s23p6

1s22s22p63s23p63d104s24p6

1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d105s25p6

1s22s22p63s23p63d104s24p6 4d104f145s25p65d106s26p6

二

三

四

五

六

2 3 4 5 6 (2)每族元素的价层电子排布特点

①主族

主族

排布特点

主族

排布特点

ⅠA ns1

ⅤA ns2np3

ⅡA ns2

ⅥA ns2np4

ⅢA ns2np1

ⅦA ns2np5

ⅣA ns2np2

②0族：He：1s2；其他ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。

(3)元素周期表的分区与价层电子排布的关系

①周期表的分区

②各区价层电子排布特点

分区

s区

p区

d区

ds区

f区

价层电子排布

ns12

～ns2np16(除He外) ～(n－1)d19ns12(除钯外) ～～(n－1)d10ns12

～(n－2)f0～14(n－1)d02ns2

～2.原子半径

能层数：能层数越多，原子半径越大(1)影响因素核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，

原子半径越小(2)变化规律

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

3.电离能

(1)第一电离能：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最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol－1。

(2)规律

①同周期：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，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。

4.电负性

(1)含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

(3)变化规律

金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，

元素的电负性逐渐减小。

5.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。

【学生活动】巩固练习，拓展延伸

(1)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能(×) (2)第二周期主族元素的原子半径随核电荷数的增大依次减小(√) (3)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(×) (4)正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于Ⅷ族(√) (5)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素(√) (6)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(×) 【课堂反思】梳理知识，解决质疑

1、通过本节课的学习，你有什么收获？

2、还有什么不明白的问题吗？（生生互助） 3、你对本节课自己的表现满意吗？