归纳与整理教学设计和教学实录

1.2 原子结构与元素的性质

【学习目标】

1、认识原子结构，知道外围电子排布和价电子层的涵义

2、掌握原子半径的变化规律

3、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值 4、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质

5、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力 【重点和难点】

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。

【教学方法】自学

、讨论、讲解

【教学设计】

一、情境引入：

由教师向学生展示元素周期表，引出本节课的内容，开始本节授课。

二、预习检测：

1、随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现__________，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_____________；这样形成一个_______，循环往复形成周期系。

2、观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的 。

3、主族元素：主族序数= = 。

三、新知新解：

元素周期表的结构（由周期与族构成）

思考回顾：元素周期表的构成

教师指出：周期分为短周期、长周期和不完全周期。

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（1）短周期：第1周期(H--He)：2 种元素、第2周期(Li--Ne)：8 种元素、第3周期(Na--Ar)：8 种元素。

（2）长周期：第4周期(K--Kr)：18 种元素、第5周期(Rb--Xe)：18 种元素、第6周期(Cs--Rn)：32 种元素。

（3）不完全周期：第7周期：26种元素。

周期序数 = 电子层数（能层数）。

族分为主族、副族、第VIII 族和零族。

（1）主族：共七个主族：ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA （2）副族：共七个副族：ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB （3）第VIII 族：三个纵行(第8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间 （4）零族：稀有气体元素

主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数。

教师引导学生思考：以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？

根据学生回答补充：最外层电子排布从1个电子(ns1)到 8个电子(ns2np6)呈周期性变化。

结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。

元素周期系的形成

随着元素原子的核电荷数的递增，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，出现稀有气体这样形成一个周期循环往复形成周期系。

元素周期系形成的原因：原子核外电子排布的周期性重复。

原子的电子排布与周期的划分

教师引导学生思考：元素周期表的排布有什么规律？

教师指出：（1）观察周期表，我们会发现，每一周期的第一种元素(除第一周期外)是碱金属。

（2）最外层电子排布为ns1每一周期的最后一种元素都是稀有气体, 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是ns2np6。

（3）观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的能层数。

结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。

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教师引导学生思考：能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律？

教师指出：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，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。

原子的电子排布与族的划分

在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是一般相等的。

主族元素：主族序数=原子的最外层电子数=价电子数

副族元素：副族序数（大多数）=（n-1)d+ns的电子数=价电子数

元素周期表的分区

教师引导学生思考：按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、 p区、d区、ds区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、p区分别有几个纵列？

教师指出：

（1）S区

含ⅠA与ⅡA共两族两列；价电子层为ns1或2(n≥1)。

特点：价电子数=主族序数=最外层电子数。

注意：

①并不是所有价电子层为ns1或2的元素都在S区， He除外②除H外，都是金属元素。

（2）P区：

含ⅢA至ⅦA及零族共六族六列；价电子层为ns2 np1-6(n≥2) 。

特点：①价电子总数=主族序数（零族除外）②以非金属元素为主。

注意：He在p区，但它无p电子。

（3）d区：

含ⅢB至ⅦB和Ⅷ族共六族八列(镧系和锕系属f区)；价电子层为(n-1)d1-9ns1-2。

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特点：①均为金属元素；②价电子总数=副族序数;若价电子总数为8、9、10，则为Ⅷ族。

注意：有元素在d区但并不符合(n-1)d1-9ns1-2规则。

（4）ds区：

含ⅠB与ⅡB共两族两列；价电子层为 (n-1)d10ns1或2。

特点：①价电子总数=所在的列序数，②均为金属元素；且d轨道电子全充满，一般不参与化学键的形成。

（5）f区：包括镧系与锕系；

价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 说明：由于最外层电子数基本相同，(n-1)d电子数也基本相同，一般是(n-2)f的电子数不同，因此镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质也相似。

元素周期表的五个分区

根据学生回答补充：

S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元

素。除H外，其余为活泼金属。

p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。

d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。

ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素

。

f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。

思考问题：为什么副族元素与VIII族又称为过渡元素？

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教师指出：副族元素和VIII族处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。

思考问题：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？

教师指出：这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。处于非金属三角区边缘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，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。

元素周期律

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。 实质：元素原子核外电子排布的周期性变化。

原子半径

思考问题：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？

教师指出：1、影响因素：（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。

电离能

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。

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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。

教师引导学生思考：原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？

教师指出：（同周期、同主族）元素的第一电离能呈周期性变化。

元素第一电离能的变化规律

（1）同周期：

A．从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；

B．第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素，ⅤA半充满、

ⅡA全充满结构。

（2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。

电离能的意义：

（1）电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。

（2）判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷。

电负性

1.基本概念

化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。

键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小的数值。（电负性是相对值，没单位）。

2.电负性的标准和数值：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。

电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。

金 属：＜1.8；类金属：≈1.8；非金属：＞1.8 3.电负性变化规律: 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。

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。

4.电负性的意义：

①判断元素金属性和非金属性的强弱 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，金属性越强。

②判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键。

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③判断化学键的极性强弱 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。

④判断共价化合物中元素的化合价的正负。

对角线规则

教师引导学生思考：什么是对角线规则？

教师指出：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。

教师举例：比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 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。

四、随堂练习：

1.

对价电子构型为2s2p的元素描述正确的是（ ）

25A.原子半径最小 B.原子序数为7 C.第一电离能最大 D.电负性最大

2. 碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是（ ）

A.在碱金属中它具有最大的原子半径 B.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱

C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物

D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸

3. 某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为

（ ）

A.H2XO3 B.H3XO4 C.H2XO4 D.HXO4

4. 下列对价电子构型为2s2p的元素描述正确的是(

) A．原子半径最小 B．原子序数为7 C．第一电离能最大 D．电负性最大

5. 下列说法中正确的是(

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A．第三周期的元素中，钠的第一电离能最大

B．最外层都只有一个电子的两原子的性质一定完全相同

C．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强

D．在同一周期中，随着原子序数的增大，元素的电负性逐渐减小

五、课堂小结：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。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。

【板书设计】

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参考答案

预习检测：

1、金属元素、稀有气体、周期。

2、能层数。

3、原子的最外层电子数、价电子数。

随堂练习：

1 、D 2、 C 3、C 4、D 5、C 第9页