元素周期表教案3

1-2-1

原子核外电子排布

元素周期律

教学目标

知识与技能：

1、引导学生了解原子核外电子排布规律，使他们能画出1-18号元素的原子结构示意图；

2、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

3、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律

4、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表

过程与方法：

1、培养学生对事物认识的方法：从宏观到微观，从特殊到一般

2、通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表(直方图、折线图)分析、处理数据的能力

情感态度与价值观：

1、引导学生形成正确的物质观

2、学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部结构规律”、“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义的观点

教学重点：原子核外电子的排布规律、同一周期金属性、非金属性变化的规律

教学难点：原子核外电子的排布规律、元素周期律的实质

教学过程：

【引言】我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的

某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。

【板书]】第二节

元素周期律

【教师】元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下

原子的结构。

【展示】电子层模型示意图

【讲解】原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个

偌大的空间供电子运动。如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关知识。

【板书】一、原子核外电子的排布

【讲解】科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。

【板书】1、电子层的划分

电子层（n）

1、

2、3、4、

5、6、7

电子层符号

K、L、M、N、O、P、Q

离核距离

近

远

能量高低

低

高

【设疑】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？

【思考】下面请大家分析课本12页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。。

核电荷数

元素名称

元素符号

K 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 氢

氦

锂

铍

硼

碳

氮

氧

氟

氖

钠

镁

铝

H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 各层电子数

L

1 2 3 4 5 6 7 8 8 8 8 M

1 2 3

14 15 16 17 18 硅

磷

硫

氯

氩

Si P S

Cl Ar 2 2 2 2 2 8 8 8 8 8 4 5 6 7 8 【讲解并板书】2、核外电子的排布规律

（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层) （2）最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。

（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。

【教师】以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。知道了原子的核电荷数和电子层的排布规律以后，我们就可以画出原子结构示意图。如钠原子的结构示意图可表示为

分所表示的含义。

电子层

，请大家说出各部原子核

核电荷数

电子层上的电子数

【学生】圆圈表示原子核，+11表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。

【练习】1、判断下列示意图是否正确？为什么？

【答案】(A、B、C、D均错)A、B违反了最外层电子数为8的排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不符合次外层电子数不超过18的排布规律。

2、根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。

（1）3Li

11Na

19K

37Rb

55Cs （2）9F

17Cl

35Br

53I

（3）2He 10Ne

18Ar

36Kr

54Xe 【提问】请大家分析稀有气体元素原子电子层排布。稀有气体的最外层电子数有什么特点？

【学生】除氦为2个外，其余均为8个。

【提问】元素的化学性质主要决定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？

【学生】主要决定于最外层电子数。因为它们的化学性质懒惰，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反应。

【教师】我们把以上分析归纳起来，会得出什么结论呢？

【学生】原子最外层电子数为8的结构的原子，不易起化学反应。

【教师】通常，我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。一般不与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。

【教师】原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。从初中所学知识，我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。

【过渡】原子的核外电子排布呈现出规律性变化，那么元素的性质怎么样呢？

【投影】1～18号元素原子结构示意图。

【提问】请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。

【板书】第二节

元素周期律(一)

【投影】随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性

原子序数

1～2 3～10 电子层数

1 2 最外层电子数

1～2 1～8

11～18 3 1～8 【讲解】从上表可以看出，随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况，这种周而复始的现象，我们称之为周期性。因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。

【板书】1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

【过渡】元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的，元素原子半径的大小，直接影响其在化学反应中得失电子的难易程度，那么随原子序数的递增。元素的原子半径会不会像元素的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，根据我们刚刚画出1-18号元素的原子结构示意图来进行讨论。

【投影】

元素符号

原子半径nm 元素符号

原子半径nm 元素符号

原子半径nm H 0.037 Li 0.152 Na 0.186

Be 0.089 Mg 0.160

B 0.082 Al 0.143

C 0.077 Si 0.117

N 0.075 P 0.110

O 0.074 S 0.102

F 0.071 Cl 0.099 He

Ne

Ar

【投影小结】

原子序数

3-9 11-17 原子半径的变化

大→小

大→小

【讲解】从上面的分析我们知道，3-9、11-17号元素重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论：

【板书】2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化

【讲解】稀有气体元素的原子半径并未列出。这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，

数字不同有可比性，故不列出

【提问】怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢？

【回答】原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。

电子层数（影响半径最关键的因素

核电荷数（影响半径次重要的因素）

核外电子数

【投影小结】粒子半径大小比较规律：

（1）电子层数：一般而言，电子层数越多，半径越大

（2）核电荷数：电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。

（3）核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的趋势

【例题】1、比较Na原子与Mg原子的原子半径大小

2、比较Na原子与Li原子的原子半径大小

3、比较Na与Na+的半径大小

4、比较Cl―

与Cl的半径大小

5、比较Fe、Fe2+与Fe3+的半径大小

6、比较Na+与Mg2+半径大小

7、比较O2―

与F―

半径大小

【总结】

⑴同一周期

，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐______ ⑵同一主族，随着核电荷数的递增，

原子半径逐渐_______ ⑶对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径________ ⑷

对于同种元素,电子数越多，半径越大：______ ①阴离子半径

> 原子半径

> 阳离子半径________ ②阳离子所带正电荷数越多，则离子半径________ ③阴离子所带负电荷数越多，则离子半径_________ 【随堂练习】写出下列微粒的半径由大到小的顺序：F-

、O2―

、Na

、Mg2

＋＋

【过渡】从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈现周期性的变化。那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定

数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性和非金属性两个方面来进行探讨。

【投影】

原子序数

元素符号

3 Li 4 Be +2 12 Mg +2 5 B +3 13 Al +3 6 C 7 N 8 O -2 16 S 9 F +7，-1 17 CL 10 Ne 0 18 Ar 0 元素主要化合价

+1 原子序数

元素符号

11 Na +4,-4 =5，-3 14 Si 15 P 元素主要化合价

+1 +4,-4 +5,-3 +6,-2 +7,-1 【结论】随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。

【提问】请大家参考1-18号元素的原子结构示意图，结合上表同内容，能够发现哪些有关元素化合价知识的规律？

【投影小结】

（1）

最高正价与最外层电子数相等

（2）

最外层电子数≧4时出现负价

（3）

最高正化合价与负化合价绝对值和为8 （4）

金属元素无负价

（5）

氟无正价

【讲解】大家总结很详细，要熟记这些知识，对于稀有气体元素，由于他们的化学性质不活泼，在通常状况下难与其他物质发生化学反应。因此，把它们的化合价看作是0。

【投影小结】元素主要化合价变化规律性

原子序数

1-2 3-10 11-18 主要化合价的变化

+1→0

+1→+5

-4→-1→0

+1→+7

-4→-1→0

【板书】3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化

【过渡】元素的化学性质是由元素的原子结构决定的，原子结构决定了原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。请大家根据己学知识分析3-9、11-17号元素，随原子序数的递增得失电子的难易程度

【讲解】3-9、11-17号元素随原子序数的递增，原子半径逐渐变小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，

【讲解】我们知道，原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性与非金属性强弱。

【板书】3、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化

【讲解】纵观以上结论，我们可归纳出这样一条规律：

【板书】4、元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。

元素周期律的实质：

元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

【总结】由于元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，元素的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化，这也是元素周期律的实质。

【自我评价】

1、下列元素的原子半径依次减小的是（

A

）

A．Na、Mg、Al

B．

N、O、S C．

P、Si、Al

D．

C、Si、P 2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（

）

A NaF

B LiI

C CsF

D LiF

3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是

（

）

A．C．N、O、F

B．K、Mg、C．S C．F、Cl、Br、I

D．Li、Na．K、Rb 4、下列半径最大的微粒是

（

）

2+-2+A．F

B．Mg

C．Cl

D．Ca

板书设计：

一、原子核外电子的排布

1、电子层的划分

电子层（n）

1、2、3、4、5、6、7

电子层符号

K、L、M、N、O、P、Q

离核距离

近

远

能量高低

低

高

2、核外电子的排布规律

二、

元素周期律

1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化

3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化

4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化

元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。

元素周期律的实质：

元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

教学回顾：

本节课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。