2013-2014学年高中化学 专题一 第一单元 原子核外电子排布与元素周期律教学设计 苏教版必修2.doc

PAGE  PAGE 37 专题1　微观结构与物质的多样性 第一单元原子核外电子排布与元素周期律 第1课时　原子核外电子的排布　元素周期律 (教师用书独具) ●课标要求 1．了解原子核外电子的排布。 2．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。 ●课标解读 1．了解核外电子排布规律和表示方法。 2．理解元素周期律和金属性、非金属性的强弱判断。 ●教学地位 结构决定性质，原子核外电子排布和元素周期律是研究物质性质的基础，并且在高考题中均有涉及。 (教师用书独具) ●新课导入建议 我们在日常生活中经常会观察到，蜜蜂在某一朵花附近采蜜时，没有确定的飞行路径，一会儿向西、一会儿向东，蜜蜂在一朵花的近处、远处都可能出现，似乎没有什么规律。但经过仔细观察不难发现：蜜蜂在花朵附近出现的次数总比在远离花朵的地方出现的次数多。与此类似，原子核外电子的排布也是有规律的，该规律是怎样的呢？答案就在本课时的学习中。 ●教学流程设计 课　标　解　读重　点　难　点1.初步掌握原子核外电子排布规律，会画1～18号元素原子结构示意图。 2.能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。 3.了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的周期性变化规律。1.掌握1～18号元素的原子或离子结构示意图。(重点) 2.理解元素周期律。(难点) 3.会比较粒子半径大小。(重难点) 原子核外电子的排布1.电子层及其能量高低 电子层(n)1234567符号KLMNOPQ离核远近由近到远能量高低由低到高2.核外电子排布规律 (1)电子在核外排布时，总是尽量先排在能量最低的电子层里，即先排满K层再排L层等。 (2)每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。 (3)最外层电子数则不超过8(第一层为最外层时，电子数不超过2个)。次外层最多不超过18个。 3．原子核外电子排布的表示——结构示意图 Cl、Cl－、K＋的结构示意图分别为○＋17 eq \o(2,\s\up12(),\s\do12()) eq \o(8,\s\up12(),\s\do12()) eq \o(7,\s\up12(),\s\do12()) ， ○＋17 eq \o(2,\s\up12(),\s\do12()) eq \o(8,\s\up12(),\s\do12()) eq \o(8,\s\up12(),\s\do12()) ，○＋19 eq \o(2,\s\up12(),\s\do12()) eq \o(8,\s\up12(),\s\do12()) eq \o(8,\s\up12(),\s\do12()) 。 1．同一元素的原子和离子的原子构成有什么差异？ 【提示】　核电荷数或质子数相同，核外电子数不相同。 元素周期律1.原子序数与原子结构的关系 (1)原子序数：按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号就叫做原子序数。 (2)原子序数与元素原子结构之间的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 2．元素周期律 (1)原子最外层电子呈周期性变化：随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性的变化，除H、He外，最外电子层上的电子数重复出现从1递增到8的变化。 (2)元素原子半径呈现周期性变化 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。 (3)元素化合价呈现周期性变化 随着原子序数的递增，元素的最高化合价重复出现从＋1到＋7(F无正价，O无＋6价)，最低化合价从－4到－1的周期性变化(稀有气体元素除外)。 (4)①Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，即随着原子序数的递增，金属性呈现由强到弱的周期性变化。 ②Si、P、S、Cl的气态氢化物的稳定性逐渐增强，最高价氧化物的水化物的酸性逐渐增强，非金属性逐渐增强，即随着原子序数的递增，非金属性呈现由弱到强的周期性变化。 (5)元素周期律的内容和实质 ①内容：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。 ②实质：元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 2．通过哪些实验可说明Na、Mg、Al的金属性强弱？ 【提示】　①与H2O或酸反应的难易或剧烈程度。 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱。 核外电子排布规律及其应用【问题导思】　 ①○＋8 eq \o(3,\s\up12(),\s\do12()) eq \o(5,\s\up12(),\s\do12()) 和○＋20 eq \o(2,\s\up12(),\s\do12()) eq \o(8,\s