第一章第2节 第2课时原子结构与元素性质教案 高中化学人教版（2019）选择性必修二
文档属性
| 名称 | 第一章第2节 第2课时原子结构与元素性质教案 高中化学人教版（2019）选择性必修二 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 25.3KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-06-10 12:01:09 | ||
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文档简介
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时
教学目标
1.深化元素在周期中的位置、元素的价电子排布构型、元素性质之间的“位-构-性”关系，能够依据价电子构型判断元素在周期表的位置。
2.了解元素周期律的内涵，了解原子半径同周期、同主族的递变规律，能从原子结构的视角解释原子半径呈现周期性变化的原因。
教学重难点
元素“位-构-型”关系，位置与电子构型的互推
原子半径的比较方法、离子半径的比较方法
教学过程
一、新课导入
上节课留的练习题总结，学生分享判断方法及依据，老师总结
依据电子排布式判断下列各元素
（1）是主族元素还是副族元素？
（2）位于周期表的第几周期和哪个族？
（3）属于哪个分区？
①1s22s22p63s23p5 ②[Kr]4d105s25p2
③[Ar]3d34s2 ④[Ar]3d104s1
⑤[Ar]4s1 ⑥[Ar]3d64s2
【方法提炼】判断依据与方法：
（1）根据价电子所在的能级，即可判断出是主族元素还是副族元素
主族元素的价电子是ns电子，或者ns + np电子
**提示：最外层有p电子则d就一定不是价电子了，为什么？
副族元素的价电子是(n-1)d + ns电子
（2）根据价电子排布的特征，逐步确定它所在的周期与族。
第一步：元素的周期序数等于其基态原子的能层数（Pd除外）
第二步：计算价电子总数n，若为主族元素，则其在第n主族。
若为副族元素，n为3~7，则其在第n副族；n为8~10,则其在第VIII族；
n为11，其在第IB族，n为12，其在第IIB族。
（3）根据价电子排布的特征，确定它所在的区。其对应关系为
s区元素的价电子排布通式为ns1~2，
p区元素的价电子排布通式为ns2np1~6，
d区元素的价电子排布通式为(n-1)d1~9ns1~2，
ds区元素的价电子排布通式为(n-1)d10ns1~2。
二、讲授新课
一、周期表的进一步探究（对第1课时问题的进一步深化）
1.通过一些开放性的问题，训练学生搜集科学事实、实验证据的能力，并运用证据进行推理。
进一步加深对周期表结构的理解。
【提问】（9）处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，为什么？
请在网上搜集一些例子和证据，分享你的成果。
【讲解】由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，处于非金属和金属分界线上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。
例如：晶体硅是半导体，同时具有金属光泽。
【提问】（10）观察书后周期表所给的价电子排布式，除Cr、Cu外，你还发现了那些元素的基态原子电子排布不符合构造原理？
【讲解】Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Pt、Ag、Au、La、Ce、Gd、Ac、Th、Pa、U、Np、Cm，这些元素的基态原子电子排布均不符合构造原理。
随着原子核核电荷数和核外电子数目的增多，原子核与电子、电子与电子之间的相互作用更加复杂，其表现在电子排布上就时产生了若干“特例”，但是本质“整个原子能量最低”这点未变。
【提问】（11）预言119号元素基态原子最外层电子排布。
【讲解】第118号元素为第七周期的稀有气体元素，故119号元素为第八周期的第1个元素，按照构造原理，新增电子应填入8s轨道，故其最外层电子排布为8s1。
【方法提炼】“稀有气体定位法”
需要判断某个原子序数的元素在周期表的什么位置时，可以选序数靠近的稀有气体为“定位元素”，新增的电子再按照构造原理填入相应能级。
稀有气体的序数依次为各个周期元素种类数(2、8、8、18、18、32、32)的累加值，即2、10、18、36、54、86、118。
【提问】（12）如果第八周期元素原子的核外电子排布遵循现有的填充规则，预言第八周期共有多少种元素？电子填入了哪些能级？
【讲解】第八周期应有50种元素。
按照构造原理，电子依次填入的能级有8s、5g、6f、7d、8p，分别填入
2、18、14、10、6个电子。故第八周期总共能容纳50个电子，应有50种元素。
【提问】（13）氢元素在周期表中位置几经演变，有的人认为应该把H放在碱金属的顶部，有的人认为应该把H放在卤素的顶部。你支持哪种观点？查阅相关的实验数据、科学事实，支持自己的观点。
2. 对角线规则
（1）规则表述：
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，这种相似性被称为对角线规则。
（2）性质体现：
①金属锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成氧化物；
②铍和铝的氢氧化物都具有两性；
③硼和硅的含氧酸酸性的强度很接近，都是弱酸。
【提问】（3）类比迁移：写出氢氧化铝、氢氧化铍分别和强酸、强碱反应的离子方程式。
【讲解】Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O
Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
Be(OH)2 + 2OH- = BeO2- + 2H2O
Be(OH)2 + 2H+ = Be2+ + 2H2O
【提问】（4）进一步查阅资料，比较Li和Mg、Be和Al、B和Si三对元素及其化合物性质的相似性。
【讲解】例如：
锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水；
锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳；
铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质；
铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化。
【提问】（5）对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则。在科学研究中，你对类似对角线规则这样的经验规则有何看法？
【讲解】经验规则是从大量客观事实中总结出来的，是经验的，不是任何理论推导的结果。
经验规则是源于经验的思维模型和假想过程，往往是被理想化的，所以有可能出现客观事实与经验规则不相符的情况，此时要遵循客观事实。
对于已有的经验规则，可以尝试运用理论进行解释。
【温故知新】
回忆之前学习过的元素周期律知识并回答下列问题：
【提问】1.碱金属的金属性自上而下是如何递变的？列举事实证明这种递变规律。
【讲解】自上而下金属性逐渐增强。例如金属单质自上而下与水的反应越来越剧烈。
【提问】2.卤素的非金属性自上而下是如何递变的？列举事实证明这种递变规律。
【讲解】自上而下非金属性逐渐减弱。例如卤素单质的氧化性自上而下逐渐减弱。
【提问】3.1-18号元素的原子半径是如何变化的？主要化合价是如何变化？
【讲解】同周期自左向右逐渐减小，同主族自上而下逐渐减小。主要化合价从+1、+2、+3到+4/-4、+5/-3、+6/-2、+7/-1。
【提问】4.Na、Mg、Al的金属性是如何变化的？列举事实证明这种递变规律。
【讲解】Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱。例如Na可与冷水剧烈反应，Mg与热水反应，Al不与水反应。
二、元素周期律 原子半径
1.观察图像，回答问题并归纳结论
主族元素的原子半径如图所示，
【提问】请归纳元素周期表中，
同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势？
同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势？
【讲解】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
2.原子半径的测定方法简介
【思维启迪】
原子半径的大小取决于两个相反的因素：
一是电子的能层数，电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大；
另一个是核电荷数，核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
这两个因素的综合结果使原子半径呈现周期性的递变。
深度思考：
引导学生思考多种因素影响时，谁是主要因素，为什么这一因素是主要因素，从原子结构的角度加深理解。通过系列问题，对这一角度加以应用。
【提问】（1）在两种相反因素的作用下，为什么同周期自左向右半径递减，同主族自上而下半径递增？
【讲解】同周期自左向右，每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，增加的电子排布在同一层上，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用，结果使原子半径逐渐减小。
同主族自上而下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，导致原子半径增大。
【提问】（2）副族元素的原子半径变化如图所示，请归纳其变化规律。
【讲解】类比主族元素的原子半径变化，对变化规律给出解释。
同一周期的过渡元素与主族元素相比，从总的变化趋势来看，从左到右原子半径的变化幅度不大，趋势为减小。
这是因为增加的电子都排布在 (n-1)d 轨道上，不同元素原子的外层电子（ns）受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大。
【提问】（3）同一种元素的原子半径、阳离子半径、阴离子半径之间有何关系？
例如H、H+、H-半径大小关系如何？理由为何？
【讲解】r(H-)>r(H)>r(H+)
阴离子相比于原子，核电荷数未变，增加的电子填入最外层，电子之间排斥加大，致使半径增大。
阳离子相比于原子，核电荷数未变，失去最外层电子，电子能层减少，致使半径减小。
这种规律同样适用于其他元素。
【提问】（4）同主族元素的阳离子或阴离子，其半径大小自上而下如何变化？给出你的解释。
【讲解】同主族元素的离子，核电荷数越大，半径越大。
同主族的离子与同主族的原子一样，电子能层的增加这一因素占主导地位，故自上而下，无论阴离子，还是阳离子，半径都增加。
【提问】（5）电子构型相同的离子，随着核电荷数的增加，半径怎样变化？给出你的解释。
【讲解】电子构型相同的离子，核电荷越大，离子半径越小。
电子构型相同时，电子彼此之间的排斥这一因素相同。而核电荷数越大，对电子的吸引越强烈，使得半径减小。
【提问】（6）如何比较Fe3+和Fe2+的半径大小？
【讲解】同种元素的不同阳离子，核电荷数相同，离子所带电荷越高，核外电子数越少，电子间彼此的排斥越小，故半径越小。
所以r(Fe2+)>r(Fe3+)。
三、课堂小结
1.已知价电子构型，我们可以得知很多信息，如主族副族元素，所在分区，周期数和族数。之所以能做出判断，是因为原子结构中的电子构型与元素在周期表中的位置是一一对应的。
2.原子半径
在比较原子半径、离子半径大小时，要抓住原子核对电子的吸引、电子彼此的排斥，二者中谁是主要影响因素，继而讨论主要因素对结果造成的影响。
同周期自左向右，每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，增加的电子排布在同一层上，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用，结果使原子半径逐渐减小。
同主族自上而下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，导致原子半径增大。
第2课时
教学目标
1.深化元素在周期中的位置、元素的价电子排布构型、元素性质之间的“位-构-性”关系，能够依据价电子构型判断元素在周期表的位置。
2.了解元素周期律的内涵，了解原子半径同周期、同主族的递变规律，能从原子结构的视角解释原子半径呈现周期性变化的原因。
教学重难点
元素“位-构-型”关系，位置与电子构型的互推
原子半径的比较方法、离子半径的比较方法
教学过程
一、新课导入
上节课留的练习题总结，学生分享判断方法及依据，老师总结
依据电子排布式判断下列各元素
（1）是主族元素还是副族元素？
（2）位于周期表的第几周期和哪个族？
（3）属于哪个分区？
①1s22s22p63s23p5 ②[Kr]4d105s25p2
③[Ar]3d34s2 ④[Ar]3d104s1
⑤[Ar]4s1 ⑥[Ar]3d64s2
【方法提炼】判断依据与方法：
（1）根据价电子所在的能级，即可判断出是主族元素还是副族元素
主族元素的价电子是ns电子，或者ns + np电子
**提示：最外层有p电子则d就一定不是价电子了，为什么？
副族元素的价电子是(n-1)d + ns电子
（2）根据价电子排布的特征，逐步确定它所在的周期与族。
第一步：元素的周期序数等于其基态原子的能层数（Pd除外）
第二步：计算价电子总数n，若为主族元素，则其在第n主族。
若为副族元素，n为3~7，则其在第n副族；n为8~10,则其在第VIII族；
n为11，其在第IB族，n为12，其在第IIB族。
（3）根据价电子排布的特征，确定它所在的区。其对应关系为
s区元素的价电子排布通式为ns1~2，
p区元素的价电子排布通式为ns2np1~6，
d区元素的价电子排布通式为(n-1)d1~9ns1~2，
ds区元素的价电子排布通式为(n-1)d10ns1~2。
二、讲授新课
一、周期表的进一步探究（对第1课时问题的进一步深化）
1.通过一些开放性的问题，训练学生搜集科学事实、实验证据的能力，并运用证据进行推理。
进一步加深对周期表结构的理解。
【提问】（9）处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，为什么？
请在网上搜集一些例子和证据，分享你的成果。
【讲解】由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，处于非金属和金属分界线上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。
例如：晶体硅是半导体，同时具有金属光泽。
【提问】（10）观察书后周期表所给的价电子排布式，除Cr、Cu外，你还发现了那些元素的基态原子电子排布不符合构造原理？
【讲解】Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Pt、Ag、Au、La、Ce、Gd、Ac、Th、Pa、U、Np、Cm，这些元素的基态原子电子排布均不符合构造原理。
随着原子核核电荷数和核外电子数目的增多，原子核与电子、电子与电子之间的相互作用更加复杂，其表现在电子排布上就时产生了若干“特例”，但是本质“整个原子能量最低”这点未变。
【提问】（11）预言119号元素基态原子最外层电子排布。
【讲解】第118号元素为第七周期的稀有气体元素，故119号元素为第八周期的第1个元素，按照构造原理，新增电子应填入8s轨道，故其最外层电子排布为8s1。
【方法提炼】“稀有气体定位法”
需要判断某个原子序数的元素在周期表的什么位置时，可以选序数靠近的稀有气体为“定位元素”，新增的电子再按照构造原理填入相应能级。
稀有气体的序数依次为各个周期元素种类数(2、8、8、18、18、32、32)的累加值，即2、10、18、36、54、86、118。
【提问】（12）如果第八周期元素原子的核外电子排布遵循现有的填充规则，预言第八周期共有多少种元素？电子填入了哪些能级？
【讲解】第八周期应有50种元素。
按照构造原理，电子依次填入的能级有8s、5g、6f、7d、8p，分别填入
2、18、14、10、6个电子。故第八周期总共能容纳50个电子，应有50种元素。
【提问】（13）氢元素在周期表中位置几经演变，有的人认为应该把H放在碱金属的顶部，有的人认为应该把H放在卤素的顶部。你支持哪种观点？查阅相关的实验数据、科学事实，支持自己的观点。
2. 对角线规则
（1）规则表述：
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，这种相似性被称为对角线规则。
（2）性质体现：
①金属锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成氧化物；
②铍和铝的氢氧化物都具有两性；
③硼和硅的含氧酸酸性的强度很接近，都是弱酸。
【提问】（3）类比迁移：写出氢氧化铝、氢氧化铍分别和强酸、强碱反应的离子方程式。
【讲解】Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O
Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
Be(OH)2 + 2OH- = BeO2- + 2H2O
Be(OH)2 + 2H+ = Be2+ + 2H2O
【提问】（4）进一步查阅资料，比较Li和Mg、Be和Al、B和Si三对元素及其化合物性质的相似性。
【讲解】例如：
锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水；
锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳；
铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质；
铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化。
【提问】（5）对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则。在科学研究中，你对类似对角线规则这样的经验规则有何看法？
【讲解】经验规则是从大量客观事实中总结出来的，是经验的，不是任何理论推导的结果。
经验规则是源于经验的思维模型和假想过程，往往是被理想化的，所以有可能出现客观事实与经验规则不相符的情况，此时要遵循客观事实。
对于已有的经验规则，可以尝试运用理论进行解释。
【温故知新】
回忆之前学习过的元素周期律知识并回答下列问题：
【提问】1.碱金属的金属性自上而下是如何递变的？列举事实证明这种递变规律。
【讲解】自上而下金属性逐渐增强。例如金属单质自上而下与水的反应越来越剧烈。
【提问】2.卤素的非金属性自上而下是如何递变的？列举事实证明这种递变规律。
【讲解】自上而下非金属性逐渐减弱。例如卤素单质的氧化性自上而下逐渐减弱。
【提问】3.1-18号元素的原子半径是如何变化的？主要化合价是如何变化？
【讲解】同周期自左向右逐渐减小，同主族自上而下逐渐减小。主要化合价从+1、+2、+3到+4/-4、+5/-3、+6/-2、+7/-1。
【提问】4.Na、Mg、Al的金属性是如何变化的？列举事实证明这种递变规律。
【讲解】Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱。例如Na可与冷水剧烈反应，Mg与热水反应，Al不与水反应。
二、元素周期律 原子半径
1.观察图像，回答问题并归纳结论
主族元素的原子半径如图所示，
【提问】请归纳元素周期表中，
同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势？
同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势？
【讲解】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
2.原子半径的测定方法简介
【思维启迪】
原子半径的大小取决于两个相反的因素：
一是电子的能层数，电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大；
另一个是核电荷数，核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
这两个因素的综合结果使原子半径呈现周期性的递变。
深度思考：
引导学生思考多种因素影响时，谁是主要因素，为什么这一因素是主要因素，从原子结构的角度加深理解。通过系列问题，对这一角度加以应用。
【提问】（1）在两种相反因素的作用下，为什么同周期自左向右半径递减，同主族自上而下半径递增？
【讲解】同周期自左向右，每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，增加的电子排布在同一层上，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用，结果使原子半径逐渐减小。
同主族自上而下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，导致原子半径增大。
【提问】（2）副族元素的原子半径变化如图所示，请归纳其变化规律。
【讲解】类比主族元素的原子半径变化，对变化规律给出解释。
同一周期的过渡元素与主族元素相比，从总的变化趋势来看，从左到右原子半径的变化幅度不大，趋势为减小。
这是因为增加的电子都排布在 (n-1)d 轨道上，不同元素原子的外层电子（ns）受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大。
【提问】（3）同一种元素的原子半径、阳离子半径、阴离子半径之间有何关系？
例如H、H+、H-半径大小关系如何？理由为何？
【讲解】r(H-)>r(H)>r(H+)
阴离子相比于原子，核电荷数未变，增加的电子填入最外层，电子之间排斥加大，致使半径增大。
阳离子相比于原子，核电荷数未变，失去最外层电子，电子能层减少，致使半径减小。
这种规律同样适用于其他元素。
【提问】（4）同主族元素的阳离子或阴离子，其半径大小自上而下如何变化？给出你的解释。
【讲解】同主族元素的离子，核电荷数越大，半径越大。
同主族的离子与同主族的原子一样，电子能层的增加这一因素占主导地位，故自上而下，无论阴离子，还是阳离子，半径都增加。
【提问】（5）电子构型相同的离子，随着核电荷数的增加，半径怎样变化？给出你的解释。
【讲解】电子构型相同的离子，核电荷越大，离子半径越小。
电子构型相同时，电子彼此之间的排斥这一因素相同。而核电荷数越大，对电子的吸引越强烈，使得半径减小。
【提问】（6）如何比较Fe3+和Fe2+的半径大小？
【讲解】同种元素的不同阳离子，核电荷数相同，离子所带电荷越高，核外电子数越少，电子间彼此的排斥越小，故半径越小。
所以r(Fe2+)>r(Fe3+)。
三、课堂小结
1.已知价电子构型，我们可以得知很多信息，如主族副族元素，所在分区，周期数和族数。之所以能做出判断，是因为原子结构中的电子构型与元素在周期表中的位置是一一对应的。
2.原子半径
在比较原子半径、离子半径大小时，要抓住原子核对电子的吸引、电子彼此的排斥，二者中谁是主要影响因素，继而讨论主要因素对结果造成的影响。
同周期自左向右，每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，增加的电子排布在同一层上，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用，结果使原子半径逐渐减小。
同主族自上而下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，导致原子半径增大。