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教 案
课题：第二节 原子结构与元素的性质（2） 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、掌握原子半径的变化规律2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系5、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
过程与方法
情感态度价值观
重 点 电离能得定义及与原子结构之间的关系
难 点 电离能得定义及与原子结构之间的关系
知识结构与板书设计 二、元素周期律1、原子半径2、电离能（1）定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能.①常用符号I表示，单位为KJ mol－1 ②意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。（2）元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。(5) 电离能的应用、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。判断元素的金属性、非金属性强弱
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［引入］我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢？［讲］元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能和电负性。［学与问］元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化规律是什么？［投影小结］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。［讲］元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。［板书］二、元素周期律1、原子半径［投影］观察图1—20分析：［学与问］1．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如何？应如何理解这种趋势？2．元素周期表中，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？［小结］同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。［讲］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，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。［问］那么，粒子半径大小的比较有什么规律呢？［投影小结］1、原子半径大小比较：电子层数越多，其原子半径越大。当电子层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增大而增大2、核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。3、同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子<原子<阴离子，并且价态越高的粒子半径越小。［过渡］那么，什么叫电离能呢，电离能与元素的金属性间有什么样的关系呢？［板书］2、电离能（1）定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能.①常用符号I表示，单位为KJ mol－1 ②意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。［讲］原子为基态原子，保证失去电子时消耗能量最低。电离能用来表示原子或分子失去电子的难易程度。电离能越大，表示原子或离子越难失电子；电离能越小，表示原子或离子易失电子，［点击试题］已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e- →Na +(g) 时所需最低能量为 . ［板书］（2）元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。［讲］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叫做第一电离能。上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。［投影］［问］读图l—21。碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢 ［讲］从图l—2l可见，每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气体)的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也依次下降)。［学与问］1、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系 ［讲］第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。［讲］同周期元素：碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。［板书］(3)电离能的变化规律：同周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。［讲］总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果［思考与交流］ Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小［讲］但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。［讲］在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小，非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。［点击试题］不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）如图所示，试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。（1）同主族内不同元素的E值的变化特点是 。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律。（2）同周期内，随原子序数的增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象，试预测下列关系中正确的是 （填写编号）。①E（砷）＞E（硒） ②E（砷）＜E（硒）③E（溴）＞E（硒） ④E（溴）＞E（硒）（3）估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围： ＜E＜ 。（4）10号元素E值较大的原因是 解析：此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。（1）同主族元素最外层电子数相同，随着原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以失去最外层电子所需能量逐渐减小。（2）根据图像可知，同周期元素E（氮）＞E（氧），E（磷）＞E（硫），E值出现反常现象。故可推知第四周期E（砷）＞E（硒）。但ⅥA族元素和ⅦA族元素的E值未出现反常。所以E（溴）＞E（硒）。此处应填①、③。（3）1mol 气态Ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素Mg要容易，故其E值应在419～738之间。（4）10号元素是Ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其E值较大。答案：（1）随着原子序数的增大，E值变小 周期性。（2）①、③（3）419、438或填E（钾）、E（镁）（4）10号元素是氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8个电子稳定结构。［学与问］2、下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。为什么原子的逐级电离能越来越大 这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系 ［讲］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叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I1，因此说电离能是核外电子分层排布的实验佐证。答案：B5、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素（1）下列 （填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。原子核失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）锂XY失去第一个电子519502580失去第二个电子7 2964 5701 820失去第三个电子11 7996 9202 750失去第四个电子9 55011 600①通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量 。②表中X可能为13种元素中的 （填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式 。③Y是周期表中 族的元素的增加，I1逐渐增大。④以上13种元素中， （填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。 解析：（1）从所给元素在周期表中的位置不难知道a、c、d、f分别为Na、Mg、Sr和Al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；h为碳元素，其单质中的石墨也是电的良导体，故应选①、④两组。（2）①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，1个在L层，当失去最外层的一个电子后，锂离子达到稳定结构，根据题给信息可知，锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量。②由表中数据可知：X失去第二个电子所需能量远大于失去第一个电子所需的能量（9倍多），而失去第三个、第四个电子所需能量皆不足前者的两倍，故第一个电子为最外层的1个电子，而其他几个电子应处于内层。结合所给的周期表知，X应为a，即钠元素，和j即氧元素所形成的化合物化学式分别为：Na2O和 Na2O2。③由表中所给Y的数据可知，Y失去第一、二、三个电子所需能量差别不大，而失去第四个电子所需能量远大于失去第三个电子所需的能量，因此，Y元素的最外层有3个电子，即为第ⅢA族的元素Al。④从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定失电子所需能量越高，在所给13种元素中，处于零族的m元素已达8e-稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。答案：（1）①④ （2）①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难 ②a；Na2O 或Na2O2 ③ⅢA ④ m
教学回顾：表现性评价反映了学生学习本节知识的过程情况如何，是否达到情感态度与价值观目标。表现性评价的依据是学生在问题探究的过程中表现出来的情感态度和对知识的整合能力，能否把自己融入科学活动和科学思维中，体验科学研究的过程和认知的规律性。如果说纸笔评价是对学生学业的量化评价的话，表现性评价则是对学生学业的质性评价。
在本节课的教学过程当中，由浅入深不断地设置问题，引导学生进行讨论探究，让学生主动参与知识探究的全过程。从学生的表现和反馈情况来看，基本上能达到预定的教学目标要求。
教 案
课题：第二节 原子结构与元素的性质（3） 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则。3、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4、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
过程与方法
情感态度价值观
重 点 电负性的意义
难 点 电负性的应用
知识结构与板书设计 3、电负性(1) 键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤电子。（2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 （3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。(4) 电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。(6) 元素电负性的应用 元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系 电负性与化合价的关系③判断化学键的类型对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［复习］1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？［讲］元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小(如图1—22)。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。［投影］ ［板书］3、电负性(1) 键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤电子。［讲］用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。［板书］（2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 （3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。［讲］鲍林利用实验数据进行了理论计算，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(稀有气体未计)，如图l—23所示。［板书］(4) 电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。［思考与交流］同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？［讲］金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。［投影］［讲］同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。［板书］(5) 元素电负性的周期性变化 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。［讲］电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。［科学探究］根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。［投影］电负性的周期性变化示例［讲］元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4，是最强的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最强的金属元素，［板书］(6) 元素电负性的应用 元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系［讲］金属的电负性一般都小于1.8，非金属的电负性一般都大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。［讲］利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。［板书］ 电负性与化合价的关系［讲］电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价［板书］③判断化学键的类型［讲］一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小于1.7或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；当电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。当电负性差值大于1.7，形成的是离子键［点击试题］已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7已知：两成键元素间电负性差值大于1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是 。②.判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC解析：元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及上表中数值：Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2 AlCl3 SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案：1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。2.Mg3N2；离子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均为共价化合物。［板书］对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。［科学探究］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”。查阅资料，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。［讲］Li、Mg在空气中燃烧产物分别为Li2O、MgO，Be（OH）2、Al（OH）3均为两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则的合理性。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为2.0、1.8数值相差不大,故性质相似.）［讲］除此之外，我们还要注意电离能和电负性间的关系。通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但IIA族，VA族元素原子的价电子排布分别为ns2,ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常大。［小结］原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律：在元素周期表中同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增大（趋势），电负性逐渐增大。在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。［随堂练习］1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是 （ ） A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C．电负性越大，金属性越强D．电负性越小，非金属性越强2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( )A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B、第一电离能可能Y小于XC、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ ） A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金
教学回顾：原子结构与元素的性质是中学化学重要的基础理论，是整个中学化学教材中的重点内容。教材内容较抽象，理论性强，在教学过程中要注重学习方法的指导，做到“授之以渔”。与原教材相比较，原教材比较注重知识的传授，强调接受形学习；新课程强调使学生形成积极主动的学习态度，使获得知识与技能的过程成为学生学会学习和形成正确价值观的过程。因此，在实施教学的过程当中，应该创造一切条件让学生主动参与知识探究的全过程 ，对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的科学素养。
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教 案
课题：第一章 第一节 原子结构（1） 授课班级
课 时 1
教学目的 知识与技能 1、进一步认识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义5、识记常见元素（1～36号）
过程与方法 复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。
情感态度价值观 充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程
重 点 原子核外电子的能层、能级分布及其能量关系
难 点 能用符号表示原子核外的不同能级
知识结构与板书设计 第一节 原子结构一、开天辟地—原子的诞生1、 氢元素宇宙中最丰富的元素 2、宇宙年龄距近约140亿年，地球年龄已有46亿年。二、能层与能级
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［阅读引言］思考并讨论：1、“物质的组成与结构”与“物质的性质与变化”两方面是什么关系？2、物质的组成与结构如何决定性质？分别举例说明。［讨论归纳］［识图］读第一章章图[讲] 人类对原子的认识史——不同时期的原子结构模型 1、公元前400多年前，希腊哲学家德谟克利特等人的观点：物质由原子构成，且原子是不可分的微粒；原子的结合和分离是万物变化的根本。 2、19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子说；物质由原子组成，且原子为实心球体，不能用物理方法分割；同种分子的质量和性质相同 3、1897年，英国科学家汤姆生发现了电子，提出原子结构的“葡萄干布丁”模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，电子镶嵌其中并中和正电荷，使原子呈电中性，原子是可以再分的 4、卢瑟福原子模型：原子由原子核和核外电子组成。原子核带正电荷，位于原子的中心并几乎集中了原子的全部质量，电子带负电荷，在原子核周围空间作高速运动。 5、波尔原子模型：电子在原子核外一定轨道上绕核作高速运动 6、原子结构的量子力学模型（电子云模型）：现代原子结构学说：现代科学家用量子力学的方法描述核外电子运动，即运用电子云模型描述核外电子的运动。[问]宇宙什么是时候诞生的？我们的地球从那里来？[板书]第一节 原子结构 一、开天辟地—原子的诞生[投影]宇宙大爆炸图片： [讲]1932年勒梅特首次提出了现代宇宙大爆炸理论：整个宇宙最初聚集在一个“原始原子”中，后来发生了大爆炸，碎片向四面八方散开，形成了我们的宇宙。大爆炸后两小时，诞生了大量的H、少量的He及极少量的Li，然后经过长或短的发展过程，以上元素发生原子核的熔合反应，分期分批的合成了其它元素。[问]有谁知道宇宙中最丰富的元素是那一种？宇宙年龄有多大？地球年龄有多大？[讲]阅读课本后回答：氢元素宇宙中最丰富的元素占88.6%（氦1／8），另外还有90多种元素，宇宙年龄距近约140亿年，地球年龄已有46亿年。[强调]至今，所有恒星仍在合成元素，而且这些元素都是已知的，地球上的元素仅22种。[板书]1、 氢元素宇宙中最丰富的元素 2、宇宙年龄距近约140亿年，地球年龄已有46亿年。[阅读]科学史话，说明思维性推测与科学假设的关系。[复习] 必修中学习的原子核外电子排布规律：［投影］ 核外电子排布的排布规律(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子[思考]这些规律是如何归纳出来的呢？［板书］二、能层与能级［讲］由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为： ［投影］ 第一、二、三、 四、五、六、七……能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高［讲］例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：［投影］能 层 一 二 三 四 五 六 七……符 号 K L M N O P Q……最多电子数 2 8 18 32 50……即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)［讲］但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、f)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。［投影］能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能 层 K L M N O ……能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……各能层电子数2 8 18 32 50 ……[讲]在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。不同能量的电子分成不同的能级。每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……。任一能层的能级总是先从s 能级开始，且该能层的能级数等于该能层序数。如第一层只有一个能级(1s)，第二层有两个能级(2s和2p)，即能级数=能层序数。s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍［学与问］英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数是否相同？［归纳］s能级：最多容纳2个电子；p能级：最多容纳6个电子； d能级：最多容纳10个电子；f能级：最多容纳14个电子； 相同［思考与交流］第五能层中所能容纳的最多电子数是多少？说出你推导的两种方法第一，依据每一个能层最多可容纳的电子数为2n2个，当n=5， 2n2=50第二、第五能层中有5个能级—5s、5p、5d、5f、5g，最多电子数分别是2、6、10、14、18，所能容纳的最多电子数为50［小结］对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为2n2。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。 各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：能 层(n)一二三四五六七符 号KLMNOPQ能 级(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s………最 多 电 子 数22626102610142………281832……2n2［随堂练习］1、现代大爆炸理论认为：天然元素源于氢氦等发生的原子核的融合反应。这于一百多年前，普鲁特运用思辨性推测作出“氢是所有元素之母”的预言，恰好“一致”。下列说法正确的是 ( )A科学研究中若能以思辨性推测为核心，就能加快科学的进程B普鲁特“既然氢最轻，它就是其他一切元素之母”的推理是符合逻辑的C“一致”是巧合，普鲁特的预言没有科学事实和理论支撑，只是一种猜测D“现代大爆炸理论”是解释宇宙诞生的唯一正确的理论 2．支撑“宇宙大爆炸”理论的重要事实之一是 （ ） A．宇宙原子总数的88.6％是氢 B．地球上的元素绝大多数是金属 C．普鲁特“氢是元素之母”的预言 D．宇宙中存在少量稀有气体分子 3、以下能级符号正确的是 （ ）A 6s B 2d C 3f D 7p
教学回顾：内容较有难度，较枯燥，故采用探究法。教师引导，师生共同研究，由浅入深，步步引入。利于培养学生的逻辑思维能力。
教 案
课题：第一节 原子结构（2） 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理4、知道原子的基态和激发态的涵义5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
过程与方法 复习和沿伸、动画构造原理认识核外电子排布，亲自动手书写，体会原理
情感态度价值观 充分认识原子构造原理，培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。
重 点 电子排布式、能量最低原理、基态、激发态、光谱
难 点 电子排布式
知识结构与板书设计 三、构造原理1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布的能级顺序都遵循下列顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……2、能级交错现象(从第3电子层开始)：是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。电子先填最外层的ns，后填次外层的（n-1）d，甚至填入倒数第三层的（n-2）f的规律叫做“能级交错”3．能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。4、对于同一电子亚层(能级)(等价轨道),当电子排布为全充满、半充满或全空时,原子是比较稳定的。5、基态原子核外电子排布可简化为：［稀有气体元素符号］+外围电子(价电子、最外层电子)四、基态与激发态、光谱1、基态—处于最低能量的原子。激发态—当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。基态与激发态的关系： 2、不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱3、光谱分析—利用原子光谱线上的特征谱线来鉴定元素。
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
[课前练习]理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下：［投影］ [思考]钾原子的电子排布为什么是2、8、8、1而非2、8、9？［板书］三、构造原理［投影］图1-2构造原理：［讲］在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序：电子最先排布在能量低的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上。电子的排布遵循构造原理［板书］1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布的能级顺序都遵循下列顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……［讲］构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。［板书］2、能级交错现象(从第3电子层开始)：是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。电子先填最外层的ns，后填次外层的（n-1）d，甚至填入倒数第三层的（n-2）f的规律叫做“能级交错”［知识拓展］1、主量子数和角量子数之和越大，能量越高 2、主量子数和角量子数之和相等时，主量子数越大，能量越高 例如，4s轨道主量子数和角量子数之和为4，3d轨道主量子数和角量子数之和为5，于是4s轨道的能量低于3d轨道的能量；而3d轨道和4p轨道主量子数和角量子数之和均为5，但4p轨道的主量子数更大，于是4p轨道的能量高于3d轨道的能量［讲］自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反保里原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。［板书］3．能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。［讲］一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。人是自然界的一员，我想也应该适用于此原理。所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。不过释放能量的方式还是要注意的，如小孩本身不能存储过多的情绪，想哭就哭、想笑就笑，没有太大的冲击；而成人能够容纳很多的能量，所以感情更深沉丰富。但也有弊端，如果这些能量不能合理的排解，一旦冲垮理智的大坝，江河泛滥，后果不堪设想。我想在我们提升自身修养与胸怀的同时，一定要时刻注意心理能量的警戒线，及时合理宣泄自身的情绪。有容乃大，无欲则刚。[投影]部分原子的电子排布式，空着的自己填上：原子序数元素名称元素符号电子排布K L M N O1氢H1s12氦He1s23锂Li1s2 2s14铍Be5硼B1s2 2s22p1……10氖Ne1s2 2s22p611钠Na12镁Mg1s2 2s22p6 3s213铝Al…[思考与交流]查元素周期表中铜、金、银外围电子排布，它们是否符合构造原理，你从中总结出什么规律？Cu：[Ar]3d104s1 Ag[Kr] 4d105s1 Au[Xe] 5d106s1，如Cu根据构造原理先排4s再排3d，实际上采取了3d全充满，4s半充满的状态。[板书] 4、对于同一电子亚层(能级)(等价轨道),当电子排布为全充满、半充满或全空时,原子是比较稳定的。［投影］相对稳定的状态有：全充满：p6,d10,f14。全空：p0,d0,f0。半充满：d5,f7。[思考与交流]元素周期表中钠的电子排布写成[Ne]3s1，[]是什么意义？模仿写出8号、14号、26元素简化的电子排布式？ []稀有气体结构，O：[He] 2s22p4 Si：[Ne] 3s23p2 Fe：[Ar] 3d64s2。［讲］上式方括号里的符号的意义是：该元素前一个周期的惰性气体电子排布结构［板书］5、基态原子核外电子排布可简化为：［稀有气体元素符号］+外围电子(价电子、最外层电子)［讲］即将基态电子的原子排布式中与稀有气体相同的部分用该稀有气体的元素符号表示。 ［投影小结］构造原理中排布顺序的实质------各能级的能量高低顺序 1)相同能层的不同能级的能量高低顺序 ： ns教学回顾：本节课的设计，为了避免枯燥，采用了探究性学习方法，由浅入深，步步引入，在旧知识的基础上发现新的问题，在师生的共同努力下分析问题、大胆猜测，到最终将问题解决。问题解决后，引出了新的知识，教师适时对新知识进行分析和讲解。随后，经过思考与交流，学生对于新知识的认识更进一步，由感性认识上升到理性认识。希望通过本课时，让学生认识并掌握构造原理，能运用构造原理写出原子的电子排布式；熟悉探究性学习的方法；与旧知识比较，感受到知识不断的扩展与深入；经过思考交流，全面认识构造原理，培养学生科学的学习观。
教 案
课题：第一节 原子结构（3） 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、了解原子核外电子的运动规律，了解电子云的概念2、了解原子轨道图及每个能级中的轨道分布情况和最大容纳电子数3、掌握泡利原理、洪特规则
过程与方法 复习和沿伸、进一步认识核外电子排布，亲自动手书写，体会原理
情感态度价值观 充分认识原子电子排布遵循的原则，培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。
重 点 泡利原理、洪特规则
难 点 泡利原理、洪特规则
知识结构与板书设计 五、电子云和原子轨道：1、电子云(1)电子运动的特点：①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。2、原子轨道s电子轨道都是球形；P原子轨道是纺锤形分别以px、py、pz为符号。D原子轨道是花瓣形的。3、泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。4、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。5、洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
[设问]原子核外电子是如何运动的呢？[讲]20世纪处，丹麦科学家玻尔把原子类比为太阳系，提出了原子的行星模型。认为核外电子象行星绕太阳那样绕原子核运动。1916年玻尔因此获得诺贝尔物理奖。然而，在后来的十年间，玻尔建立的行星模型被量子理论学彻底否定了。［引入］电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？［板书］五、电子云和原子轨道：1、电子云(1)电子运动的特点：①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。［讲］因此，电子运动不能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。 [投影] 多媒体，体会概率图[讲]概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。［板书］2、原子轨道［讲］s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。［投影］［讲］p的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。［投影］ ［投影］ [板书] s电子轨道都是球形；P原子轨道是纺锤形分别以px、py、pz为符号。D原子轨道是花瓣形的。［讲］量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。用□或○代表一个原子轨道，可用箭头表示一个电子，这样的式子称为轨道表示式或电子排布图。［板书］3、泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。[思考] 推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。［讲］对于基态原子来说(洪特规则的使用前提)，在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。 ［板书］4、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。 [科学探究]下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。 由图总结：1、每个原子轨道里最多只能容纳几个电子？2、当电子排面在同一能级时，有什么规律？［小结］每个原子轨道里最多容纳2个电子。当电子排布在同一能级时，总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同[思考与交流]写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理 ［投影］［板书］5、洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。［小结］核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充．［随堂练习］1．基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是（ ） A B C D2、已知锰的核电荷数为25，以下是一些同学绘制的基态锰原子核外电子的轨道表示式（即电子排布图），其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是（ ） A B C D 分析 由构造原理可知E(4s)＜E(3d)，而选项A、B中 E(3d)＜E(4s)。洪特规则指出：“电子排布在同一能级的不同轨道时优单独占据一个轨道，且自旋方向相同”而选项A中未单独占据一个轨道，选项C 中虽然单独占据一个轨道但自旋方向不相同。根据泡利原理：“1个原子轨道里最多可容纳2个自旋方向相反的电子”而选项B中的s轨道的自旋方向相同。答案 D
教学回顾：
物质的组成与结构
物质的性质与变化
决定
原性论与炼丹术
元素组成与原子结构
第一章
分子组成与分子结构
第二章
晶体结构
第三章
元素性质
分子性质
晶体性质
决定
决定
决定
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