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1、专题一：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一课时 原子核外电子排布教学目标：（一）知识与技能目标 原子核外电子排布规律（二）过程与方法目标掌握原子核外电子排布规律，通过1-20号元素的原子和离子结构示意图的学习，扩展到主族元素的电子排布规律的认识，初步体会归纳与演绎的学习方法。（三）情感态度与价值观目标通过原子核外电子排布规律，了解物质运动的复杂性和特殊性教学重点：了解原子的结构，能画出118号元素的原子结构示意图教学难点：核外电子排布规律教学方法：问题探究法、讲解法教学过程：一、原子结构：原子X原子核质子 Z个中子 N个=（AZ）个核外电子 Z个注意：质量数(A)
2、质子数(Z)中子数(N) 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数二、原子结构示意图三、原子核外电子的排布：1.核外电子是分层排布的电子层： 1、2、3、4、5、6、 7符号：K、L、M、N、O、P、Q电子的能量：由低到高离核距离：由近到远2.原子核外电子的排布规律： (1)电子尽量先排布在能量最低的电子层里。(2)各电子层最多能容纳2n2个电子(n为电子层数)。(3)最外层电子数不超过8个(当K层为最外层时不超过2个)。(4)次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。特别提醒：(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当
3、它是最外层时，最多可以排布8个电子。(2)电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核外电子排布情况分别为： 四、考点总结：1、具有相同电子层排布的微粒（1）具有相同电子层排布的微粒的含义：电子层数相同，各层电子数也相同的单个原子或离子。（2）与He原子具有相同电子层排布的微粒(2电子微粒)：H 、Li、Be2与Ne原子具有相同电子层排布的微粒(10电子微粒)：N3、O2、F、Na、Mg2、Al3与Ar原子具有相同电子层排布的微粒(18电子微粒)：P3、S2、Cl、K、Ca22.等质子数的粒子及常见的“2电子”“10电子”、“18电子”的微粒 离子：9个质子的离子：F、OH、NH2 11个质子的
4、离子：Na、H3O、NH4 17个质子的离子：HS、Cl 分子：14个质子：N2、CO、C2H2 16个质子：S、O2核外电子数分子阳离子阴离子2He、H2 Li、Be2H10Ne、HF、H2O、NH3、CH4Na、Mg2、Al3、 NH4、H3OOH、NH2、N3、O2、F18F2、HCl、H2S、PH3、Ar、H2O2、C2H6、N2H4、CH4O、SiH4K、Ca2S2、HS、Cl、P33、短周期元素粒子的特殊性核电荷数为118的元素原子核外电子层结构的特殊性：(1)原子中无中子的原子：1H。(2)最外层电子数等于次外层电子数一半的元素：Li、Si。(3)最外层电子数等于次外层电子数的元
5、素：Be、Ar。(4)最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素：C。(5)最外层电子数等于次外层电子数3倍的元素：O。(6)最外层电子数等于次外层电子数4倍的元素：Ne。(7)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。(8)最外层有2个电子的元素：He、Be、Mg。(9)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。(10)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。(11)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。第2课时 元素周期律教学目标（一）知识与技能1掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小比较。2通过实验操作，培养学生实验技能。（二）过程与方法1运用
6、归纳法、比较法，培养学生抽象思维能力2通过实验探究，自主学习，归纳元素周期律，培养学生探究能力（三）情感与价值观培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质；培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。教学重点：元素化合价随原子序数的递增而变化的规律，微粒半径及大小的比较元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，探究能力的培养。教学难点：元素周期律教学过程： 一、原子序数(1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号。(2)数值：等于该元素原子的核电荷数。二、元素周期律（随着原子序数的递增） 核外电子层排布呈现周期性变化：每隔一定数目的元素，会重复出现原子“最外层电子从_1_个
7、递增到_8_个的情况（K层由12）2. 原子半径呈现周期性变化：具有相同的核外电子层数的原子，随着原子序数的递增，核对外层电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。影响原子半径大小的因素：电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）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倾向判断微粒半径大小的总原则是：1 电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；2 电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；3 电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+） r（Fe3+）4
8、 核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；5 若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接定性判断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。微粒半径大小的比较（1）原子半径大小比较：根据元素周期表中的位置判断 同一周期从左到右：原子半径 减小 ； 同一主族从上到下：原子半径 增大 。 讨论：电子层数（n值）越大，原子半径一定越大吗？（答： 不一定 ）例1原子半径： Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl 半径均比 Li 小 （2）离子半径 阳离子半径 小 于相应的原子半径。 阴离子半径 大 于相应的原子半径。 同一主族从上到下
9、：离子半径 增大 。 同一周期：阴离子半径 大 于阳离子半径。 电子层结构相同的离子：核电荷越大，半径越 小 。 例2 比较半径，按由大到小排序：S、 Cl、 Ca ： Ca S Cl ；S2、Cl、Ca2： S2 Cl Ca2 ；Na 、Mg 、 Al 、S 、 Cl ： Na Mg Al S Cl ；Na、Mg2、Al3、S2、Cl ： S2 Cl Na Mg2 Al 。例3 aX m+、bY n+、c Z n-、d R m- （m n）四种微粒的电子层结构相同。原子序数由大到小的顺序： a b c d ；离子半径由达到小的顺序： d R m- c Z n- bY n+ aX m+ 。 a
10、 与b 的关系：a = b + mn ； a 与 c 的关系：a = c + m + n ； b 与d 的关系：b = d + m + n 。3.元素的主要化合价呈现周期性变化 随着元素核电荷数的递增，元素最高正化合价由+1价递增到+7价（除氧、氟外），负化合价由-4价递增到-1价。注意：O、F无正价，金属无负价最高正化合价： 最低负化合价：0最高正化合价最外层电子数主族序数最高正化合价最低负化合价8既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；所有元素都有零价。4.元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化元素的金属性、非金属性强弱判断依据。（1）元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的
11、难易。元素最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱。金属间的置换。（2）元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性。最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。非金属间的置换。【实验探究1】第三周期元素性质的比较【实验1】Na 、Mg、Al和水的反应的比较： 金 属 NaMgAl与冷水反应现 象剧烈反应，产生大量气泡，溶液变红不反应不反应与沸水反应现 象缓慢反应，产生气泡，溶液变浅红色更缓慢，产生气泡，溶液变浅红色最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH 强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3 两性【实验2】Mg、Al与稀盐酸反应的比较： 金 属MgAl现 象反应剧烈
12、，产生大量气泡不如镁剧烈，产生气泡反应方程式Mg2HCl=MgCl2H22Al6HCl=2AlCl33H2结 论 镁的金属性比铝强 讨论 比较钠、镁、铝与水反应的难易程度：由易到难 比较钠、镁、铝与酸反应的难易程度：由易到难 比较钠、镁、铝的最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性：碱性： NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3规律：金属性 Na Mg Al （ 减弱 ）【探究活动2】Si、P、S、Cl四种非金属元素性质的比较SiPSCl单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照爆炸点燃反应气态氢化物稳定性极不稳定，在空气中自燃很不稳定 不稳定 稳 定最高价氧化物对应水化物的酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸（比H2SO4酸强）结论同周期从左到右，非金属性逐渐 增强 规律：第三周期元素： Na Mg Al Si P S Cl，（从左到右） 金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。【结论】在元素周期表中：同一周期从左到右，金属性逐渐减弱 ，非金属性逐渐增强 。用结构观点解释：同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,
