曙光学校人教版高中化学教学设计

曙光学校人教版高中化学教学设计

高一年级

必修2

编委：周佳

目录

第一章物质结构元素周期律....................................1

第一节元素周期表.......................................主备教师周佳

第二节元素周期律.......................................主备教师周佳

第三节化学键...........................................主备教师周佳

第二章化学反应与能量........................................23

第一节化学能与热能.....................................主备教师周佳

第二节化学能与电能.....................................主备教师周佳

第三节化学反应的速率和限度.............................主备教师周佳

第三章有机化合物............................................41

第一节最简单的有机化合物——甲烷.......................主备教师周佳

第二节来自石油和煤的两种基本化工原料...................主备教师周佳

第三节生活中两种常见的有机物...........................主备教师周佳

第四节基本营养物质.....................................主备教师周佳

第四章化学与自然资源的开发利用..............................64

第一节开发利用金属矿物资源和海水资源...................主备教师周佳

第二节资源综合利用环境保护...........................主备教师周佳

第一章物质结构元素周期表

第一章物质结构元素周期表

第一节元素周期表

第1课时元素周期表

主备教师周佳

一、内容与解析

本节课要学的内容是元素周期表的结构，指的是元素周期表中元素的排布规则以及周期表的结构，

其关键是元素周期表的结构。理解它关键就是要了解元素周期表中每个族和每个周期的特点。在初中，

学生已经学过原子结构和元素原子的最外层电子数决定元素化学性质的特点，并且初步的认识了元素周

期表。本节课的内容元素周期表就是在此基础上对元素周期表的认识进一步的加深和提高。由于它还与

后一节元素周期律有关，是学习周期律的基础，而且元素周期表和周期律是学习元素和化合物的重要基

础，所以在本学科有重要的地位，是本学科的重要内容。教学的重点是元素周期表的结构，解决重点的

关键是正确认识元素的原子结构和周期表中族和周期的关系。

二、教学目标与解析

教学目标：

1、知道元素周期表中元素的编排原则；

2、认识元素周期表的结构。

目标解析：

1、知道元素周期表中元素的编排原则，就是要知道元素周期表中按照核电荷数依次排列，把化学性

质相同的元素放在同一纵行。

2、认识元素周期表的结构，就是要知道周期表中有多少个行和多少个列，每行包含有多少种元素，

知道元素周期表分为多少个周期和多少个族。了解元素原子结构和周期表中族、周期的关系，能根据元

素的原子序数或原子结构示意图说出元素在周期表中的位置或根据元素在周期表中的位置说出该元素的

原子序数、画出原子结构示意图。

三、问题与诊断分析

在本节的教学中，学生可能遇到的问题是原子结构与元素在周期表的位置的相互推断。产生这一问

题的原因是学生对元素周期表不熟悉，在中学阶段，我们只掌握「20号元素的原子结构特点。要解决这

一问题的关键是要求学生必须熟练掌握第一至第四周期、主族元素和零族元素的元素名称、元素符号、

原子序数和在周期表中的位置。

四、教学支持条件分析

在本节课的教学中，使用Powerpoint、电子白板，因为使用Powerpoint、电子白板有利于老师展

示元素周期表、元素原子结构示意图等等，使学生能够直观认识到元素周期表的结构特点，也能节约课

堂教学时间。

五、教学过程

【引入】阅读第一、二自然段，第一张元素周期表是谁画的？现行的元素周期表和最初的元素周期表主

要发生了什么变化？

（俄国化学家门捷列夫按照相对原子质量的大小将元素排序，化学性质相同的放在同一个纵行画出

了第一张元素周期表。现行的周期表按照核电荷数的大小排列。）

【问题一】：原子是怎么构成的？

【设计意图】：复习元素的原子结构，由学生总结出核电荷数和质子数、核外电子数有何关系。

【师生活动】：膨：（1）核电荷数和质子数、核外电子数有何关系？

（2）什么是原子序数？原子序数和核电荷数有何关系？

（3）由此你能得出什么结论？

「核外电子（带负电）

原子《「质子（带正电）

（不显电性）”

［原子核］

（核电荷数）〔中子（不带电）

原子序数是按照元素在周期表中顺序给元素的编号。

所以，在原子中有：

原子序数=核电荷数=质子数=电子数

【问题二】：元素周期表中元素的编排原则，现行的元素周期表结构有什么特点？

【设计意图】：认识元素周期表，了解元素周期表中族和周期与原子的结构之间的关系。

【师生活动】：

［问题1］:周期表中周期和族划分的依据是什么？周期表中有多少个周期？每周期有多少种元素？周期表

中有两个特殊的位置，镯系和钢系，这些元素在周期表中什么位置？

注：元素周期表中，将电子层数相同的元素放在同一周期，最外层电子数相同的元素放在同•族。

j短周期（一、二、三行）（元素有2、8、8种）

周期］长周期（四、五、六行）（元素有18、18、32种）

锢57La一错LU共15种元素称偶系元素

【不完全周期（七行）（元素有26种）71

蒯89AC一镑网反共15种元素称舸系元素

周期序数=电子层数

【例题1】：某元素的离子是X,的核外电子排布与氯原子相同，该元素在（）

A.第三周期B.第四周期C.第二周期D.第五周期

答案：B

［问题2］：在周期表中共有多少列？分为哪些族？在周期表的18个纵行16个族中，各族从左到右的排列

顺序如何？

r主族（1、2、13、14、15、16、17歹（］）A族

族J副族（3、4、5、6、7、11、12列）B族

零族（18列）

I第VIH族（8、9、10列）

主族序数=最外层电子数

【例题2】：某元素的原子最外电子层上只有2个电子，该元素（）

A.一定是nA族元素B.一定是金属元素C.一定是HB族元素D.可能是金属元素

答案：D

变式练习：下列各组中的元素用原子序数表示，其中都属于主族元素的一组元素是（）

A.14、24、34B.26、31、35C.5、15、20D.11、17、18

答案：C

【问题三】：原子结构与元素周期表的位置的相互推断

【设计意图】：掌握元素原子结构和元素周期表的关系。

【师生活动工

思考：（1）根据周期表结构，推测原子序数为17号的元素在周期表中哪一周期？哪一族？（氯元素，在

第三周期，第VHA族）

（2）某元素的原子序数为13,根据周期表结构，推测它是哪一种元素，并描述它在周期表中的位

置，画出原子结构示意图。

规律：可以根据原子结构示意图判断，画出原子结构示意图，周期序数=电子层数，主族序数=最

外层电子数。可以记住每一周期后稀有气体元素的序数，在进行推导。

六、目标检测

1、在周期表中，第三、四、五、六周期元素的数目分别是（）

A.8、18、32、32B.8、18、18、32

C.8、18、18、18D.8、8、18、18

2、由短周期元素和长周期元素共同组成的族可能是（）

A.0族B.主族C.副族D.VH［族

3、现行元素周期表中已列出112种元素，其中元素种类最多的周期是（）

A.第四周期B.第五周期

C.第六周期D.第七周期

答案：LB2.B3.C

七、课堂小结

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

主族序数=最外层电子数周期序数=电子层数

”短周期（一、二、三行）（元素有2、8、8种）

［周期，长周期（四、五、六行）（元素有18、18、32种）

L不完全周期（七行）（元素有26种）

元素周期表结构＜

r主族（1、2、13、14、15、16、17列）A族

、族J副族（3、4,5、6、7、11、12列）B族

零族（18列）

、第VHI族（8、9、10列）

第一章物质结构元素周期表

第一节元素周期表

第2课时核素同位素

主备教师周佳

一、内容与解析

本节课要学的内容是质量数、核素和同位素的概念，其关键是核素的概念。理解它的关键就是要知

道核素是由质子数和中子数不同的一种原子。在初中，学生已经学过元素的概念，认识到元素是由质子

数相同的一类原子的总称。本节课核素和同位素的概念就是在此基础上进一步认识元素，有利于学生进

一步的认识元素周期表。教学重点是核素和同位素的概念，解决重点的关键是在理解质量数概念的表示

方式的基础上，以氢元素的同位素气、笊、瓶入手理解元素、核素和同位素之间的联系。

二、目标及解析

教学目标：

1、了解质量数的概念；

2、了解核素和同位素的概念。

目标解析：

1、了解质量数的概念，就是要知道原子的构成，同时会用质量数等表示原子，根据关系进行有关计

算；

2、了解核素和同位素的概念，就是知道元素、核素的本质不同，以及元素、核素和同位素之间的关

系。

三、问题诊断分析

在本节的教学中，学生可能遇到的问题是核素和同位素的判断，产生这一问题的原因是学生对它们

的概念理解不透彻。要解决这•问题的关键是要求学生首先理解概念，同时通过练习将知识巩固.

四、教学支持条件分析

在本节课的教学中，使用Powerpoint、电子白板，因为使用Powerpoint、电子白板有利于老师展示

元素原子结构等等，使学生能够找到质量数、质子数、中子数间的关系，也能节约课堂教学时间。

五、教学过程

【复习引入】

原子的构成：r质子（带正电）

「原子核-

原子JI中子（不带电）

【核外电子（带负电）

【问题1：原子质量和相对原子质量之间有什么关系？

【设计意图】：了解原子结构，分析原子质量和相对原子质量之间的联系。

【师生活动】：

［分析］

质量/kg相对质量电性和电量/C

质子1.673X10271.007+1.602X1019

中子1.675X10271.0080

电子9.109X10311/1836-1.602X1019

原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对原子质量都近似为1,如果忽略电子的质量。

将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。

所以在原子中有：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

Ay

应用：用质量数表示某种原子ZA

【问题二】：我们知道同种元素原子的原子核中质子数是相同的，那么中子数呢？

【设计意图】：引出核素和同位素的概念

【师生活动】：它表示的含义是什么？

（一个质量数为1,质子数为1的氢原子。）

［科学探究］：1、填写下表，总结A与相对原子质量的关系。

原子质子数（Z）中子数（N）质子数+中子数（A）

F10

Na12

Al14

精确的测定结果表明，同种元素原子的原子核中中子数不一定相同，如上表中。把具有一定数目的

质子和一定数目的中子的-种原子叫做核素，如;H、彳H、就各为一种核素。质子数相同而中子

数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

【例题1】下列各组中属于同位素关系的是（）

40〃404039rr

A.19K与2＜）CaB.T2O与H2Oc.19A与19KD.金刚石与石墨

答案：C

变式练习：A、B为短周期元素，B3+比A?一离子少一个电子层，若A的原子序数为n,则B的原子序数

为（）

A.n+5B.n+11C.n—3D.n+3

答案：c

【问题三】：元素、核素、同位素的不同和联系。在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原

子呢？

【设计意图】：让学生更深刻理解核素和同位素的概念，同时了解它们的用途。

【师生活动工同位素有的是天然存在的，而且相互间保持一定的比率。元素的相对原子质量就是按照各

种同位素原子所占的一定百分比算出的平均值。同位素中，有些具有放射性，称为放射性元素。考古时

利用"C测定一些文物的年代，211和3H用于制造氢弹。

六、目标检测

1、有以下一些微粒：①②褐K③貂Ca@6C⑤耨Ar

其中互为同位素的是和

质量数相等但不能互为同位素的是和

中子数相等，但质子数不等的是和。

2、下列各组中属于同位素的是（）

A、40K与超CaB、T2O和H2OC、*>K与39KD、金刚石与石墨

3、\xa>b各代表什么？

ab

答案：1.①和④③和⑤②和③2.C3.质量数质子数

七、课堂小结

1、质量数、质子数和中子数之间的关系及原子构成的表示方法

2、核素和同位素的概念

第一章物质结构元素周期表

第一节元素周期表

第3课时元素性质与原子结构

主备教师周佳

一、内容与解析

本节课要学的内容是元素性质与原子结构的关系，指的是通过学习碱金属和卤素的物理性质和化学

性质，了解性质与原子结构之间的联系。其关键是理解碱金属和卤素性质的相似性和递变性.理解它的

关键是掌握碱金属和卤素原子结构的相似和变化。之前，已学习元素周期表的结构，初步认识同主族元

素结构的特点，本节课的内容碱金属和卤素的性质就是在此基础上更深一层认识元素周期表。由于它还与

元素周期律有关，为元素周期律的学习打好基础，是本学科的基础内容。教学重点是元素性质与原子结

构的关系，解决重点的关键是掌握碱金属和卤素性质的相似和递变规律。

二、教学目标与解析

教学目标：

1、了解碱金属和卤素单质的物理性质和化学性质；

2、掌握碱金属和卤素单质的性质与原子结构的关系。

目标解析：

1、了解碱金属和卤素单质的物理性质和化学性质，就是要知道碱金属的密度、熔沸点等及与水、

酸和非金属单质反应的递变规律，卤素单质颜色状态、密度、熔沸点等及与氢气反应的递变规律。

2、掌握碱金属和卤素单质的性质与原子结构的关系，就是要知道用原子结构理论来解释他们性质

的相似和递变规律。

三、问题与诊断分析

在本节的教学中，学生可能遇到的问题是多数同学对同主族元素性质的递变规律上的运用存在困

难。产生这一问题的原因是学生对原子结构和性质之间的关系模糊不清。要解决这一问题的关键是要求

学生必须熟练结构与性质的关系，通过掌握原子结构推导出元素的相关性质，在练习中把学生存在的问

题，一一指导解决。

四、教学支持条件分析

在本节课的教学中，使用Powerpoint、电子白板，因为使用Powerpoint、电子白板有利于老师展示

元素周期表、元素原子结构示意图、元素性质的递变等等，使学生能够发现碱金属和卤素性质的相似性

和递变性，也能节约课堂教学时间。

五、教学过程

【引入】活泼的金属元素Na的性质是我们所熟知的，现象是本质的反应，宏观是微观的体现。现在让

我们从原子结构这一微观角度来研究微观结构与宏观性质的关系。

【问题一】：碱金属元素在元素周期表中的位置？碱金属元素的原子结构有什么共同之处？

【设计意图】：认识碱金属元素的原子结构，了解它们结构的相似和变化。

【师生活动】：［科学探究1］请同学们看书本P5,并完成该表。由此可以得出什么结论？

结论：1.核电荷数从Li到Cs逐渐增多。2.最外层电子数都相同为1。

3.电子层数依次增多，从2层增大到6层。

【问题二】：碱金属的化学性质有没有共同之处呢？回忆钠有哪些化学性质？

【设计意图工探讨碱金属单质的化学性质，并通过与钠的化学性质比较分析碱金属单质性质的异同。

［实验1］取钾、钠各一粒，分别放在石棉网上的左、右两边，同时加热。观察实验的现象。

［现象］Na、K与O2反应

NaK

现象易燃烧，火焰呈黄色易燃烧，透过蓝色钻玻璃观察火焰呈紫色

结论Na、K都易与O2反应，K先燃烧

问题1：从钾、钠与氧气的反应实验中，请总结出碱金属与氧气的反应有什么相似性、递变性？

相似性：碱金属都能与氧气反应。

递变性：周期表中碱金属从上往下，与氧气的反应越来越剧烈。

［实验2］钾、钠与水的反应：取两烧杯，放入相同量的水，然后分别取绿豆大的钾、钠各一粒同时分别放

入两烧杯中，观察实验的现象。

［现象］Na、K与H2O反应

NaK

现象(1)钠浮在水面上(1)熔化成银白色

(2)熔化成银白色(2)小球在水面四处游动

(3)在水面四处游(3)溶液呈红色

(4)溶液呈红色(4)有轻微爆炸

反应方程式2Na+2H2O===2NaOH+H2t2K+2H2O====2KOH+H2t

结论Na,K都易与水反应，但K比Na反应更剧烈

问题2：根据钾、钠与水反应的实验，请请总结出碱金属与水反应有什么相同点、不同点？生成的碱性

氢氧化物的碱性如何变化？

相似性：碱金属与水反应都生成氢氧化物和氢气。

递变性：周期表中碱金属从上往下，与水的反应越来越剧烈，生成氢氧化物的碱性越来越强。

【例题1】：下列单质中，与水或酸反应最剧烈的是()

A.KB.NaC.MgD.A1

答案:A

［过渡］以上我们学习的是碱金属的化学性质，下面我们来学习碱金属的物理性质。

［科学探究2］根据碱金属的物理性质表格，请总结碱金属的物理性质有什么共性、递变性？

3

碱金属单质颜色和状态密度(g/cm)熔点（C）沸点（C）原子半径（run）

Li银白色，柔软0.534180.513470.152

Na银白色，柔软0.9797.81882.90.186

K银白色，柔软0.8663.657740.227

Rb银白色，柔软1.53238.896680.278

Cs略带金色光泽，柔软1.87928.40678.40.265

相似性：都是银白色固体（Cs略带金色），密度都较小、熔点都较低，是热和电的良导体。

递变性：碱金属单质自上而下，密度呈增大趋势，熔沸点逐渐降低。

问题3:碱金属有这样的相似性、递变性的本质愿用在哪里？

因为，同主族元素原子结构的最外层电子相同，性质相似；电子层数增多，原子半径的递变，性质

发生递变。随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能

力逐渐减小，最外层电子易失去，表现在参加化学反应时越来越剧烈，金属性增强。

【问题三】：根据卤素的原子结构特点，卤素在性质上有哪些相似性和递变性。

【设计意图】：借鉴推导碱金属元素性质递变规律的方法，结合已学过的氯元素的性质，比较与Ck的相

同与不同之处。

【师生活动】：

［科学探究I］

元素名元素核电荷数原子结构示意图最外层电子数电子层数原子半径

称符号

卤族氟0.71nm

兀素氯0.99nm

澳1.14nm

碘1.33nm

相似性：最外层电子数相同，均为7；

递变性：卤素随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引

能力逐渐减小，得电子能力越来越差，非金属性减弱。

［注J非金属性：非金属得到电子的能力。

非金属性强弱的判断依据：I、非金属单质与H2化合的难易程度；

2、非金属单质其气态氢化物的稳定性。

问题1：物理性质：

［科学探究2］根据下表，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性。

沸点溶点溶解度

卤素单质颜色和状态（常态）密度

℃℃（100g水中）

F2淡黄绿色气体1.69g/1(15℃)-188.1-219.6反应

黄绿色气体3.214g/l(0℃)-34.6-101226cm3

Cl2

3.119g/cm3

B「2深红棕色液体58.78-7.24.17g

(20℃)

12紫黑色固体4.93g/cm3184.4113.50.029g

相似性：有颜色，不易溶于水（氟除外），易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂（萃取原理）。

递变性：从氟到碘，单质的颜色逐渐加深，密度依次增大，熔点、沸点依次升高。

【例题1】下列关于卤素的叙述正确的是（）

A、卤素只以化合态存在于自然界中B、随核电荷数增加，单质熔沸点升高

C、随核电荷数增加，单质氧化性增强D、单质与水反应，均可用通式X2+H2O=HX+HXO表示

答案：B

问题2：卤族元素的化学性质：

（1）卤素单质与H2的反应

化学式跟氢气的反应反应化学方程式

在冷、暗处就能剧烈化合而爆炸，生成的氟化氢很稳定F2+H2=2HF（氟化氢）

F2

在光照或点燃下发生反应，生成的氯化氢较稳定

C12Ck+H2=2HC1（氯化氢）

B「2在加热至一定温度下才能反应，生成的澳化氢不如氯化氢稳定Br2+H?=2HBr（澳化氢）

12持续加热，缓慢的化合，碘化氢不稳定同时发生分解I2+H2=2HI（碘化氢）

卤素单质与水、碱反应的比较

单质与水的反应与碱的反应

2F+2HO=4HF+Of（剧烈）很复杂

F2222

Cl2C12+H2O=HC1+HC1O（能跟水反应）CI2+NaOH=NaCl+NaCIO+H2O

Br+HO=HBr+HBrOBr+NaOH=NaBr+NaBrO+HO

Br2222

2（比氯气跟水的反应更弱一些）

I+HO=HI+HIO（只有很微弱的反应）不写

I222

［总结］卤素与H2、H20,碱的反应，从氟到碘越来越不剧烈，条件越来越苛刻，再次证明了从结构上的

递变有结构决定性质。

卤素单质间的置换反应

［实验1-1］完成下列实验，观察现象。写出有关反应的化学方程式。

实验现象化学方程式

I.将少量新制的饱和氯水分

别加入盛有NaBr溶液和KI

溶液的试管中，用力振荡后加

入少量四氯化碳，振荡、静置。

2.将少量滨水加入盛有KI

溶液的试管中，用力振荡后加

入少量四氯化碳，振荡、静置。

［结论］再次证明了，结构决定性质，卤族元素从氟到碘，氧化性逐渐—

【例题2】.（2006全国高考理综I,7）下列叙述正确的是（）

A.同一主族的元素，原子半径越大，其单质的熔点一定越高

B.同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子

C.同一主族的元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点一定越高

D.稀有气体元素的原子序数越大，其单质的沸点一定越高

答案：B

变式练习：鉴别Cf、Br，I-可以选用的试剂是（）

A.碘水，淀粉溶液B.氯水，四氯化碳

C.淀粉，KI溶液D.硝酸银溶液，稀HNO3

答案：B

六、目标检测

1、下列单质中，与水或酸反应最剧烈的是（）

A.RbB.KC.MgD.Ca

2、卤素单质具有相似的化学性质，这主要是由于卤素（）

A.单质均为双原子分子

B.均为非金属元素

C.原子的最外层电子数相同，均为7个

D.原子核外电子层数依次增大

3、下列液体分别与碘水混合，充分振荡，静置后上层液体为紫色、下层液体为无色的是（）

A.四氯化碳B.酒精C.苯D.氯水

答案：LA2.C3.C

七、课堂小结

一、碱金属元素

1.结构：2.性质；3.性质变化规律

二、卤族元素

1.结构；2.性质；3.性质变化规律

第一章物质结构元素周期表

第二节元素周期律

第1课时原子核外电子排布

主备教师周佳

一、内容与解析

本节课要学的内容是原子核外电子排布和原子半径及元素化合价的变化规律，指的是元素周期表中

元素原子的核外电子排布、原子半径和元素化合价呈现出一定的变化规律。其关键是掌握原子半径和元

素化合价呈现周期性变化的规律。理解它关键就是要了解元素原子核外电子排布和原子半径、化合价之

间的联系。在初中，学生已经的学过1、18号元素原子结构和核外电子排布。本节课的内容就是在此基础

上对原子核外电子排布的认识进一步加深和提高。由于它还与后面元素周期律有关，是学习周期律的基

础前提。教学的重点是核外电子排布的一般规律，解决重点的关键是原子核外电子排布和原子半径、化

合价之间的联系。

二、目标及解析

教学目标：

1、了解原子核外电子的排布；

2、原子半径及元素化合价的变化规律。

目标解析：

1、了解原子核外电子的排布，就是要知道核外电子排布时的一般规律。

2、原子半径及元素化合价的变化规律，就是要知道原子半径和元素主要化合价随原子核电荷数的递

增，所呈现出的周期性变化。

三、问题诊断分析

在本节的教学中，学生可能遇到的问题是总结归纳能力较弱。产生这一问题的原因是学生在平时的

课堂教学中锻炼较少。要解决这一问题的关键是教师在教学过程中注意引导和学生能力的培养。

四、教学支持条件分析

在本节课的教学中，使用Powerpoint、电子白板，因为使用Powerpoint、电子白板有利于老师展示

大量图片和表格信息等，使学生能够直观认识到原子核外电子排布的特点以及分析归纳原子半径和化合

价的周期性规律，也能节约课堂教学时间。

五、教学过程

【复习引入】原子结构的知识，明确质子数、电子数、原子序数、核电荷数的关系。

【问题一】：阅读教材，思考在多电子的原子里，电子的能量是一样的吗？

【设计意图］引出电子层的概念，理解“洋葱式”的电子层模型。

【师生活动工

一、原子核外电子排布

［填空］:

1.原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。通常能量低的电子在离核一的区域运动,

能量高的电子在离核一的区域运动。

2.表示方法

电子层(n)1234567

对应符号KLMNOPQ

［小结］:在多电子的原子里，电子分别在不连续的电子层里运动，在原子核的引力场中，电子总是尽可

能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。

【问题二】：那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？

【设计意图】：了解核外电子排布的一般规律。

【师生活动】：

［投影］1~20号元素原子的核外电子排布

①能量由低到高，即由内到外，分层排布。电子总是尽先排布在能量较低的电子层②每层最多不超过

2n2③最外层电子不超过8个(K为最外层时不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32

个。

【例题1】：判断下列示意图是否正确？

、、、-一、、、、，一、、、、、、

A.289B.^12)210C.^3)12D.^54)2818206

y>>/，J，JJ/

答案：A.XB.XC.XD.X

变式练习：下列各题中的物质均由核电荷数为1〜10的元素组成。请按下列要求填写化学式：

(1)只有2个原子核和2个电子构成的分子是。

(2)1个最外层有5个电子的原子和3个只有1个电子的原子结合的分子是o

(3)由2个原子核10个电子结合而成的分子是。

答案：(1)4(2)NH3(3)LiF

【问题三I完成下列探究，随着核电荷数的增加，原子半径和主要化合价怎么变化呢？

【设计意图］归纳总结元素主要化合价的变化规律

【师生活动工

问题1：随着原子序数的递增，元素化合价呈现什么样的变化？

［科学探究1］标出1—18号元素的化合价，找出规律。

原子序数最高正价或最低负价的变化

1〜2+1

+1------►+4------►+5

3-10

-4------►-1

+1------►+4------►+7

11-18

-4——►-1

结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化(+1~+7)。

问题2：随着原子序数的递增，原子半径呈现什么样的变化？

［科学探究2］找出原子半径的递变规律

元素符号HHe

原子半径nm0.037—

元素符号LiBeBCNoFNe

原子半径nm0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071—

元素符号NaMgAlSiPSClAr

原子半径nm0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099—

总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐变小，呈现周期性变化。

［补充］、微粒半径大小的比较

1、原子半径大小的比较

同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。

同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。

2、离子半径大小的比较

（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较

电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力」心，半径减小。

（2）同主族离子半径大小的比较

元素周期表中从上到下，电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大。

（3）同一元素的不同离子的半径大小比较

同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大，高价阳离子半径三低价离子半径。

【例题2］（08年广东理科基础卷）下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是（）

①原子序数为15的元素的最高化合价为+3

②VDA族元素是同周期中非金属性最强的元素

③第二周期IVA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6

④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期HA族

A.①②B.①③C.②④D.③④

答案：C

六、目标检测

1、根据下列原子结构示意图回答（用编号回答）：

①②③④

⑴半径最小的是⑵具有最低负化合价的是

⑶只有还原性的是⑷只有氧化性的是

2、下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是（）

A.8B.14C.161）.17

答案：1.④④①④2.D

七、课堂小结

一、原子核外电子排布

1、电子的能量

2、电子层

二、元素周期律

1、元素原子结构的周期性变化

2、元素原子半径、主要化合价呈周期性变化

第一章物质结构元素周期表

第二节元素周期律

第2课时元素周期律

主备教师周佳

一、内容与解析

本节课要学的内容是元素周期律，指的是元素性质的周期性变化。其关键是掌握元素的金属性和非

金属性的变化规律.理解它的关键是理解原子结构的知识是研究元素周期律的理论基础，随着元素原子

核外电子的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现出周期性的变化。之前已经学习元

素周期表、原子结构以及他们之间的联系，本节课的内容元素周期律就是在此基础上进一步对元素周期

表的认识，并且学习元素周期律有利于学生学习元素化合物的性质、判断元素单质金属性和非金属性的

强弱。教学的重点是元素金属性和非金属性的变化规律，解决重点的关键是掌握原子结构和元素性质发

生周期性变化的关系。

二、目标及解析

教学目标：

了解元素金属性、非金属性的变化规律。

目标解析：

了解元素金属性、非金属性的变化规律，就是要知道随着原子序数的递增元素金属性和非金属性呈

现出周期律的变化。

三、问题诊断分析

在本节的教学中,学生可能遇到的问题是总结归纳能力较弱。产生这一问题的原因是学生在平时的

课堂教学中锻炼较少。要解决这一问题的关键是教师在教学过程中注意引导和学生能力的培养。

四、教学支持条件分析

在本节课的教学中，使用Powerpoint、电子白板、暴风影音，因为使用Powerpoint、电子白板、暴

风影音有利于老师展示大量图片和表格信息，让学生清楚的看到实验现象，使学生能够直观认识到原子

核外电子排布、原子半径、化合价和元素性质的周期性规律，也能节约课堂教学时间。

五、教学过程

【引入】上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布、半径和化合价都呈周期性变化。元素的金属性

和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性变化呢？这节课，我们就以

第三周期为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。

【问题一】：如何判断元素的金属性、非金属性强弱？

【设计意图工复习总结金属性和非金属性的判断依据，利于学生根据实验现象总结归纳。

【师生活动】：

性质强弱判断依据

金属性

非金属性

金属性强弱判断依据：

1.金属与H.0或与酸反应难易程度。

2.置换反应。

3.最高价氧化物对应水化物碱性强弱。

非金属性强弱判断依据：

1.非金属元素单质与比化合的难易程度。

2.气态氢化物的稳定性。

3.最高价氧化物对应水化物的酸性。

【问题二】：元素周期表中元素的金属性和非金属性呈现怎样的变化规律?

【设计意图］通过实验判断金属性或非金属性的强弱，总结变化规律。

【师生活动工

问题1:以第三周期为例，元素金属性强弱怎么变化？

［实验一］Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管

中，加入2~3ml水，并滴入两滴酚醐溶液。观察现象。

过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。

NaMgAl

与冷水反应现象

化学方程式

与沸水反应现象Mg带表面有气泡；Mg带表面变红

化学方程式Mg+2H20=Mg(0H)21+H2t

结论Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，A1与水不反应

最高价氧化物对应的水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3

碱性强弱中强碱

［实验二］Mg、Al与稀盐酸反应比较

MgA1

现象反应迅速，放出大量的H2

反应方程式

结论Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出Hz,但Mg比Al更剧烈

［实验总结］Na、Mg、Al与水反应越来不越剧烈，对应氧化物水化物的碱性越来越弱，金属性逐渐减弱。

［问题2］:以第三周期为例，元素非金属性强弱怎么变化？

【师生活动工

SiPSC1

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或点燃时发生爆炸

而化合

最高价氧化物对应的水化物H2SiO3H3PolH2sHClOi

（含氧酸）酸性强弱弱酸中强酸强酸强酸（比HzSO」酸性强）

结论第三周期的非金属Si、P、S、C1的非金属性逐渐增强

［总结］第三周期元素NaMgAlSiPSCl,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。如果我们对其

他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现

周期性的变化，所以，在元素周期表中，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

［思考］写出1-18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。

［讲解］原子结构周期性变化（核外电子排布、原子半径）决定元素性质周期性变化（元素的化合价、元

素的金属性、元素的非金属性）即元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这就是元素周期

律。

【例题2］：下列关于元素性质递变规律的叙述错误的是（）

A.0、F、N原子半径依次减小

B.P、S、C1最高正化合价依次增大

C.Na、Mg、Al原子最外层电子数依次增大

D.Li、Na、K金属性依次增强

答案：A

变式练习：有A、B、C、D四种非金属元素：A、B原子在反应中各结合1个电子，形成稳定的结构，且

B-的还原性小于A-的还原性；氢化物稳定性HDVHA；原子序数C〈D,且C、D的稳定结构的核外电子数相

等。则这四种元素非金属性由强到弱的排列顺序是（）

A.A、B、C、DB.B、A、C、DC.A、B、D、CD.B、A、D、C

答案：D

六、目标检测

1.下列排列顺序错误的是（）

A.原子半径：0<S<NaB.稳定性：PHDH^NIb

C.酸性:H3P0.<H2S01<HC101D.碱性:Al（0H）3<Mg（0H）2<Na0H

2.气态氢化物按稳定性递增顺序排列的一组是（）

A.NH：,、HF、PkHC1B.SiH.<>PH3>HC1、HF

C.SiH」、PHs、HQ、H2sD.CH,、NL、PH：,、HC1

答案：l.B2.B

七、课堂小结

1.第三周期元素性质变化规律

Na、Mg,Al、Si、P、S、Cl

金属性逐渐减弱性鲤性逐渐增强、

2.同周期元素性质递变规律

从左到右，金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强

3.元素周期律

（1）定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。

（2）实质:核外电子排布的周期性变化。

第一章物质结构元素周期表

第二节元素周期律

第3课时元素周期律的应用

主备教师周佳

一、内容与解析

本节课要学的内容是归纳''位、构、性”的关系和掌握元素周期表和元素周期律的应用，指的是元素

在元素周期表中的位置（简称''位"）反映了元素的原子结构（简称''构"），而元素的原子结构则决定、

影响着元素的性质（简称''性"”研究元素周期表和元素周期律的意义。其关键是掌握元素周期表和元

素周期律的应用。理解它关键就是要了解元素周期表中金属元素、非金属元素分区，掌握元素化合价与

元素在元素周期表中位置的关系。之前我们已经学习了元素周期表，知道了周期表中元素原子的半径、

元素的化合价和性质的周期性变化规律。本节课的内容就是在此基础上对元素周期表和元素周期律的知

识进行归纳总结，并应用