原子结构与元素性质第一课时教案

原子结构与元素性质第一课时教案一、教学目标1.知识与技能目标了解元素原子核外电子排布的基本规律，能画出118号元素的原子结构示意图。了解元素原子半径、主要化合价随原子序数递增的周期性变化规律。认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，理解元素周期律的实质。2.过程与方法目标通过对118号元素原子结构及性质的探究，培养学生观察、分析、归纳总结的能力。经历运用图表、数据等处理信息的过程，提高学生的数据处理和逻辑推理能力。3.情感态度与价值观目标通过对元素周期律的探究，培养学生严谨的科学态度和勇于探索的精神。体会元素周期律在化学学习中的重要意义，激发学生学习化学的兴趣。

二、教学重难点1.教学重点元素原子核外电子排布规律。元素原子半径、主要化合价随原子序数递增的周期性变化规律。元素周期律的实质。2.教学难点原子核外电子排布的规律，特别是最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。元素原子半径、主要化合价周期性变化的原因。

三、教学方法讲授法、讨论法、探究法相结合

四、教学过程

（一）导入新课（5分钟）【教师】展示一些常见元素组成的物质图片，如氧气（O₂）、氢气（H₂）、水（H₂O）、二氧化碳（CO₂）、氯化钠（NaCl）等，引导学生思考这些物质中的元素是如何构成的，它们的性质又有哪些特点。【提问】我们知道物质是由元素组成的，不同元素的原子结构不同，那么元素的性质与原子结构之间有怎样的关系呢？这就是我们本节课要探究的内容原子结构与元素性质。

（二）知识讲解1.原子核外电子的排布规律（15分钟）【教师】讲解原子核外电子的运动状态具有量子化的特征，电子在原子核外是分层排布的，不同的电子层具有不同的能量。【提问】如何表示电子层呢？【学生】回答用n表示，n=1、2、3、4、5、6、7......分别对应K、L、M、N、O、P、Q电子层。【教师】展示电子层模型图片，进一步说明各电子层的能量高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。【讲解】原子核外电子排布遵循以下规律：能量最低原理：电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层里。各电子层最多容纳的电子数是2n²个。例如，K层最多容纳2×1²=2个电子，L层最多容纳2×2²=8个电子。最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。【举例】以钠原子（Na）为例，说明其核外电子排布。钠原子有11个电子，根据能量最低原理，先排满K层（2个电子），再排满L层（8个电子），最后1个电子排在M层，其原子结构示意图为。【练习】请学生画出118号元素的原子结构示意图，教师巡视指导，纠正学生出现的错误。

2.元素原子半径的周期性变化（15分钟）【教师】展示118号元素的原子半径数据表格（如下表），引导学生观察原子半径随原子序数的变化规律。

|元素|原子半径/pm|元素|原子半径/pm||::|::|::|::||H|37|Li|152||He|/|Be|111||B|88|B|82||C|77|N|75||O|74|F|71||Ne|/|Na|186||Mg|160|Al|143||Si|117|P|110||S|104|Cl|99||Ar|/|

【学生】分组讨论，尝试总结规律。【小组代表发言】随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化。同一周期，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族，从上到下原子半径逐渐增大。【教师】进一步解释原因：同一周期元素，电子层数相同，从左到右核电荷数依次增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐增强，所以原子半径逐渐减小。同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。

3.元素主要化合价的周期性变化（15分钟）【教师】展示118号元素的主要化合价表格（如下表），让学生观察化合价随原子序数的变化情况。

|元素|主要化合价|元素|主要化合价||::|::|::|::||H|+1、1|Li|+1||He|/|Be|+2||B|+3|C|+4、4||N|+5、+4、+3、+2、+1、3|O|2||F|1|Ne|/||Na|+1|Mg|+2||Al|+3|Si|+4、4||P|+5、+3、3|S|+6、+4、2||Cl|+7、+5、+3、+1、1|Ar|/|

【学生】思考并总结规律。【小组代表发言】同一周期，从左到右元素的最高正化合价逐渐升高（从+1价到+7价），最低负化合价从ⅣA族开始，绝对值逐渐减小（从4价到1价）。同一主族，元素的最高正化合价和最低负化合价基本相同。【教师】讲解原因：同一周期元素，从左到右原子最外层电子数逐渐增多，元素的最高正化合价等于最外层电子数（F、O除外）；最低负化合价等于最外层电子数8。同一主族元素，最外层电子数相同，所以主要化合价相似。

（三）课堂小结（5分钟）【教师】引导学生回顾本节课所学内容，总结如下：原子核外电子排布遵循能量最低原理、各电子层最多容纳2n²个电子、最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）、次外层电子数不超过18个、倒数第三层电子数不超过32个等规律。元素原子半径、主要化合价随原子序数的递增呈现周期性变化。同一周期，从左到右原子半径逐渐减小，最高正化合价逐渐升高，最低负化合价绝对值逐渐减小；同一主族，从上到下原子半径逐渐增大，主要化合价相似。元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，这就是元素周期律的实质。

（四）课堂练习（10分钟）1.下列原子结构示意图中，正确的是（）A.B.C.D.

2.下列微粒半径大小比较正确的是（）A.Na⁺＜Mg²⁺＜Al³⁺＜O²⁻B.S²⁻＞Cl⁻＞Na⁺＞Al³⁺C.Na＜Mg＜Al＜SD.Cs＜Rb＜K＜Na

3.某元素最高正价与最低负价的绝对值之差为4，该元素的离子与跟其核外电子排布相同的离子形成的化合物是（）A.K₂SB.MgOC.MgSD.NaF

【学生】独立完成练习，教师巡视并及时给予指导和纠正。

（五）布置作业（5分钟）1.书面作业：完成课本相关练习题。2.拓展作业：查阅资料，了解元素周期律在实际生产生活中的应用。

五、教学反思通过本节课的教学，学生对原子核外电子排布规律有了初步的认识，能够画出118号元素的原子结构示意图，并理解了元素原子半径、主要化合价随原子序数递增的周期性变化规律以及元素周期律的实质。