資源簡介

課題 第四章　元素周期律 第1節　原子結構與元素周期表
課型 新授課 課時 5課時
學習 目標 1.了解原子序數與原子結構間的關系。 2.了解元素周期表的編排原則，知道周期和族的表示方法。 3.了解元素周期表的基本結構，知道主族和副族的概念。 4.能從整體上把握元素周期表的結構，會正確表示元素在周期表中的位置。 5.以堿金屬元素和鹵族元素為例，了解原子結構與元素性質之間的關系，認識原子結構相似的一族元素在化學性質上表現出的相似性和遞變性。
6.知道核素和同位素的含義。
學習 重點 能從整體上把握元素周期表的結構，會正確表示元素在周期表中的位置；以堿金屬元素和鹵族元素為例，了解原子結構與元素性質之間的關系，認識原子結構相似的一族元素在化學性質上表現出的相似性和遞變性。
學習 難點 能從整體上把握元素周期表的結構，會正確表示元素在周期表中的位置；以堿金屬元素和鹵族元素為例，了解原子結構與元素性質之間的關系，認識原子結構相似的一族元素在化學性質上表現出的相似性和遞變性。
學情 分析 原子結構、周期表的相關內容理論性較強，如果處理不好會降低學生的學習興趣，甚至導致學生思維混亂。而實驗探究或問題探究式的教學，能激發學生的學習興趣，但一定要注意從學生已有的經驗出發，最大程度地調動學生主動思考問題的積極性，提高學生的邏輯思維水平。
核心 知識 強化并運用“周期表位置(位)—原子結構(構)—元素性質(性)”的系統認知模型， 發展“證據推理和模型認知”及“宏觀辨識與微觀探析”的學科核心素養。 鹵族元素性質的預測和驗證；同主族元素性質的相似性和遞變規律；周期表位 置、原子結構與元素性質的關系 運用“位置—結構—性質”模型分析和解決同主族元素的問題
教學內容及教師活動設計 （含情景設計、問題設計等內容） 學生活動設計 三次備課
20世紀初，原子結構的奧秘被揭示之后，人們對元素周期表的認識更加完善。那么，原子結構與元素周期表之間有怎樣的關系呢？ 原子結構 1.原子結構 原子序數=核電荷數＝核內質子數＝核外電子數（原子中） 質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N) 2.質量數 3.原子不帶電：核內質子數 = 核外電子數 陽離子帶正電荷：核內質子數 > 核外電子數 陰離子帶負電荷：核內質子原子不帶電：核內質子數 核外電子數 4.“各數”的定量關系 (1)電性關系 原子：質子數(Z)＝核外電子數 陰離子(Rn－)：質子數(Z)＝核外電子數－n 陽離子(Rn＋)：質子數(Z)＝核外電子數＋n 質量關系：對于原子及相應的離子均滿足：質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)。 二、原子核外電子的排布 1.核外電子的分層排布 （1）在多電子的原子中，電子的能量是不相同 （2））在離原子核近的電子，能量較低 （3）在離原子核遠的電子，能量較高 (4)核外電子的分層排布:由于核外電子的能量不同， 在不區域運動，即核外電子的分層運動 2.原子核外電子的排布規律（閱讀P87表，總結） (1)最外層電子數不超過8個(當K層為最外層時不超過2個)。 (2)次外層電子數不超過18個。 （3）倒數第三層電子數不超過 32個。 (4)各電子層最多能容納2n2個電子(n為電子層數)。 (5)核外電子總是盡可能先從能量最低內層 排起，當一層充滿后再填充下一層，即按K→L→M……由里向外（能量由低到高）的順序排列。 三.原子核外電子排布的表示方法 1.原子結構示意圖 (1)鈉的原子結構示意圖： 課堂練習 1.判斷下列說法是否正確 (1)原子呈電中性是因為中子不帶電(×　　) (2)質子數和中子數決定原子的質量(　√）　 (3)原子的質量數就是原子的相對原子質量(　　×) (4)微粒中的質子數與核外電子數一定相等(　×　) (5)某種氯原子的中子數是18，則其質量數是35，核外電子數是17(√　　) 2.今有A、B兩種原子，A原子的M層比B原子的M層少3個電子，B原子的L層電子數恰為A原子L層電子數的2倍，A和B分別是( D ) A．硅原子和鈉原子 B．硼原子和氫原子 C．氮原子和碳原子 D．碳原子和鋁原子 3.三種元素x、y、z的原子，最外層電子數之和為17，核內質子數之和為31，這三種元素是( C ) A．N、P、Cl B．P、O、S C．N、O、S D．O、F、Cl 4.有A、B兩種元素，已知元素A的核電荷數為a，且A3 與Bn＋的電子排布完全相同，則元素B的質子數為( B ) A．a n 3 B．a＋n＋3 C．a＋n 3D．a n＋3 元素周期表 【過渡】按照元素在周期表中的順序給元素編號，得到原子序數。在發現原子結構以后，人們發現，原子序數與元素的原子結構之間存在著如下關系： 原子序數=核電荷數＝質子數＝核外電子數 1.周期 元素周期表有個橫行，每一橫行稱為一個周期，元素周期表共有個周期。 2.族 現在常用的元素周期表有 個縱列，它們被劃分為 個族，包括 個主族，用A表示。 個副族，用B表示。 個第Ⅷ族(其中第 這3個縱行稱為第Ⅷ族)， 個0族。 族的別稱：第ⅠA族元素(除氫)稱為堿金屬元素；第ⅣA族元素稱為碳族元素；第ⅤA族元素稱為氮族元素；第ⅥA族元素稱為氧族元素；第ⅦA族元素稱為鹵族元素；0族元素稱為稀有氣體元素。 3.元素周期表的編排原則 (1) 橫行原則：把 電子層數 相同的元素，按 原子序數遞增 的順序從左到右排列。 (2) 縱列原則：把不同橫行中 最外層電子數 相同的元素，按 原子序數有小到大 的順序由上而下排列。 (3) 原子序數：按照元素 給元素編的序號。 (4) 原子序數與元素的原子結構之間的關系： 原子序數＝ 核電荷數 ＝ ＝ 核外電子數 。 4.元素周期表的結構 元素周期表有18個縱列：包括16族，7個主族（A), 8個副族〔7個副族（B)和1個Ⅲ族（8,9,10縱行〕 1個0族 主族序數 = 最外層電子數 5.元素、核素、同位素 核素 元素:具有相同　質子數(核電荷數)的一類原子的總稱 核素：具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子叫做核素。 同位素：質子數相同而中子數不同的同一種元素的不同原子互稱為同位素。即同一元素的不同核素之間互稱為同位素。 元素的相對原子質量 元素的相對原子質量——核素相對原子質量和豐度的平均值 同位素的應用 14C：在考古工作中由于測定文物的年代 在同位素中，有些具有放射性，利用放射性同位素釋放的射線來育種、給金屬探傷、診斷和治療疾病等。 課堂練習 2、在元素周期表中，第三、四、五、六周期所含元素種數分別是（ C ） A. 8、18、32、32 B. 8、8、18、18 C. 8、18、18、32 D. 18、18、32、32 2.下列敘述中正確的是（ C ） A. 除0族元素外，短周期元素的最高化合價在數值上都等于該元素所屬的族序數 B. 除短周期外，其他周期均有18種元素 C. 副族元素中沒有非金屬元素 D. 堿金屬元素是指第ⅠA族的所有元素 【思考】在編排元素周期表時為什么把最外層電子數相同的元素放在同一列？ 堿金屬元素 堿金屬元素原子結構的特點： ①相同點：堿金屬元素原子的最外層都有1個電子，
　　②不同點：堿金屬元素原子的核電荷數和電子層數各不相同。
（2）堿金屬元素性質的相似性和遞變性
　　①相似性：由于堿金屬元素原子最外層都只有一個電子，所以都容易失去最外層電子，都表現出很強的金屬性，化合價都是+1價。
　　②遞變性：隨著核電荷數的遞增，堿金屬元素原子的電子層數逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強，故從鋰到銫，金屬性逐漸增強。
堿金屬單質的性質
　　①化學性質：堿金屬單質都能與氧氣等非金屬單質反應，生成對應的金屬氧化物等化合物；都能與水反應，生成對應的金屬氫氧化物和氫氣；并且隨著核電荷數的遞增，堿金屬單質與氧氣、水等物質的反應越來越劇烈。
　　4Li+O22Li2O
　　2Na+O2Na2O2
　　2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
　　2K+2H2O==2KOH+H2↑
與水反應 2Li + 2H2O = 2LiOH + H2 ↑ (較慢) 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑ (激烈) 2K + 2H2O = 2KOH + H2 ↑ (很激烈 2M + 2H2O = 2MOH + H2 ↑ 堿金屬單質與水的反應逐漸減弱 元素金屬性強弱的判斷依據： 1）.根據金屬活動順序表判斷，越靠前，金屬性越強 2）元素的金屬性越強，其單質與水或非氧化酸反應置換出 氫氣就越容易；（或置換出氫氣越容易，金屬性越強） （3）元素的金屬性越強，它最高價氧化物對應的水化物堿性越強。（或最高價氧化物對應的水化物堿性越強，金屬性越強。） 4）相互間的置換：強置換弱，但在水溶液中無法實現，堿金屬單質比較活潑，先與水反應 堿金屬單質物理性質 相似性：除銫外，其余都呈銀白色；都比較柔軟；有延展性；導電性和導熱性也都很好；堿金屬的密度都比較小，熔點也都比較低。
遞變性：隨著核電荷數的遞增，堿金屬單質的密度依次增大（鉀除外）；熔沸點逐漸降低。
鹵族元素 1.原子結構的特點
①相同點：最外層電子數都是7個。
　　②不同點：核電荷數和電子層數不同。 2.鹵族元素性質的相似性和遞變性
　　①相似性：最外層電子數都是7個，化學反應中都容易得到1個電子，都表現很強的非金屬性，其化合價均為－1價。
　　②遞變性：隨著核電荷數和電子層的增加，原子半徑逐漸增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減弱，元素原子的得電子能力逐漸減弱，元素的非金屬性逐漸減弱，鹵素單質的氧化性逐漸減弱。 3.鹵族元素物理性質 隨著核電荷數的遞增，鹵素單質的顏色逐漸加深；狀態由氣→液→固；密度逐漸增大；熔沸點都較低，且逐漸升高。 鹵素單質的化學性質 （1）鹵素單質與氫氣反應 隨著核電荷數的增多，鹵素單質（F2、Cl2、Br2、I2）與氫氣反應的劇烈程度逐漸減弱，生成的氫化物的穩定性逐漸減弱：HF>HCl >HBr >HI；元素的非金屬性逐漸減弱：F>Cl>Br>I。
（2）鹵素單質間的置換反應
將少量氯水分別加入盛有NaBr溶液和KI溶液的試管中，用力振蕩后加入少量四氯化碳，振蕩、靜置。 靜置后，液體均分為兩層。上層液體均呈無色，下層液體分別呈橙色、紫色。
①2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2
②2KI+Cl2==2KCl+I2 將少量溴水加入盛有KI溶液的試管中，用力振蕩后加入少量四氯化碳，振蕩、靜置。 靜置后，液體分為兩層。上層液體呈無色，下層液體呈紫色。 ③2KI+Br2==2KBr+I2 隨著核電荷數的增加，鹵素單質的氧化性逐漸減弱：Cl2>Br2>I2 元素非金屬性強弱比較： ①單質與氫氣反應越容易，元素的非金屬性越強 ②氣態氫化物越穩定，對應元素的非金屬性越強 ③最高價氧化物對應的水化物的酸性越強，對應元素的非金屬性越強 ④相互間的置換，即活潑置換不活潑 ⑤非金屬陰離子的還原性 如：Cl-< Br- < I- 【小結】同主族元素的性質與原子結構的關系 結論：同主族元素從上往下電子層數依次增多，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱。所以金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。 【例1】下列對堿金屬性質的敘述中，正確的是（ C ） A. 單質都是銀白色的柔軟金屬，密度都比較小 B. 單質在空氣中燃燒生成的都是過氧化物 C. 堿金屬單質與水反應生成堿和氫氣 D. 單質的熔、沸點隨著原子序數的增加而升高 【總結升華】根據堿金屬物理性質、化學性質的相似性和遞變性分析，同時注意其中的特殊性。 【例2】按氟、氯、溴、碘四種元素的順序，下列性質的遞變規律不正確的是（ C ）
A．單質的密度依次增大
B．單質的熔、沸點依次升高
C．Cl2可從KBr溶液中還原出Br2
D．單質都能與H2化合，且逐漸變難 【總結升華】掌握同一主族元素原子及單質從上到下的性質遞變性，并善于與堿金屬元素對比，是學習知識和培養各種能力的關鍵。
課堂練習 1、下列敘述中錯誤的是（ B ）
A．隨著電子層數增多，堿金屬的原子半徑逐漸增大
B．堿金屬單質都具有強還原性，它們的離子都具有強氧化性
C．堿金屬單質的熔沸點隨著核電荷數的增大而降低
D．堿金屬元素在自然界里都是以化合態存在的
2、下列關于堿金屬某些性質的排列中，正確的是（ A ） A. 原子半徑：LiNa>K>Rb>Cs 3、下列關于鹵化氫的說法中不正確的是（ A ） A．鹵素原子半徑越大，氫化物越穩定
B．鹵素原子半徑越大，氫化物越不穩定
C．鹵化氫的穩定性為：HF＞HCl＞HBr＞HI
D．鹵素單質與氫氣越難反應，生成物越不穩定
4、下列物質中，酸性最強的是（　D　） A. H4SiO4 B. H3PO4 C. H2SO4 D. HClO4 5、隨著鹵素原子半徑的增大，下列遞變規律正確的是（ B ） A. 單質的熔沸點逐漸降低 B. 鹵素離子的還原性逐漸增強 C. 氣態氫化物穩定性逐漸增強 D. 單質的氧化性逐漸增強 豐富多彩的物質世界是由一百多種元素組成的？那么，這些元素之間有什么內在聯系嗎？它們是如何相互結合形成多種多樣的物質呢？ 請學生根據課本P93，稀有氣體元素原子的電子層排布，從中你能發現什么規律？ 思考與討論： 根據課本95頁的表格進行思考討論。你能發現周期序數與原子核外電子層數有什么關系嗎？ 請學生寫出堿金屬元素的原子結構示意圖，它們的原子核外電子排布有什么特點？ 從哪一點能夠推斷出堿金屬元素的化學性質具有相似性？ 從實驗現象比較鉀，鈉與水反應的難易程度。由此，你能推斷出鋰與水反應的難易程度嗎？ 通過比較堿金屬與水反應的程度，你能發現與它們的原子結構有什么關系嗎？ 根據上面的學習，你能推斷出堿金屬元素化學性質的相似和遞變規律嗎？ 請學生寫出鹵族元素的原子結構示意圖，它們的原子核外電子排布有什么特點？ 從哪一點能夠推斷出鹵族元素的化學性質具有相似性？ 根據鹵素的原子結構，能否推測氟，氯，溴，碘在化學性質上表現出的相似性和遞變性？
板書設計（含思維導圖） 一、原子結構 質量數（A）=質子數（Z）十中子數（N） 二、元素周期表 1，元素周期表的結構 2、核素 三、堿金屬元素 1、堿金屬化學性質 2丶堿金屬物理性質 四、鹵素元素 1、鹵素元素的物理性質 2、鹵素元素的化學性質
作業設計 教程習題： 教輔書 補充習題： 其他任務
教學反思

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