化学选修三《物质结构与性质》全本教案

选修三《物质结构与性质》教案（上）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］物质的组成与结构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［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KLMNOPQ……最多电子数28183250……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KLMNO……能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f……最多电子数2262610261014……各能层电子数28183250……[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（）A6sB2dC3fD7p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：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……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：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……［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KLMNO1氢H1s12氦He1s23锂Li1s22s14铍Be5硼B1s22s22p1……10氖Ne1s22s22p611钠Na12镁Mg1s22s22p63s213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]3d104s1Ag[Kr]4d105s1Au[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]2s22p4Si：[Ne]3s23p2Fe：[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<np<nd<nf2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序：1s<2s<3s<4s；2p<3p<4p;3d<4d3)不同层不同能级可由下面的公式得出:ns<(n-2)f<(n-1)d<np(n为能层序数)[随堂练习]写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布氯：1s22s22p63s23p5钪：1s22s22p63s23p63d14s2溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5［知识拓展］原子最外层、次外层及倒数第三层最多容纳电子数的解释：1、依据：构造原理中的排布顺序，其实质是各能级的能量高低顺序可由公式得出：ns<(n-2)f<(n-1)d<np2、解释：(1)最外层由ns,np组成，电子数不大于2+6=8(2)次外层由(n-1)s(n-1)p(n-1)d组成，所容纳的电子数不大于2+6+10=18(3)倒数第三层由(n-2)s(n-2)p(n-2)d(n-2)f组成，电子数不大于2+6+10+14=32[过渡]通过上节课学习我们知道，电子排布都遵循能量最低原理，我们学习第四部分。[板书]四、基态与激发态、光谱[讨论]节日五颜六色的焰火是否是化学变化？若不是化学变化，与电子存在什么关系？（参阅课本）。[讲]节日焰火与核外电子发生跃迁有关[板书]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：[讲]各种焰色反应是由对应的各种元素决定的。钙、锶、钡以及碱金属的挥发性化合物在高温火焰中，接受了能量，使原子外层的电子从基态激发到了高态，该电子处于激发态；处于激发态的电子是十分不稳定的，在极短的时间内（约10－８s）便跃迁到基态或较低的能级上，并在跃迁过程中将能量以一定波长的光能形式释放出来。由于各种元素的能级是被限定的，因此在向基态跃迁时释放的能量也就不同。碱金属及碱土金属的能级差正好对应于可见光范围，于是我们就看到了各种色彩。[投影]图1-4激光的产生与电子跃迁有关[问]同学们都听说过“光谱”一词，什么是光谱呢？[板书]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[讲]资料：1868年8月18日，法国天文学家詹森赴印度观察日全食，利用分光镜观察日珥，从黑色月盘背面如出的红色火焰，看见有彩色的彩条，是太阳喷射出来的帜热其他的光谱。他发现一条黄色谱线，接近钠光谱总的D1和D2线。日蚀后，他同样在太阳光谱中观察到这条黄线，称为D3线。1868年10月20日，英国天文学家洛克耶也发现了这样的一条黄线。经过进一步研究，认识到是一条不属于任何已知元素的新线，是因一种新的元素产生的，把这个新元素命名为helium，来自希腊文helios（太阳），元素符号定为He。这是第一个在地球以外，在宇宙中发现的元素。为了纪念这件事，当时铸造一块金质纪念牌，一面雕刻着驾着四匹马战车的传说中的太阳神阿波罗（Apollo）像，另一面雕刻着詹森和洛克耶的头像，下面写着：1868年8月18日太阳突出物分析。[投影]发射光谱与吸收光谱［讲］原子光谱可分为发射光谱和吸收光谱［板书］3、原子光谱的分类：(1)物体发光直接产生的光谱叫做发射光谱(2)吸收光谱［讲］发射光谱：处于高能级的原子或分子在向较低能级跃迁时产生辐射，将多余的能量发射出去形成的光谱。大量处于激发态的原子会发出各不相同的谱线组成了氢原子光谱的全部谱线，由于产生的情况不同，发射光谱又可分为连续光谱和明线光谱［讲］处于基态和低激发态的原子或分子吸收具有连续分布的某些波长的光而跃迁到各激发态，形成了按波长排列的暗线或暗带组成的光谱。［讲］光谱分为连续光谱和线状光谱，氢原子光谱为线状光谱。线状光谱－－具有特定波长、彼此分离的谱线所组成的光谱(上图)。连续光谱－－由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨所得的光谱.如阳光形成的光谱［投影］［投影］［讲］各种焰色反应是由对应的各种元素决定的。钙、锶、钡以及碱金属的挥发性化合物在高温火焰中，接受了能量，使原子外层的电子从基态激发到了高态，该电子处于激发态；处于激发态的电子是十分不稳定的，在极短的时间内（约10－８s）便跃迁到基态或较低的能级上，并在跃迁过程中将能量以一定波长的光能形式释放出来。由于各种元素的能级是被限定的，因此在向基态跃迁时释放的能量也就不同。碱金属及碱土金属的能级差正好对应于可见光范围，于是我们就看到了各种色彩。［投影］[板书]3、光谱分析—利用原子光谱线上的特征谱线来鉴定元素。［讲］各元素的光谱是不同的，就像是元素的“指纹”，可以用来鉴别元素。甚至可以根据光谱发现新的元素。［讲］通过原子光谱发现许多元素：如：铯（1860年）和铷（1861年），其光谱中有特征的篮光和红光。又如：1868年科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦。化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量等[阅读]科学史话—玻尔与光谱。体会“类比”是一种科学思维方法；体会理论对实验的指导意义。[随堂练习]1、同一原子的基态和激发态相比较（）A、基态时的能量比激发态时高B、基态时比较稳定C、基态时的能量比激发态时低D、激发态时比较稳定2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（）A、钢铁长期使用后生锈B、节日里燃放的焰火C、金属导线可以导电D、夜空中的激光3、当碳原子的核外电子排布由1s22s22p2转变为1s22s12p3时，下列说法正确的是A．碳原子由基态变为激发态B．碳原子由激发态变为基态C．碳原子要从外界环境中吸收能量D．碳原子要向外界环境释放能量4、请根据构造原理，写出下列基态原子的电子排布式（1）N（2）Ne（3）Br（4）Ca5、若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是A．该元素基态原子中共有3个电子B．该元素原子核外有5个电子层C．该元素原子最外层共有3个电子D．该元素原子M能层共有8个电子6、某元素的激发态原子的电子排布式为1s2s2p3s3p4s，则该元素基态原子的电子排布式为；元素符号为。7、根据构造原理写出11、16、36号元素的基态的电子排布教学后记：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。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（） ABCD2、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（）ABCD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：课题：第二节原子结构与元素的性质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铜过问题探究和讨论交流，进一步掌握化学理论知识的学习方法──逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法。情感态度价值观学生在问题探究的过程中，同时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，在认识上和思想方法上都得到提升。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－1②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eq\o\ac(○,1)、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布eq\o\ac(○,2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。eq\o\ac(○,3)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、师生活动教学内容教学环节活动时间（大约）教学活动设计意图教师活动学生活动复习必修2中的元素周期表和元素周期律的相关知识引入1min在必修2中我们已学习了元素周期表和元素周期律的相关知识，现在回顾一下：元素周期表的结构如何？周期表有7个横行18个纵行，分别叫做周期、族。18个纵行分为16族：7个主族、7个副族、1个第VIII族、1个零族。通过复习回顾已学知识引入新知识，是一个由已知到未知的过程，可以达到温故而知新的目的。提问1min元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？周期序数等于原子核外电子层数，主族序数等于最外层电子数。提问1min元素原子核外电子的排布有何特点？元素原子的最外层电子数重复1~8的周期性变化。激疑1min主族序数等于最外层电子数,那副族元素呢?其序数是否也等于其最外层电子数呢？副族元素的族序数跟核外电子的排布有关吗？跟哪一部分有关呢？这涉及到元素价电子的问题。思考后回答：不等。肯定有关系。思考设置疑问激起学生的求知欲望，引起有意注意，开启思维。价电子数与族序数的关系设置情景10min请根据构造原理写出1~36号元素的电子排布式，探究价电子数与族序数的关系。提示：什么是价电子？可以参考教材第15页“科学探究”第2题的内容。学生按要求写出1~36号元素的电子排布式，并通过探究得出结论：价电子数等于族序数。（第VIII族、IB、IIB族例外。）设置问题情景让学生进行探究讨论，提高学生的逻辑推理和总结规律的能力。此问题的设置为下一个知识点埋下伏笔，分散难点。元素周期表的分区分析讲解6min观察哪些纵行的价电子的能级符号相同？在此基础上把元素周期表分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。（要求学生讨论教材“科学探究”的第3题）观察并回答分组讨论交流、探究突破难点，理解新知识。通过探究进一步从本质上理解元素周期表的分区。元素的原子结构与元素周期表结构的关系引导8min引导学生对教材中的“科学探究”的问题进行讨论探究，总结元素的原子结构与元素周期表结构的关系。分组讨论交流、探究通过讨论交流进一步理解元素的原子结构与元素周期表结构的关系。小结4min在学生讨论交流的基础上，总结归纳出元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。师生共同完成附表1总结归纳明确本节课的学习重点，完成一个完整的科学探究活动过程。练习10min让学生做练习，然后提问检查完成的情况，再讲解。（纸笔评价中的课堂练习）做练习题及时反馈学生理解和掌握新知识的情况。布置作业3min探究：（1）为什么元素周期系中的周期不是单调的？试用构造原理加以解释；（2）元素周期表的区与族存在着什么样的关系？课外探究活动通过练习巩固新知识。根据完成作业的情况了解学生对本节课知识点掌握的程度，是否达到教学目标。教材第24页的习题中的第1、2、5、6、9题课内作业课后完成第二课时［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－1②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=496KJ·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：I1<I2<I3<I4<I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。［板书］（4）第二电离能；由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。［讲］通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。这是因为元素的原子失去电子后，原子核对核外电子的作用增加，再失去电子消耗能量增加，失电子变得困难。［讲］根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。［板书］(5)电离能的应用eq\o\ac(○,1)、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布［讲］如LiI1<<I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，且最外层上只有一个电子［板书］eq\o\ac(○,2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。［讲］如K元素I1<<I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见的价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为+1，而Mg在第三电离发生突变，故Mg的化合价为+2、［板书］eq\o\ac(○,3)判断元素的金属性、非金属性强弱［讲］I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。［讲］需要我们注意的是，金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。［过］电离能主要针对的是金属，对于非金属我们通常用与其相对应的电子亲和能，下面让我们来简单了解一下电子亲和能［知识拓展］元素的电子亲和能1、电子亲和能：元素的一个气态原子获得1个电子成为气态阴离子时所放出的能量称为第一电子亲和能2、电子亲和能的符号和单位：E单位为KJ•mol－13、电子亲和能的意义：电子亲和能的大小反映了气态原子获得电子成为气态阴离子的难易程度。电子亲和能大，该元素的原子就容易与电子结合4、影响因素：电子亲和能的大小取决于原子核对外层电子的吸引以及电子和电子间的排斥这两个相反的因素。随着原子半径的减小，原子核对核外电子吸引作用增强，电子亲和能增大。但是，如果原子半径减小的程度使核外电子的密度增加很大，电子之间的排斥作用增加，则可能使电子亲和能减小，电子亲和能无论是在同周期还是同主族都没有简单的变化规律。［随堂练习］1、某元素的电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I714.529.647.477

597.9551.9666.8此元素位于元素周期表的族数是A.IAB.ⅡAC.ⅢAD、ⅣAE、ⅥAF、ⅤAG、2.下列说法正确的是（）A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中，氟的电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大解析：考查元素第一电离能的变化规律，一般同周期从左到右第一电离能逐渐增大，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大故A正确C不正确；但有反常，第ⅢA和VA族元素比同周期相邻两种元素第一电离能都低。同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小。，由于核外价电子排布镁为3S2，Al为3S23P1，故Al的第一电离能小于Mg的，所以B错误；根据同主族同周期规律可以推测：第一电离能K<Ca<Mg，所以D错误。答案：A3、下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（）A、ns2np1B、ns2np2C、ns2np3D、ns2np解析：当原子轨道处于全满、半满时，具有的能量较低，原子比较稳定，电离能较大。答案：C4.能够证明电子在核外是分层排布的事实是（）A、电负性B、电离能C、电子亲和能D、电势能解析：各级电离能逐级增大，I1，I2，I3。。。。。外层电子只有一个电子的碱金属元素很容易失去一个电子变为＋1价阳离子，而达到稳定结构，I1较小，但再失去一个电子变为＋2价阳离子却非常困难。即I2突跃式升高，即I2》I1，又如外层只有两个的Mg、Ca等碱土金属元素，I1和I2差别较小，但失去2个电子达到稳定结构后，在失去电子变为＋3价阳离子却非常困难，即I3突跃式变大，I3》I2>I1，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、h②b、g、k③c、h、l④d、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

第二个电子729645701820失去第三个电子1179969202750失去第四个电子955011600①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Na2O2③ⅢA④m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。

第三课时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eq\o\ac(○,1)元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系eq\o\ac(○,2)电负性与化合价的关系③判断化学键的类型eq\o\ac(○,4)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eq\o\ac(○,1)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。eq\o\ac(○,2)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eq\o\ac(○,1)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］eq\o\ac(○,2)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1.52.04.01.01.23.02.51.7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？Mg3N2BeCl2AlCl3SiC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；BeCl2AlCl3SiC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］eq\o\ac(○,4)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。课题：第三章第一节晶体常识(1)授课班级课时教学目的知识与技能1、了解晶体与非晶体的本质差异2、掌握晶体的基本性质过程与方法通过生活常识、感情经验从宏观特征逐步过渡到微观特征，认真把握内部有序造就了外部有序情感态度价值观增强探究晶体结构的兴趣，强化结构决定性质的辨证思维重点晶体与非晶体的区别难点晶体与非晶体的区别知识结构与板书设计第三章晶体结构与性质第一节晶体的常识一、晶体与非晶体1、晶体：是内部微粒(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列构成的物质。非晶体：是内部的原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的物质。2、晶体的基本性质(1)自范性：即晶体能自发地呈现几何多面体外形的性质晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。(2)均一性(3)各向异性(4)对称性(5)有确定的熔点3、晶体和非晶体的本质区别：构成固体的粒子在三维空间里是否呈现周期性的有序排列4、得到晶体一般有三条途径：(1)熔融态物质凝固；(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)；(3)溶质从溶液中析出。教学过程教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动[导课]走进化学实验室，你能见到许多固体，如蜡状的白磷(P4)、黄色的硫黄、紫黑色的碘(I2)和高锰酸钾(KMnO4)、蓝色的硫酸铜(CuSO4·5H20)、白色的碳酸钙等。放眼世界，自然界中绝大多数矿物也都是固体。你一定还能说出生活中常见的更多的固体，如金属、玻璃、陶瓷、砖瓦、水泥、塑料、橡胶、木材……你是否知道固体有晶体和非晶体之分?绝大多数常见的固体是晶体，只有如玻璃之类的物质属于非晶体(又称玻璃体)。晶体与非晶体有什么本质的差异呢?今天我们开始学习…。[板书]第三章晶体结构与性质第一节晶体的常识[板书]一、晶体与非晶体1、晶体：是内部微粒(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列构成的物质。非晶体：是内部的原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的物质。［讲］常见晶体有食盐(离子化合物的固态一般为晶体)、冰、金属、宝石、水晶、大部分矿石。非晶体多是玻璃及玻璃态物质、橡胶。晶体类型是分子晶体、离子晶体、原子晶体、金属晶体、石墨型特殊晶体。[思考]晶体规则的几何外型与组成晶体的微粒在空间的存在什么关系？[投影]表3-1晶体与非晶体的本质差异自范性微观结构晶体有（能自发呈现多面体外型）原子在三维空间里呈周期性的有序排列非晶体没有（不能自发呈现多面体外型）原子排列相对无序［讲］晶体的基本性质是由晶体的周期性结构决定的。[板书]2、晶体的基本性质(1)自范性：即晶体能自发地呈现几何多面体外形的性质[讲]晶体的自范性即晶体能白发地呈现多面体外形的性质。所谓自发过程，即自动发生的过程。不过，“自发”过程的实现，仍需要一定的条件。例如，水能白发地从高处流向低处，但不打开拦截水流的闸门，水库里的水就不能下泻。晶体呈现自范性的条件之一是晶体生长的速率适当。熔融态物质冷却凝固，有时得到晶体，但凝固速率过快，常常只得到看不到多面体外形的粉末或没有规则外形的块状物。[板书]晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。[投影]晶体二氧化硅与非晶体二氧化硅微粒排列情况：［讲］晶体的均一性指的是晶体的化学组成、密度等性质在晶体中各部分都是相同的。[板书](2)均一性［讲］同一晶体构造中，在不同方向上质点排列一般是不一样的，因此，晶体的性质也随方向的不同而有所差异。[板书](3)各向异性［讲］同一晶体在构造中，在不同方向上质点排列一般是不一样的，因此，晶体的性质也随方向的不同而有所差异。像人们在观察大幅图案画时的视觉感受，对不同的图案画的感受当然是不同的，而对于同一幅图案画来说，由不同的方向审视时，也会产生不同的感受。所以，晶体的某些物理性质的各向异性同样反映了晶体内部质点排列的有序性，而且通过这些性质可以了解晶体的内部排列与结构的一些信息。而非晶体则不具有物理性质各向异性的特点。[板书](4)对称性［讲］晶体的外形和内部结构都具有对称性。在外形上，常有相等的对称性。这种相同的性质在不同方向或位置上做有规律的重复，就是对称性。晶体的格子构造本身就是质点重复规律的体现。[板书](5)有确定的熔点［讲］除此之外，在相同的热力学条件下，晶体与同种物质的非晶体固体、液体、气体相比较，其内能最小。晶体由于有最小的内能，因而晶体状态是一个相对稳定的状态。［讲］检验晶体的最有效的办法是X射线衍射法。当入射光的波长与光栅隙缝大小相当时，能产生光的衍射现象。X射线波长与晶体结构的周期大小相近，所以晶体是个理想的光栅。它能使X射线产生衍射。利用这种性质人们建立了测定晶体结构的重要实验方法。非晶态物质没有周期性结构，不能使X射线产生衍射，只有射散效应。［投影］非晶态二氧化硅和晶态二氧化硅X-衍射粉末图谱的对比[板书]3、晶体和非晶体的本质区别：构成固体的粒子在三维空间里是否呈现周期性的有序排列[投影][讲]最有趣的例子是天然的水晶球。水晶球是岩浆里熔融态的Si02侵入地壳内的空洞冷却形成的。剖开水晶球，常见它的外层是看不到晶体外形的玛瑙，内层才是呈现晶体外形的水晶。其实，玛瑙和水晶都是二氧化硅晶体，不同的是，玛瑙是熔融态Si02快速冷却形成的，而水晶则是热液缓慢冷却形成的。[讨论]除以上水晶和玛瑙是熔融态冷却得到的，根据所学知识还有那些方法得到晶体？[板书]4、得到晶体一般有三条途径：(1)熔融态物质凝固；[讲]冷却速率恰当，得到规则晶体。冷却速率过快，会得到不规则块状物质看不到几何外形的粉末[板书](2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)；[分组实验1]晶体碘的升华和凝华：在一个小烧杯里加入少量碘，用一个表面皿盖在小烧杯上，并在表面皿上加少量冷水。把小烧杯放在石棉网上加热，观察实验现象。[投影]实验现象：固体直接变成紫色蒸气，蒸气遇冷，又重新凝聚成固体。实验结论：晶体碘可产生凝华现象[板书](3)溶质从溶液中析出。［讲］利用溶解度不同，通过重结晶进行物质的分离或提纯。将不规则晶体投入其饱和溶液中会观察规则晶体的生成，验证溶解平衡为动态平