高中化学第一章原子结构与性质1.2.2原子结构与元素性质预习案无答案新人教版选修32017060321.doc

第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.1原子结构与元素周期表【教材分析】本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。

第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。

教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。

【课程目标】课程目标学科素养1.熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。

2.能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。

a.科学态度与社会责任：通过对元素周期表发展史的了解，认识科学家对元素周期表经历的探索过程，b.培养宏观辨识与微观探析：通过对构造原理与元素周期表分区关系的分析，了解元素周期表是微观上原子核外电子排布的宏观表达方式，【教学重难点】教学重点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系教学难点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系【教材过程】【导入新课】化学元素周期表年随着元素数目在十九世纪的增多，每一种元素都具有不同的特性，化学家们开始感到他们像是迷失在一座茂密的丛林中：自然界究竟有多少种元素？它们之间的内在关系怎样？有没有规律？怎样分类？终于俄国化学家门捷列夫从杂乱无章的元素迷宫中理出了一个头绪。

门捷列夫为了研究元素的分类和规律，把当时已知的几十种元素的主要性质和原子量写在一张张的小卡片上，反复进行排列，比较它们的性质，探索它们之间的联系。

1869年，他正式提出元素周期律，它在周期表中排列了当时已经知道的63种元素。

元素的发现：1650-2017年发现元素的种类数【新课讲授】一、元素周期表的发展三张有重要历史意义的周期表第一张周期表——门捷列夫周期表。

第2课时元素的性质与原子结构一、碱金属1．碱金属元素的原子结构及特点(1)原子结构示意图(2)结构特点①相同点：最外层电子数都是1。

②递变性：从Li→Cs，核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径依次增大。

2．单质的物理性质3.单质的化学性质 (1)实验探究 ①锂、钠与O 2的反应Li 、Na 在加热条件下分别与O 2反应：4Li ＋O 2=====△2Li 2O 、2Na ＋O 2=====△Na 2O 2。

锂与O 2的反应比钠更简单。

②钾、钠与H 2O 的反应(2)结论①碱金属单质化学性质相似。

②随着原子序数的递增，碱金属元素金属性逐渐增强。

二、卤族元素(一)卤族元素的性质与原子结构之间的关系1．卤族元素原子结构的相似性和递变性2.卤族元素的原子结构与性质的关系①原子结构的相似性决定元素性质的相似性卤族元素最外层上都有7个电子，所以在反应中都易得到1个电子达到8电子稳定结构，因而单质有较强的氧化性，在反应中常作氧化剂而被还原。

②原子结构的递变性决定元素性质的递变性从F到I，随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱。

因此卤族元素的原子得到电子的能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，卤族元素的非金属性逐渐减弱。

(二)卤素单质物理性质的相似性和递变性(三)卤素单质化学性质的相似性和递变性1．卤素单质与氢气的反应2．卤素单质间的置换反应三、同主族元素的性质与原子结构的关系1．元素性质的影响因素元素的性质主要与原子核外电子的排布，特别是与最外层电子数有关。

2．同主族元素性质的递变规律从上到下—⎪⎪⎪⎪——核外电子层数增多——原子半径增大——失电子能力增强得电子能力减弱——金属性增强非金属性减弱探究点一碱金属元素碱金属元素包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)。

1．碱金属元素的原子结构①相似性：最外层电子数都是1。

②差异性和递变性：随着3Li、11Na、19K、37Rb、55Cs核电荷数的递增，核外电子层数增多，原子半径逐渐增大。

第一章第二节原子结构与元素的性质（第二课时）教学过程教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动引入］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。

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。

第二课时元素周期律夯实基础轻松达标1.在下面的价电子构型中,通常第一电离能最小的原子具有哪一种构型(）A.n s2n p3B。

n s2n p4C.n s2n p5D。

n s2n p6n s2n p4的原子失去一个电子后形成n s2n p3的稳定结构，因而其第一电离能最小.2.下列关于微粒半径的说法正确的是(）A。

电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B.核外电子层结构相同的单核微粒半径相同C.质子数相同的不同单核微粒,电子数越多半径越大D。

电子层数相同的粒子，原子序数越大,原子半径越大,故第ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期第ⅠA族元素的原子半径大，如r(Li）〉r（S)>r(Cl），A错误；对于核外电子层结构相同的单核离子,核电荷数越多,微粒半径越小，B错误；质子数相同的不同单核微粒，阴离子半径〉原子半径>阳离子半径,C正确；同一周期元素的原子具有相同的电子层数,随着原子序数的增大，原子半径逐渐减小,D错误。

3。

对于以下各组微粒的半径,难以确定前者一定大于后者的是(）A.两种原子的核外电子排布分别为:1s22s22p63s23p64s1和1s22s22p63s23p5B。

两种原子的轨道表示式为:和C.3s能级上填有2个电子、3p能级全空的原子与2p能级上填有5个电子的原子D。

3p能级上有一个未成对电子的原子与3p能级上半充满的原子项中前者为K原子后者为Cl原子,原子半径前者大；B 项中前者为Si原子后者为P原子,两者是同周期元素的原子，原子半径前者大于后者;C项中前者为Mg原子后者为F原子,原子半径前者大于后者；D项中前者为Al原子或Cl原子，后者为P 原子，原子半径可能前者大也可能后者大.4.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是（)A。

钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的金属性强于钠B。

因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大C.最外层电子排布式为n s2n p6(若只有K层时为1s2)的原子,第一电离能较大D。

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第一章第二节第1课时原子结构与元素周期表1．下列各组元素都属于p区的是（ B ）A．原子序数为1、2、7的元素B．O、S、PC．Fe、Ar、Cl D．Na、Li、Mg解析：A中的1号元素是氢元素，位于s区。

C中的Fe位于d区，D中的所有元素都位于s区。

2．下列元素一定是主族元素的是（ C ）A．原子核外N电子层上只有一个电子的元素B．原子核外M层电子数为偶数的元素C．原子核外M层电子数为小于或等于7的奇数的元素D．原子核外N层电子数为2的元素解析:A和D都是第四周期元素，其中过渡元素最外层既有1个电子的，也有2个电子的,均错误；而B选项，可以考虑第四周期的0族元素和ⅠB、ⅡB族元素，Kr的M层有18个电子，错误。

3．外围电子排布式为4f75d16s2的元素在周期表中位置应是（ D )A．第四周期第ⅦB族B．第五周期第ⅢB族C．第六周期第ⅦB族D．第六周期第ⅢB族解析:最大能层数为6，所以在第六周期。

由5d16s2知在第ⅢB族。

4．某元素的最外层电子数为2，价电子数为5,并且是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是( C ）A．电子排布式为：1s22s22p63s23p63d34s2B．该元素为VC．该元素为ⅡA族元素D．该元素位于d区解析：该元素为同族元素中原子序数最小的，所以该元素为第二周期或第四周期元素。

1 原子结构与性质复习课【教学目标】加深对原子结构、元素性质的理解，构建原子结构与元素性质的关系的知识体系。

【复习任务】知识点归纳整理知识点归纳梳理：例1．短周期金属元素甲~戊在元素周期表中的相对位置如右表所示，下面判断正确的是A．原子半径：丙＜丁＜戊 B．金属性：甲＞丙C．氢氧化物碱性：丙＞丁＞戊 D．最外层电子数：甲＞乙例2．X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：原子结构与元素的性质元素性质原子半径主要化合价金属性、非金属性第一电离能电负性元素周期表编排规律：周期（共7个横行）族（共18个纵行）元素性质递变规律原子结构原子（X A Z）的组成：核外电子运动特征核外电子的排布递变规律：遵循的原则表示方法（1）Y位于元素周期表第周期表族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是（写化学式）。

（2）W的基态原子核外电子排布式是。

W2Y在空气中煅烧生成W2O 的化学方程式是。

（3）处理含XO、YO2烟道气污染的一种方法，是将其在催化剂作用下转化为单质Y。

已知：XO(g)+12O2(g)=XO2(g) ∆H=－283.0 kJ·mol－1Y(g)+ O2(g)=YO2(g) ∆H=－296.0 kJ·mol－1此反应的热化学方程式是。

例3．金属钙线是炼制优质钢材的脱氧脱磷剂，某钙线的主要成分为金属M和Ca，并含有3.5%（质量分数）CaO．（1）Ca元素在周期表中位置是，其原子结构示意图．（2）Ca与最活跃的非金属元素A形成化合物D，D的电子式为，D的沸点比A与Si 形成的化合物E的沸点．（3）配平用钙线氧脱鳞的化学方程式：P+ FeO+ CaO— Ca3(PO4)2+ Fe（4）将钙线试样溶于稀盐酸后，加入过量NaOH溶液，生成白色絮状沉淀并迅速变成灰绿色，最后变成红褐色M(OH)n.则金属M为______；检测M n+的方法是___ __（用离子方程式表达）．请写出式样与稀盐酸作用及随后与过量NaOH溶液反应，至生成红褐色沉淀的反应的化学方程式：（5）取1.6g钙线试样，与水充分反映，生成224mlH2（标准状况），在所得溶液中通入适量的CO2，最多能得到CaCO3 g．【自主检测】1．主族元素A和B所形成的离子分别是A2+、B2－，两种离子的最外层电子构型都是ns2np6。

第一章整理与提升班级：姓名：小组：小组评价：教师评价：【学习目标】1、知道原子核外电子的运动状态2、知道1～36号元素基态原子核外电子的排布。

3、知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征。

4、认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性。

知识整理：一．原子结构1．能级与能层2．原子轨道3．原子核外电子排布规律（1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。

也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。

换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。

（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。

洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。

即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

第1章原子结构与性质第1节原子结构（第2课时）【学习目标】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【学习过程】【课前预习】1.现在物质结构理论原理证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，处于最低状态能量的原子叫做原子。

2.基态原子的核外电子排布要遵循的原则是、、。

3.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原子的，总称原子光谱。

【知识梳理】三、构造原理电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……元素原子的电子排布：（1—36号）见 p 6请根据构造原理，写出下列元素基态原子的电子排布式：（1）N 。

（2）Ne 。

（3）S 。

（4）Ca 。

（5）29Cu 。

（6）32Ge 。

四、能量最低原理、基态、激发态、光谱【思考】在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？提出问题：这些光现象是怎样产生的?问题探究：从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。

（联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。

）【典题解悟】例1. 为揭示原子光谱是线状光谱这一事实，玻尔提出了核外电子的分层排布理论。

下列说法中，不符合这一理论的是（）A.电子绕核运动具有特定的半径和能量B.电子在特定半径的轨道上运动时不辐射能量C.电子跃迁时，会吸收或放出特定的能量D.揭示了氢原子光谱存在多条谱线解析：D选项的内容无法用玻尔理论解释。

要解释氢原子光谱的多重谱线，需用量子力学所建立的四个量子数来描述核外电子的动动状态。

第一章　第二节　第1课时A　级·基础达标练一、选择题(每小题只有1个选项符合题意)1．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。

已知Y元素原子的外围电子排布为n s(n－1)n p(n＋1)，则下列说法不正确的是(　A　)XYZA.Y元素原子的外围电子排布为4s24p4B．Y元素位于周期的第三周期ⅥA族C．X元素所在周期中含有的非金属元素最多D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3解析：Y元素原子的外围电子排布为n s(n－1)n p(n＋1)，s能级中只有2个电子，则n－1＝2，n＝3，即Y元素原子的外围电子排布为3s23p4，Y为S元素，位于第三周期ⅥA族，故A错误，B正确；X为F元素，位于第二周期，该周期中所含非金属元素最多，故C正确；Z为As元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，故D正确。

2．铊是一种剧毒重金属，有关铊的信息如下图。

下列有关说法中不正确的是(　A　)A．Tl元素属于ds区元素B．Tl元素处于第六周期第ⅢA族C．Tl元素与Al元素处于同一主族D．Tl元素与Cs元素处于同一周期解析：由图可知，Tl元素的外围电子排布为6s26p1，则Tl元素处于元素周期表中第六周期第ⅢA族，与Al属于同主族元素，属于p区元素。

Tl和Cs元素均处于同一周期，即第六周期。

3．具有下列电子层结构的原子和离子，其对应元素一定位于同一周期的是(　A　)A．两原子N层上都有1个s电子，一个原子有d电子，另一个原子无d电子B．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子C．原子核外M层上的s、p能级上都充满电子，而d能级上没有电子的两种原子D．两原子核外全部都是s电子解析：原子N层上都有1个s电子，无d电子的原子为K原子，有d电子的原子的核外电子排布可为1s22s22p63s23p63d54s1(Cr原子)，也可为1s22s22p63s23p63d104s1(Cu原子)，其对应的元素都位于第四周期，故A项正确；最外层电子排布为2s22p6的原子为氖原子，最外层电子排布为2s22p6的离子可能是阴离子也可能是阳离子，如O2－、Na＋等，其对应的元素不一定位于同一周期，故B项错误；原子核外M层上的s、p能级上都充满电子，而d能级上没有电子，符合条件的原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p6(氩原子)、1s22s22p63s23p64s1(钾原子)、1s22s22p63s23p64s2(钙原子)，其对应的元素不一定位于同一周期，故C项错误；两原子核外全部都是s电子，原子具有1s能级或具有1s、2s能级，其对应的元素不一定属于同一周期元素，如氢元素与锂元素，故D项错误。

第一章原子结构与性质第一节原子结构 .................................................................................................................. - 1 - 第1课时能层与能级构造原理 .............................................................................. - 1 - 第2课时基态原子核外电子排布原子轨道 ........................................................ - 13 - 第二节原子结构与元素的性质 ........................................................................................ - 27 - 第1课时原子结构与元素周期表 ............................................................................ - 27 - 第2课时元素周期律 ................................................................................................ - 41 -第一节原子结构第1课时能层与能级构造原理一、能层与能级1．能层(1)意义：根据多电子原子的核外电子的________差异，将核外电子分成不同的能层。

(2)符号：能层序数一、二、三、四、五、六、七分别用________________表示。

2．能级(1)意义：根据多电子原子中同一能层电子________不同，将它们分成不同的能级。

(2)符号：在每一能层中，能级符号分别为n s、n p、n d、n f……，其中n代表________。

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分子结构与性质教学目标1、认识共价分子的多样性和复杂性;2、初步认识价层电子对互斥模型；3、能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构；4、培养学生严谨认真的科学态度和空间想象能力。

重点难点分子的立体结构；利用价层电子对互斥模型预测分子的立体结构教学过程创设问题情境：1、阅读课本P37—40内容；2、展示CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4分子的球辊模型(或比例模型)；3、提出问题：⑴什么是分子的空间结构？⑵同样三原子分子CO2和H2O，四原子分子NH3和CH2O，为什么它们的空间结构不同?讨论交流］1、写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的电子式和结构式；2、讨论H、C、N、O原子分别可以形成几个共价键；3、根据电子式、结构式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子结构。

模型探究］由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的球辊模型，对照其电子式云哟内分类对比的方法，分析结构不同的原因.引导交流]引导学生得出由于中心原子的孤对电子占有一定的空间,对其他成键电子对存在排斥力,影响其分子的空间结构。

——引出价层电子对互斥模型（VSEPR models)讲解分析] 价层电子对互斥模型把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。

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1.2.2 原子结构与元素性质【教学目标】1、知识与技能：1．原子半径在周期表中变化规律及原因。

2．理解电离能概念及变化规律，通过对电离能的认识,理解原子结构与元素性质的关系. 3．理解电负性概念及变化规律，通过对电负性的认识理解原子结构与元素性质的关系. 4．能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，并能列举实例予以说明.2、过程与方法：通过图片等了解元素周期表的编制历史及意义,培养学生学习化学的兴趣。

3、情感、态度、价值观：在探究过程中发展兴趣，实现由感性认识上升到理性认识的飞跃.【预习任务】回顾必修2相关内容，并阅读课本P16～P21，请完成下列任务：二．元素性质变化规律：1．元素周期律是指，元素性质常包括、、、、 .元素周期律的实质是。

2．原子半径：(1）原子半径大小取决于两个因素，一是原子的，另一个因素是 .原子的越多，原子的半径；而越大,原子的半径越小。

(2）同周期的主族元素从左到右，原子半径 ;同主族元素从上到下，原子半径。

原因是3．电离能:（1）__________________________________________________叫原子的第一电离能。

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1。

2.1 原子结构与元素的性质【教学目标】1．知识与技能:认识原子结构与元素周期系的关系;知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系;掌握元素在元素周期表中“位—构—性”的关系。

2．过程与方法:通过交流、讨论、分析对比，培养学生的合作意识；培养学生的分析、推理能力,加强探究意识。

3．情感、态度与价值观：体会元素周期律、元素周期表在学习化学中的作用，激发学生学习化学的兴趣。

【预习任务】一．掌握元素周期表的结构.1。

元素周期表编排原理是什么?2.元素周期表中有几个横行？有几种周期(短周期含义是什么？）？有几个周期？每个周期中含有几种元素？同周期中元素原子最外层电子排布有何变化规律?元素周期表中有几个纵横？几种族？几个族?主族（含义？)、副族、0族的外围电子排布分别是什么？3.原子结构与元素周期表的关系是什么？随着原子序数的递增，元素原子核外电子层排布在元素周期表中变化规律是:⑴同周期元素的原子，最外层电子排布由ns1逐渐变化到ns2np6。

周期序数=电子层数=能层数每个周期中所包括元素种数=对应能级组中最多容纳的电子数⑵同主族元素的原子，最外层电子排布相同。