原子结构与元素的性质(3)导学案

第二节原子结构与元素的性质一、教材分析本节课是人教版化学选修3第一章第二节的教学内容，是在必修2第一章《物质结构元素周期律》, 选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。

本节教学内容分为两部分：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。

本节教学需要三个课时，本教学设计是第一课时的内容。

总的思路是通过复习原子结构及元素周期表的相关知识引入新知识的学习，然后设置问题引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系，再结合教材中的“科学探究”引导学生进行问题探究，最后在学生讨论交流的基础上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。

根据新课标的要求，本人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为本的宗旨，注重对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。

二、教学重点1、原子结构与元素周期表的关系及原子核外电子排布的周期性变化。

2、电离能得定义及与原子结构之间的关系。

3、电负性及其意义。

三、教学难点1、电离能得定义及与原子结构之间的关系2、电离能得定义及与原子结构之间的关系3、电负性的应用。

四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。

2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。

在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。

第四章物质结构元素周期律4.1.2 原子结构与元素的性质一、教材分析本课时是教材第四章第一节第二课时的内容，该课时是在学习了原子结构和元素周期表的基础上，以碱金属和卤族元素为代表，深入研究两个主族元素的原子结构、元素性质的相似性和递变性。

通过该课时的学习，可以让学生对于同主族元素性质有较清晰的认识，对于常见的活泼金属和活泼非金属有一定的了解。

通过对碱金属元素和卤族元素性质的研究来探究元素性质与原子结构的关系，能够知道金属和非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

在新教材的编排中，更加注重概念理论知识的建构过程和各部分知识间的联系。

核心教学活动凸现了概念理论的建构过程，更注重科学学习方法的教育。

二、学情分析在之前的学习中，学生已经知道了原子核外电子排布的规律，能够给出主族元素的核外电子排布；学生也知道元素周期表中元素的排列是由该元素原子的核外电子排布决定的，能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在周期表中的位置之间的关系；同时在第二章的学习中，学生知道了金属钠和非金属氯的基本性质。

但是，学生没有清晰的元素变化规律的认识，还不能将周期表与元素的原子结构以及元素性质相联系。

通过本课时的学习，学生可以建立同主族元素性质的相似和递变的简单模型，为今后元素周期律的学习打下坚实的基础。

三、素养目标【教学目标】1.通过展示-探讨-总结的教学环节，初步掌握元素的性质与原子结构的关系、初步学会总结元素的性质递变规律的能力。

2.通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。

3.通过对同主族元素性质的探究，使学生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。

【评价目标】1.通过对碱金属及卤族元素性质递变性的实验探究，诊断并发展学生实验探究的水平（定性水平和定量水平）。

2.通过对原子结构影响化学性质的分析及总结，诊断并发展学生对元素“位-构-性”的认识进阶（物质水平、元素水平、微粒水平）和认识思路的结构化水平（视角水平、内涵水平）。

第四章第一节 原子结构与元素周期表第1课时 《原子结构》学案【学习目标】1、认识原子结构，了解原子核外电子的排布。

2、能够正确书写1～20号元素的原子结构示意图。

【学习重点】原子结构及核外电子的排布。

【学习难点】核外电子排布规律。

【课前预习】一、原子的构成 1．构成（1）原子⎩⎪⎨⎪⎧原子核⎩⎨⎧质子(相对质量近似为1，带1个单位正电荷）中子（相对质量近似为1，不带电）核外电子(带1个单位负电荷)（2）关系： （电中性原子中）。

2．质量数（1）概念：质子和中子的相对质量都近似为1，忽略电子的质量，将原子核内所有 和 的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫作质量数。

（2）关系：质量数（A ）＝ （Z ）＋ （N ）。

二、核外电子排布 1．电子层（1）概念：在多电子原子里，把电子运动的 的区域简化为 ，称作电子层。

（2各电子层由内到外电子层数 1 2 3 4 5 6 7字母代号离核远近 由 到 能量高低 由 到2．电子分层排布 （1）能量最低原理核外电子总是优先排布在 的电子层里，然后再由里往外排布在 的电子层里，即按K→L→M→N……顺序排列。

（2）电子层最多容纳的电子数①第n 层最多容纳 个电子。

如K 、L 、M 、N 层最多容纳电子数分别为 。

②最外层电子数目最多不能超过 个（K 层为最外层时不能超过 个）。

③次外层最多能容纳的电子数不超过 个。

3．（1）原子（离子）结构的表示方法，如下所示（2）原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中，二者则不相等。

如：阳离子： 。

阴离子： 。

【问题探究】一、画出1～20号元素的原子结构示意图二、根据核外电子排布特点推断元素特殊关系元素最外层电子数等于次外层电子数的一半最外层电子数等于次外层电子数最外层电子数等于次外层电子数的2倍最外层电子数等于次外层电子数的3倍最外层电子数等于次外层电子数的4倍最外层电子数等于电子层数最外层有1个电子最外层有2个电子内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素电子总数为最外层电子数2倍的元素(1)利用元素排布寻找“10电子”粒子的方法(2)利用元素排布寻找“18电子”粒子的方法【课堂成果验收】1．下列粒子的结构示意图正确的是() 2．核电荷数小于或等于18的元素中，原子的最外层电子数是其余电子总数一半的元素种类有()A．1种B．2种C．3种D．4种3．与OH－具有相同质子数和电子数的粒子是()A．H2O B．F－C．Na＋D．NH34．在化学变化过程中，原子中的下列粒子数可能发生改变的是()A．质子数B．中子数C．质量数D．电子数5．下列说法中正确的是()A．在多电子的原子里，能量高的电子通常在离核近的区域内运动B．核外电子总是先排在能量低的电子层上，例如只有M层排满后才排N层C．某原子M层电子数为L层电子数的4倍D．某离子的核电荷数与最外层电子数相等。

2022届高三化学一轮复习导学案： 原子结构 〔人教版〕根底再现 考点一 原子构成 1．构成原子的微粒及作用原子⎩⎪⎨⎪⎧原子核⎩⎪⎨⎪⎧ 质子(Z 个)——决定的种类中子[(A －Z )个]在质子数确定后决定种类同位素核外电子(Z 个)——最外层电子数决定元素的性质2．将以下核素符号(X)周围5个位置数字的含义填写在方框内 3．微粒之间的关系(1)质子数(Z )＝核电荷数＝____________；(2)质量数(A )＝________(Z )＋________(N )； (3)阳离子的核外电子数＝质子数－_______； (4)阴离子的核外电子数＝质子数＋________。

1．222 86Rn 具有放射性，从而对人体产生伤害。

该原子的中子数和质子数之差是( ) A ．136 B ．50 C ．86 D ．2222．以下离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是( ) A ．D 3O ＋B ．Li ＋C ．OD －D ．OH －考点二 元素、核素、同位素 1．元素、核素、同位素的关系 2．同位素的性质同一元素的各种核素的_____不同，______相同，化学性质______，物理性质_________。

4．如下是四位同学学习原子结构知识后，对这节内容的认识，你认为不正确的选项是( ) 6．有关H 、D 、T 、HD 、H 2、D ＋、H －这七种微粒的说法正确的选项是( ) A ．互为同位素 B ．是七种氢元素 C ．电子数相同 D ．HD 和H 2均是单质 7．以下表达错误的选项是( )A ．16O 、18O 属于同一种元素，它们互为同位素B ．D 和T 是不同的核素，它们的质子数相等C ．14C 和14N 的质量数相等，它们的中子数不等D ．6Li 和7Li 的电子数相等，中子数也相等〔A ZX 〕考点三核外电子排布1．电子层的表示方法及能量变化电子层数由内向外数字表示法 1 2 3 4 5 6 7字母表示法由到离核远近――→由到电子能量――→2．原子核外电子排布规律(1)核外电子一般总是尽先排布在__________的电子层里。

原子结构与元素性质-鲁科版选修三教案
1. 概述
本教案通过鲁科版选修三的相关内容，介绍了原子结构和元素性质的基本概念和相关知识点，帮助学生加深理解，掌握相关的基础知识。

2. 原子结构
2.1 原子结构的基本组成
学生需要理解原子结构的基本组成，即原子核和电子，原子核由质子和中子组成，电子围绕原子核不断运动。

2.2 质子、中子和电子的性质和作用
本部分介绍了质子、中子和电子的性质和作用，如质子数和质量数的概念，以及电子在原子中的运动轨道等。

2.3 原子的量子结构
学生需要理解量子理论的基本概念，如波粒二象性、波长、频率等，以及原子的能级、光谱等。

3. 元素性质
3.1 元素周期表
本部分介绍了元素周期表的组成和结构，以及主族、副族、金属、非金属等概念。

3.2 元素的物理和化学性质
学生需要理解元素的物理和化学性质，如原子半径、离子半径、电负性等，以及元素的化合价、化合物的结构和性质等。

3.3 元素周期律和化学反应中的应用
本部分介绍了元素周期律的基本概念和周期表分类，以及化学反应中的应用，如酸碱反应、氧化还原反应等。

4. 总结
通过学习本教案，学生应该掌握原子结构和元素性质的基本概念和相关知识点，巩固相关的基础知识，为后续学习和应用打下基础。

第2课时元素的电负性及其变化规律[课标要求]1．能说出元素电负性的涵义。

2．了解电负性的应用。

3．知道元素化合价的判断方法。

1.电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。

2．同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小(稀有气体除外)。

3．周期表中电负性最大的是氟，电负性最小的是钫。

4．电负性的应用：(1)判断元素金属性和非金属性的强弱。

(2)判断化合物中元素化合价的正负。

(3)判断化学键的类型。

电负性及其变化规律与应用1．电负性(1)概念：元素的原子在化合物中能力的标度。

(2)标准：指定氟的电负性为，并以此为标准确定其他元素的电负性。

2．电负性的变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性；(2)同一主族，自上而下，元素的电负性。

[特别提醒](1)决定元素电负性大小的因素：。

(2)同一周期从左到右，电子层数，核电荷数，原子半径，原子核对外层电子的吸引能力逐渐，因而电负性。

(3)同一主族自上而下，电子层数，原子半径，原子核对外层电子的吸引能力逐渐，因而电负性。

(4)在周期表中，右上方氟的电负性(稀有气体除外)，左下方钫的电负性；同一周期，碱金属元素的电负性，卤族元素的电负性。

3．电负性的应用(1)判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为元素(大部分)；电负性大于2的元素为元素(大部分)。

(2)判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易呈现价；电负性小的元素易呈现价。

(3)判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成；电负性差值小的元素原子之间主要形成。

[特别提醒](1)元素的金属性与非金属性没有明显的界线，不能把电负性的大小作为衡量金属和非金属的绝对标准。

(2)电负性差值较大的元素之间易形成离子键，并不是一定形成离子键，如AlCl3、HF均为共价化合物。

(3)元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。

练习1．下列原子的价电子排布中，电负性最小的是()A．3s2B．3s23p3 C．3s23p4D．3s23p52．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是()A．O＜S＜Se＜Te B．C＜N＜O＜FC．P＜S＜O＜F D．K＜Na＜Mg＜Al3．比较下列元素电负性的大小。

《构成物质的微观粒子》导学案一、学习目标1、了解构成物质的三种基本微观粒子：分子、原子和离子。

2、理解分子、原子、离子的概念及性质。

3、掌握分子、原子、离子之间的相互关系。

4、能够用微观粒子的观点解释一些常见的物理和化学现象。

二、学习重难点1、重点（1）分子、原子、离子的概念及性质。

（2）分子、原子、离子之间的相互关系。

2、难点（1）用微观粒子的观点解释化学变化的实质。

（2）对原子结构的理解。

三、知识梳理（一）分子1、概念：分子是保持物质化学性质的最小粒子。

2、性质（1）分子的质量和体积都很小。

例如，一个水分子的质量约为3×10⁻²⁶kg，一滴水中大约有 167×10²¹个水分子。

（2）分子在不断地运动。

温度越高，分子运动速率越快。

例如，能闻到花香就是因为花香分子在不断运动。

（3）分子之间有间隔。

一般来说，气体分子间的间隔较大，液体和固体分子间的间隔较小。

例如，物体的热胀冷缩现象，就是因为分子间的间隔受热时增大，遇冷时缩小。

（二）原子1、概念：原子是化学变化中的最小粒子。

2、原子的结构原子由原子核和核外电子构成，原子核又由质子和中子构成（氢原子除外，氢原子的原子核只有一个质子，没有中子）。

质子带正电荷，电子带负电荷，中子不带电。

在原子中，质子数＝核电荷数＝核外电子数。

3、原子的性质（1）原子的质量和体积都很小。

（2）原子在不断地运动。

（3）原子之间有间隔。

（三）离子1、概念：带电的原子或原子团叫做离子。

2、分类（1）阳离子：带正电荷的离子，如钠离子（Na⁺）、镁离子（Mg²⁺）等。

（2）阴离子：带负电荷的离子，如氯离子（Cl⁻）、硫酸根离子（SO₄²⁻）等。

3、离子的形成原子通过得失电子形成离子。

在化学反应中，金属元素的原子容易失去最外层电子，形成阳离子；非金属元素的原子容易得到电子，形成阴离子。

（四）分子、原子、离子的关系1、分子由原子构成。

《原子结构与元素性质》教学设计一、教学目标1、知识与技能目标（1）了解原子结构的基本模型，包括原子核、电子的分布等。

（2）理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数之间的关系。

（3）掌握元素周期表的结构，能说出周期和族的划分依据。

（4）理解元素周期律的本质，即原子结构与元素性质的周期性变化规律。

2、过程与方法目标（1）通过对原子结构模型的学习，培养学生的空间想象能力和抽象思维能力。

（2）通过对元素周期表和元素周期律的探究，培养学生的分析、归纳和推理能力。

3、情感态度与价值观目标（1）激发学生对化学学科的兴趣，培养学生严谨的科学态度。

（2）让学生体会化学知识在生活和生产中的广泛应用，增强学生的社会责任感。

二、教学重难点1、教学重点（1）原子结构的基本模型，以及各微粒之间的数量关系。

（2）元素周期表的结构和周期律的内容。

2、教学难点（1）理解元素性质的周期性变化规律与原子结构的关系。

（2）运用元素周期律预测元素的性质。

三、教学方法1、讲授法讲解原子结构和元素周期表的基本概念和规律，使学生建立起初步的知识框架。

2、讨论法组织学生讨论元素周期表中元素性质的变化规律，促进学生的思维碰撞和交流。

3、实验法通过实验展示元素的某些性质，增强学生的感性认识。

4、多媒体辅助教学法利用多媒体展示原子结构模型、元素周期表等，使抽象的知识形象化。

四、教学过程1、导入新课通过展示一些化学元素在生活中的应用实例，如铁用于制造钢铁、硅用于制造芯片等，引出元素的概念，进而提问：“元素的性质是如何决定的？”从而导入本节课的主题——原子结构与元素性质。

2、原子结构（1）介绍原子的构成：原子核（质子、中子）和核外电子。

（2）讲解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数之间的关系，通过实例进行计算练习，加深学生的理解。

（3）展示不同的原子结构模型，如汤姆逊的“葡萄干布丁模型”、卢瑟福的“核式结构模型”等，让学生了解科学家对原子结构的探索历程。

第3课时原子结构与元素的性质学业要求核心素养对接1.了解碱金属、卤素在周期表中的位置。

2．了解碱金属、卤素原子结构特点，了解原子结构与元素性质的关系。

3．了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性，并能初步运用原子结构理论解释。

1.通过对碱金属、卤素性质的相似性与递变性的了解，培养学生宏观辨识与微观探析素养水平。

2．通过对原子结构与元素性质的关系的学习，学会从物质及其变化的事实中提取有用信息，以提高学生证据推理与模型认识水平。

[知识梳理]知识点一碱金属元素如上图是碱金属的单质存在形式或元素标识，他们之间有什么相似之处和递变性？完成下列问题你就会明白：1．碱金属元素的原子结构及特点(1)元素符号与原子结构示意图Li Na K Rb Cs(2)原子结构特点结构特点⎩⎪⎨⎪⎧相似性：最外层电子数都是1递变性（从Li→Cs）⎩⎪⎨⎪⎧核电荷数增大电子层数增多原子半径增大 注意结构变化 2．碱金属的性质 (1)物理性质(2)化学性质 ①与O 2反应碱金属 化学反应方程式 反应程度产物复杂程度活泼性Li 4Li ＋O 2=====△2Li 2ONa 2Na ＋O 2=====△Na 2O 2 K K ＋O 2=====△KO 2Rb － Cs－②与水反应 注意对比实验碱金属 钾钠实验操作实验现象 熔成小球，浮于水面，四处游动，有轻微爆炸声，反应后溶液加酚酞变红熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红实验原理 2K ＋2H 2O===2KOH ＋H 2↑2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑结论钾比钠的活动性强知识点二 卤族元素如图是卤素单质，他们的颜色越来越深，由气体逐渐变为固体，那么他们的性质有何相似性和递变性？请完成下列知识点： 1．原子结构特点 (1)原子结构示意图FClBrI(2)结构特点①相同点：最外层都有7__个电子。

②递变性：从F→I，核电荷数逐渐增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。