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原子核外电子排布与元素周期律【教学目标】一、知识与技能：1．了解1-18号元素核外电子排布及相应的规律，并能用原子结构示意图表示上述元素的核外电排布。
2．认识元素周期律，了解核外电排布与元素金属性、非金属性、化合价、原子半径的周期性变化。
3．了解周期表的基本结构，了解主族元素在周期表中的位置与其原子结构及性质之间的关系。
知道同周期、同主族元素性质的变化趋势及规律。
二、过程与方法：1．利用原子半径的周期性变化、钠镁铝的活泼性顺序、氢化物的热稳定性变化趋势、同周期元素化合价上升等，学习归纳思维方法。
2．利用元素周期表的应用学习演绎思维方法。
三、情感与价值观：利用元素周期表及元素周期律发现简史，学习科学研究中的去伪存真，培养学生的创新意识。
【教学重点】（1）1-18号元素核外电子排布。
（2）元素周期律。
（3）元素周期表的基本结构。
【教学难点】元素周期律【教学方法】讨论、比较、归纳【教学目标】1．了解原子核外电子运动的特征。
2．初步掌握原子核外电子排布规律，会画1～18号元素原子结构示意图。
3．培养学生的观察能力、分析能力和抽象思维的能力。
【教学重难点】重点：知道原子核外电子是如何分层排布的。
难点：原子核外电子排布规律间相互制约关系。
【教学设计】教学中，首先引导学生观察1～18号元素的原子结构示意图，熟悉这些元素的原子核外电子排布情况，然后采用交流、讨论、归纳、总结的方法，探究原子核外电子的排布规律，得出以下规律：1．电子总是尽量先排布在能量最低的电子层，然后排布在能量较高的电子层。
即电子总是尽量先排在内层。
2．随着核电荷数的增加，元素原子的最外层电子数逐步增加，每一电子层都容纳一定数目的电子。
3．再引导学生观察稀有气体的原子核外电子的排布情况，探究排布规律，通过分析讨论下列规律：（1）各电子层最多容纳的电子数为2n^2个（n 为电子层序数）。
（2）各稀有气体元素的原子中最外层所容纳的电子数是8（氦除外）。
苏教版必修2化学《第一单元原子核外电子排布与元素周期律》说课稿一、前言本说课稿以苏教版必修2化学教材中的第一单元《原子核外电子排布与元素周期律》为主题，针对该单元的教学内容进行详细描述和阐述。
本单元是高中化学课程的基础内容，对于学生理解化学原理、掌握元素周期表的结构和规律具有重要意义。
二、教学目标本单元的教学目标主要包括以下几个方面： 1. 理解原子核外电子的排布规律，包括主、次能级的构成和电子的填充顺序； 2. 掌握元素周期表的结构和元素周期律的基本概念； 3. 学会利用元素周期表中的信息预测元素的性质和电子排布； 4. 进一步加深对原子核结构和电子排布的理解，为后续的化学学习打下坚实基础。
三、教学重点本单元的教学重点主要包括以下几个方面： 1. 原子核外电子的排布规律，包括壳层、亚层和轨道的概念； 2. 元素周期表的结构，包括周期、周期表和主、副族的划分； 3. 元素周期律的基本规律，包括周期性和规律性的定义等。
四、教学内容1. 原子核外电子的排布规律1.1 壳层、亚层和轨道 - 壳层是指原子中电子分布的能级，用 n 表示，第一层为 K 壳，第二层为 L 壳，以此类推； - 亚层是在壳层内划分的，用 l 表示，分别为 s、p、d、f 等；- 轨道是在亚层内进一步划分的，用 m 表示，分别为轨道 s、p、d、f 内的不同取向。
1.2 电子的填充顺序 - 电子按照一定的规律填充在不同的壳层、亚层和轨道中； - 先填充低能级的壳层，再填充高能级的壳层； - 每个轨道能容纳的电子数目不同，s 轨道最多容纳 2 个电子，p 轨道最多容纳 6 个电子，d 轨道最多容纳10 个电子，f 轨道最多容纳 14 个电子。
2. 元素周期表的结构2.1 周期 - 周期是指元素周期表中横向排列的行，共有 7 个周期； - 每个周期表示了一个新的壳层开始填充电子。
2.2 周期表 - 周期表是按照元素的原子序数和壳层构造的表格； - 元素按照原子序数递增的顺序排列在周期表中。
专题1 微观结构与物质的多样性第一单元核外电子排布与周期律教学目标与教学设计的核心问题在化学1的基础上，学生已对原子结构、核外电子排布及元素的金属性和非金属性有所了解。
本单元则较为系统地学习核外电子排布与周期律的重要原理和规律。
本教案侧重引导学生，在学习相关知识的同时，让学生理解：(1).科学家得出元素周期律所用的思维方式与方法。
重点有归纳与演绎。
(2).利用原子结构更好的学习元素周期律与元素周期表。
(3).利用元素周期表的典型应用示例，认识科学理论的应用价值。
1-1 原子核外电子的排布一、教学目标1.知识与技能：(1).了解1-18号元素核外电子排布及相应的规律，并能用原子结构示意图表示上述元素的核外电排布。
2.过程与方法：(1).利用对1-18号元素核外电子排布及相应的规律的分析，学习归纳思维方法。
(2).利用练习巩固原子结构示意图。
3.情感态度与价值观培养学生小组合作精神，以及从微观角度认识事物。
4.教学重点：(1).1-18号元素核外电子排布规律。
(2). 用原子结构示意图表示元素的核外电排布。
二、教学过程[板书] [第一课时原子核外电子的排布][问题情景]画出1-18号所有元素的原子结构示意图。
[问题与探究]按某些共同特征，将上述18种元素分组，说明你分组的依据及优势（注意：不能与图1-2重复）例如：可以按核外电子偶数分组，可以按单质状态分组。
[小结]科学理论来自于客观事实。
但科学理论在被证实之前，会有很多瑕疵，从简单到复杂，是所有科学理论的发展路线。
[问题与讨论]图1-2中核外电子排布依据的规律主要有以下几个要点：[板书]1.元素核外电子排布所遵循的规律(1).核外电子依据电子能量的高低不同划分电子层（K、L、M、N、O、P、Q或n=1、2、3、4、5、6、7）。
离核近的电子层能量低，离核远的电子层能量高。
(2).电子总是尽先占据能量最低的电子层。
(3).各层最多可容纳的电子数为2n2（n=1、2、3…）(4).最外层最多不超过8个电子[思考](1).依据上述规律解释 Na 为什么不是？(2).上述规律能否解下列现象。
第一单元原子核外电子排布与元素周期律课时2 元素周期律三维目标1.知识与技能（1）认识元素的金属性、非金属性随着核电荷数递增而呈现周期性变化的规律，进一步掌握元素周期律。
（2）能够运用元素周期律比较或者推测元素的性质的强弱。
（3）能够根据实验的事实对元素的性质进行比较。
（4）培养学生实验探究，对比，分析，总结规律的科学素养。
2.过程与方法（1）通过性质对比实验，探究钠、镁、铝的金属性强弱，从而得到金属性的变化规律。
（2）通过材料的阅读分析得到非金属性的变化规律。
3.情感态度与价值观（1）激发学生对科学探索的兴趣，鼓励学生勇于探索。
（2）使学生树立由量变到质变的辩证唯物主义观点。
教学重点元素主要性质随着核电荷数递增而呈现周期性变化的规律，元素周期律及实质。
教学难点元素周期律的实质。
课前准备实验用品（9个小组分组实验）：试剂：金属钠、镁、铝、酚酞溶液、2mol/L盐酸溶液、水仪器及用品：滤纸、小刀、玻璃片、砂纸、烧杯、试管（每组4支）、试管夹教学过程【导入新课】上节课，我们已经学习了随着核电荷数的递增，元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价呈现周期性变化的规律。
结构决定性质，元素的主要性质是否也会随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律呢？这就是我们这节课要探究的内容。
【推进新课】［板书］一、元素金属性、非金属性的判断依据［分析］元素的化学性质主要指元素的金属性、非金属性。
金属元素主要体现元素的金属性，非金属元素主要体现元素的非金属性。
［分析］单质的还原性越强，对应元素的金属性越强，反之，金属性就弱；单质的氧化性越强，对应元素的非金属性越强，反之，非金属性就弱。
［问题1］那么根据哪些实验事实可以帮助我们判断元素的金属性强弱呢或者说是单质的还原性强弱呢？比如钠、镁、铝。
［学生讨论，总结］［点评］学生的回答并不一定全面，教师可以引导学生通过氧化还原反应的强弱律，反应的难易程度程度（指反应的快慢及剧烈程度）等方面进行思考。
专题1 微观结构与物质的多样性第一单元原子核外电子排布与元素周期律第1课时原子核外电子的排布元素周期律(教师用书独具)●课标要求1．了解原子核外电子的排布。
2．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。
●课标解读1．了解核外电子排布规律和表示方法。
2．理解元素周期律和金属性、非金属性的强弱判断。
●教学地位结构决定性质，原子核外电子排布和元素周期律是研究物质性质的基础，并且在高考题中均有涉及。
(教师用书独具)●新课导入建议我们在日常生活中经常会观察到，蜜蜂在某一朵花附近采蜜时，没有确定的飞行路径，一会儿向西、一会儿向东，蜜蜂在一朵花的近处、远处都可能出现，似乎没有什么规律。
但经过仔细观察不难发现：蜜蜂在花朵附近出现的次数总比在远离花朵的地方出现的次数多。
与此类似，原子核外电子的排布也是有规律的，该规律是怎样的呢？答案就在本课时的学习中。
●教学流程设计1.(1)电子在核外排布时，总是尽量先排在能量最低的电子层里，即先排满K 层再排L层等。
(2)每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。
(3)最外层电子数则不超过8(第一层为最外层时，电子数不超过2个)。
次外层最多不超过18个。
3．原子核外电子排布的表示——结构示意图Cl、Cl－、K＋的结构示意图分别为○＋17 2 8 7 ，○＋17 2 8 8 ，○＋19 2 8 8 。
1．同一元素的原子和离子的原子构成有什么差异？【提示】核电荷数或质子数相同，核外电子数不相同。
1.(1)原子序数：按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号就叫做原子序数。
(2)原子序数与元素原子结构之间的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期律(1)原子最外层电子呈周期性变化：随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性的变化，除H、He外，最外电子层上的电子数重复出现从1递增到8的变化。
(2)元素原子半径呈现周期性变化随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
原子核外电子排布与元素周期律学测复习教学设计【教学目标】1.知道质量数并能进行简单的计算。
2.会判断同位素、同分异构体、同素异形体。
3.会判断1～18号元素的原子或离子结构示意图.4.认识元素周期律，会比较常见元素原子半径的大小、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、非金属元素的气态氢化物的稳定性、元素的金属性与非金属性等。
【教学重点】(1)1-18号元素核外电子排布。
(2)元素周期律。
【教学难点】元素周期律【教学方法】讨论、比较、归纳【设计思路】在学测复习教学中，首先要让学生知道这部分知识如何考查以及考查的深浅度。
对于元素周期表与元素周期律这块知识经过总结发现，学测中出现了四个相关的考点——质量数、同位素、1～18号元素的原子或离子结构示意图的判断、利用元素周期律对元素性质的比较。
前三个知识点相对简单得多，引导学生认识质量数并能进行简单的计算，会判断1～18号元素的原子或离子结构示意图，会区分同位素、同分异构体、同素异形体、同系物几个概念，然后采用交流、讨论、归纳、总结的方法，引导学生学会判断一些常见的元素，并加深对元素周期律的认识。
【教学过程】[引入]在练习中我们发现在学测中对这部分的考察涉及到了四点内容，也就是体现在四道选择题中，现在，我们就分别来复习这些内容。
[投影]真题赏析1.（2014年江苏）136C呼气法在医学上常用于幽门螺旋杆菌的诊断。
下列关于136C的说法中正确的是（）A．质子数是6 B．质量数是6C．电子数是13 D．中子数是132.（2016年江苏）研究化学反应常用188O作为示踪原子，该原子的质子数是（）A．18 B．8 C．10 D．16学生抢答，然后总结学测对质量数的考察方法。
[投影小结] 考点一：质量数及其计算X其中，质量数=质子数+中子数，质子数=核电荷数=核外电子数做这道题关键是认识元素周围数字的涵义。
[过渡] 认识了质量数，那像35Cl与37Cl,16O与18O它们又是怎样的关系呢？学生回答：它们互为同位素。
苏教版必修2第一单元《核外电子排布与周期律》教案第一课时原子核外电子排布元素周期律学习目标：(1)掌握1-20号元素原子核外电子排布及相应的规律，并能用原子结构示意图表示上述原子的核外电子排布。
(2)认识元素周期律，了解核外电子排布与元素原子半径、化合价、金属性、非金属性的周期性变化关系。
学习重点：（1）1-20号元素原子核外电子排布（2）元素性质周期性变化的本质学习难点：元素性质周期性变化的规律学习过程：一、原子核外电子的排布：画出1—20号元素原子的原子结构示意图：总结原子核外电子的排布规律：（1）电子按照能量由到的顺序分层排布。
总是尽量先排在的电子层里，然后排布在的电子层。
即电子总是尽量先排在层。
（2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层序数)。
（3）最外层最多容纳的电子数是个（K层时最多是个）；次外层最多是。
倒数第三层最多是个。
二、元素周期律：1、原子序数：。
原子序数= = =原子的。
2、根据1—20号元素原子的原子结构示意图分析：（1）原子的最外层电子数随递增呈现从到的性的变化。
（除元素以外）。
（2）元素的原子半径随递增呈现从到的性的变化。
（除外）。
（3）元素的金属性与非金属性变化规律：A．元素金属性是指元素的原子能力的大小。
通常可根据它们的单质与或与反应置换出氢气的难易、元素最高价氧化物的水化物的强弱、单质之间的相互来比较。
B．元素非金属性是指元素的原子能力的大小。
通常可根据它们的单质与反应生成气态氢化物的难易、气态氢化物的、元素最高价氧化物的水化物的强弱、单质之间的相互来比较。
探究1.钠、镁、铝单质的金属性的强弱：实验现象如下总结：钠、镁、铝金属性的强弱顺序是。
硅、磷、硫、氯非金属性的强弱顺序是。
（4）元素的主要化合价：分析11—17号元素的主要化合价。
最高正价随递增呈现从到的性的变化。
最低负价随递增呈现从到的性的变化。
【总结归纳】1、元素的随递增而呈变化的规律叫做元素周期律。
化学2专题1第一单元原子核外电子排布与元素周期律（第一课时）原子核外电子的排布三维目标（一）知识与技能1．了解原子核外电子排布的基本规律。
能用原子(离子)结构示意图表示原子(离子)的核外电子排布。
2．能正确运用有关化学用语 （二）过程与方法回顾复习原子结构的有关知识，采用交流、讨论、归纳、总结的方法，探究原子核外电子的排布规律。
（三）情感、态度与价值观1．体会科学发现和发展的历程．领悟科学发展的艰辛。
2．培养学观察能力、分析能力和抽象归纳的能力。
学情分析在初中化学和高中化学1专题1第三单元《人类对原子结构的认识》中，学生已经初步接触到原子的内部结构，知道原子核的构成、原子核外电子是分层排布的，知道质量数与质子数、中子数的关系，知道质子数、核电荷数、核外电子数的关系，对离子的形成有了一些感性认识和初步概念。
但是理解不深，缺乏系统，在教学中需要复习：构成物质的微粒、原子结构、的表达含义、原子的质量数等。
教材分析1．知识体系与核心知识2．教学设计与教学评价内容特点与教学设计：观察图表＋比较与对比＋抽象归纳 教学重、难点1．重点：原子核外电子排布规律。
2．难点：原子核外电子排布规律间相互制约关系。
教学过程【复习】构成原子的微粒有哪些？这些微粒之间存在何种数量关系？质子：质子数（Z ）决定元素的种类 原子核外电 子的排布 概念、规律、原理电子层、电子的能量、能量最低原理 原子核外电子 的排布规律实践、技能能写出1~18号元素 的原子结构示意图原子核【投影】原子中子：中子数（N）决定核数的种类核外电子：核外电子排布（尤其是最外层电子数）决定元素的性质数量关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）中性原子：核电荷数＝质子数＝核外电子数电性关系阳离子：核电荷数＝质子数＞核外电子数阴离子：核电荷数＝质子数＜核外电子数【引入】你知道吗？电子在核外是分层排布的。
【思考】如何用原子结构示意图表示钠原子的核外电子排布？【投影】钠的原子结构示意图核电荷数电子层各电子层排布的电子数【观察与思考】由钠的原子结构示意图，思考为什么核外电子是分层排布的？各电子层的能量相同吗？请你按能量由低到高的顺序排列电子层。
元素周期表及其应用教学设计【课标要求】了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。
通过自学有关周期表的结构的知识，培养学生分析问题、解决问题的能力。
通过精心设计问题，激发学生的求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣。
【教学重点】元素周期表的结构【教学方法】讨论、比较、归纳。
【教学过程设计】【复习】元素周期律：——元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化。
包括：1、原子半径呈周期性变化2、元素化合价呈周期性变化3、元素金属性和非金属性呈周期性变化实质就是元素的原子核外电子排布的周期性。
【问题】：试根据元素周期律将1—18号元素排成一个表：学生活动：可能的结果是：具体分析表二：排布的原则是：1．将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列排成一个横行。
2．把最外层电子数相同(严格地说是外围电子排布相似)的元素按电子层递增的顺序从上到下排成纵行。
把最外层电子数排满的同一纵行。
学生阅读课本第七页到第八页。
一、元素周期表的结构：【交流与讨论】（1）元素周期表的编排原则：把电子层数相同的元素排在同一横行，把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排在同一个纵行？（2）元素周期表中有多少横行（称为周期）、纵行（称为族）？（3）原子电子层数与周期表周期数的关系，最外层电子数与族序数的关系？【归纳与整理】（一）元素周期表的结构1、周期：元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期，故元素周期表共有7个周期①周期序数与电子层数的关系：周期序数与电子层数相同②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，4、5、6、7周期称为长周期，第7周期又称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。
【课堂练习1】请大家根据元素周期表，完成下表内容。
【小结论】1、周期序数用阿拉伯数字表示，周期序数与电子层数相等。
2、族：元素周期表共有18个纵行，除了8、9、10三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个族，故元素周期表共有16个族。
核外电子的排布规律一、评价要点1．认识：原子结构示意图。
2．知道：核电荷数为1~18的元素的原子结构示意图。
3．运用：原子核外电子分层排布的一般规律解题。
二、方法指引1．原子结构示意图的的含义2．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同分层排布，其主要规律是：（1）核外电子总是尽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。
（2）原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
（3）原子最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个），次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。
三、典型例题例1 某元素（核电荷数小于20）最外层电子数是次外层电子数的a(1<a<4)倍，则该原子核内的质子数是 ( )A. 2aB. 8a +2C. 2a +10D. 2a +2[分析] 本题考查核外电子的排布规律，答题时按电子层数分析讨论。
当该原子核外有三或四个电子层时,则该原子最外层电子数为8a（8a>8），显然不符合核外电子的排布规律；当该原子核外有两个电子层时，则最外层电子数为2a(2a<8)，则符合核外电子的排布规律，所以该原子的核外电子数为2a+2，即核内的质子数为2a+2。
[答案] D例2今有A、B、C、D四种元素，其中A元素是1826年一位法国青年科学家发现的。
他在研究海水制盐时，往剩余的副产物苦卤中通入氯气后发现溶液颜色变深，若进一步提取，可得一种红棕色液体，有刺鼻的气味。
B、C、D的原子核外电子层均不超过3个。
D原子核内的质子数正好等于C原子核内质子数的2倍，而它们最外电子层上的电子数恰好相等。
D 原子的最内电子层上电子数则是B原子核外电子总数的2倍。
则（1）四种元素分别为：A_____，B______，C______，D______。
（2）由上述某元素的单质与另两种元素的化合物反应生成两种酸的化学方程是。
[分析] 本题主要考查根据原子结构特征推断元素，答题时注意运用分析讨论，并能正确表达化学用语。
专题一：微观结构与物质的多样性第一单元：原子核外电子排布与元素周期律第一课时一、教学目标课标内容：了解原子核外电子的排布会考考纲：1．了解核外电子的排布（B）2．能画出1~18号元素的原子结构示意图（B）教学目标：（一）知识与技能原子核外电子排布规律（二）过程与方法掌握原子核外电子排布规律，通过1-20号元素的原子和离子结构示意图的学习，扩展到主族元素的电子排布规律的认识，初步体会归纳与演绎的学习方法。
（三）情感与价值观通过原子核外电子排布规律，了解物质运动的复杂性和特殊性二、教学重、难点和突破方法教学重点：了解原子的结构，能画出1~18号元素的原子结构示意图教学难点：核外电子排布规律三、教学过程：（一）设计思路由原子的构成→原子核外电子分层排布运动→原子核外电子排布规律（二）教学媒体和教具学案、练习题、图表……（三）课堂教学流程1.创设情境，引入新课下表是构成原子的各微粒的一些参数，请根据表中所提供的信息回答问题：表1问题解决：1．原子是由、和三部分构成的。
2．在原子中，质量集中在上，其大小是由和之和决定的。
3．在原子中：＝＝4．原子不显电性的原因：交流与讨论：原子核带正电荷，核外电子带负电荷，正负电荷相互吸引，那为什么电子不会落入原子核内呢？2.进行新课讲解：原子核外电子并不是静止的，而是绕原子核做高速圆周运动，它们之间的引力提供了圆周运动的向心力，有摆脱原子核对电子的吸引的倾向，所以，在不受外界影响的条件下，电子既不能被原子吸入核内，也不能离开核自由运动。
过渡：那么，多电子原子的核外电子是如何绕原子核作高速运动的呢？一、原子核外电子的排布1．核外电子运动特征科学探究：根据所给的一些数据，请你总结电子运动的特征①核外电子的质量：9.10×10-31kg②炮弹的速度2km/s，人造卫星7.8 km/s，宇宙飞船11 km/s；氢核外电子2.2×108m/s③乒乓球半径：4×10-2m；原子半径：n×10-10m结论：电子运动的特征是：电子质量，运动速度，运动空间范围。
过渡：在初中我们已经学过原子核外电子的排布规律，知道含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内作高速运动。
那么，原子核外电子是怎样绕原子核运动的呢？2．核外电子分层排布自学检测：完成表2表2设疑：原子核外电子绕原子核分层排布有什么规律？3．核外电子排布的规律思考与交流：看表3，总结原子核分层排布有什么规律表3 稀有气体元素的原子核外电子排布⑴原子核外电子排布：总是从能量的电子层排起，然后由往排；⑵各层最多能容纳的电子数目为（）；⑶最外层最多能容纳的电子数目为8（K层为最外层时，不超过2个电子），次外层电子数目不超过18，倒数第三层不超过32个电子。
练一练：1．请分别画出9号氟元素和15号磷元素的原子结构示意图2．你对上述规律中“各层最多容纳电子数”是如何理解的，请举例加以说明。
19号钾元素的原子结构示意图该如何画？问题解决：1．2．你的理解是：经验交流：核外电子排布规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循核外电子排布几条规律。
练习反馈：1．有X、Y两种原子，X原子的M层比Y原子的M层少3个电子，Y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍，则X为，Y为。
2．今有微粒结构示意图，试指出x的可能数值及相应微粒名称和符号，并画出该微粒的结构示意图。
X值微粒符号微粒名称结构示意图交流与讨论：还有哪些微粒有10电子？你知道的有：3.小结4.巩固练习1．下列所画原子结构示意图正确的是（）A． B．C． D．2．某元素核外有三个电子层，其最外层电子数是次外层电子数的一半，则此元素是（）A．S B．C C．Si D．Cl3．已知a X m+和b Y n-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是（）A． a=b+m+n B． a=b-m+n C． a=b+m-n D． a=b-m-n 4．和氖原子有相同的电子层的微粒是（）A．He B．K＋C．Cl－D．5．178O和168O原子核外电子数(判断前后两者的关系) （）A．大于 B．小于C．等于 D．不能肯定6．核外电子排布相同的离子A m+和B n-，两种元素的质子数，前者与后者的关系是（）A．大于 B．小于 C．等于 D．不能肯定7．核外电子层结构相同的一组粒子是( )A．Mg2＋、Al3＋、Cl－、Ne B．Na＋、F－、S2－、ArC．K＋、Ca2＋、S2－、Ar D．Mg2＋、Na＋、Cl－、S2－8．在第n电子层中，当它作为原子的最外电子层时，能容纳的最多电子数与n-1层相同，当它作为原子的次外层时。
其电子数比n+1层最多能多10个，则此电子层是 ( ) A．K层 B．L层C．M层 D．N层9．一种粒子的质子数和电子数与另一种粒子的质子数和电子数相等，则下列关于两种粒子之间的关系说法错误的是( )A．它们可能是同位素B．可能是不同分子C．可能是相同的原子D．可能是一种分子和一种离子10．下列叙述中，正确的是（）A．两种微粒，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同B．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布C．两原子的核外电子排布相同，则一定属于同种元素D．不存在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子11．1~18号元素中，最外层电子数是次外层电子数二倍的元素是，原子结构示意图，能与氧形成的氧化物的化学式、。
12．各题中的物质均由核电荷数为1~10的元素组成，按要求填写化学式⑴只有两个原子核和两个电子组成的分子是⑵最外层分别为4个和6个电子的原子形成的化合物是⑶最外层有5个电子的原子所形成的氢化物⑷由3个原子组成的电子总数为10的化合物是⑸离子化合物AB中阴阳离子的电子层结构相同，则化合物AB是13．A+、B-、C、D四种微粒中均有氢原子，且电子总数均为10个。
溶液中的A+和B-在加热时相互反应可转化为C和D。
则A+为，B-为C和D为、。
参考答案：1~10: C、CC、A、C、C、D、CD11、碳、、 CO212、H2；CO 、CO2；NH3；H2O； LiH13、NH4+；OH-；H2O、NH35.板书设计原子核外电子排布与元素周期律(1)一、原子核外电子的排布1．核外电子运动特征2．核外电子分层排布3．核外电子排布的规律6.布置作业四、教学反思第二课时一、教学目标课标内容：能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系会考考纲：1．能结合有关数据和实验事实（原子核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、元素的金属性与非金属性等）认识元素周期律（B）2．了解原子结构与元素性质的关系（B）教学目标：（一）知识与技能1．掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小比较。
2．通过实验操作，培养学生实验技能。
（二）过程与方法1．运用归纳法、比较法，培养学生抽象思维能力2．通过实验探究，自主学习，归纳元素周期律，培养学生探究能力（三）情感与价值观培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质；培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。
二、教学重、难点和突破方法教学重点：元素化合价随原子序数的递增而变化的规律，微粒半径及大小的比较元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，探究能力的培养。
教学难点：元素周期律三、教学过程：（一）设计思路由原子核外电子分层排布→原子半径、元素的主要化合价、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、元素的金属性与非金属性等→认识元素周期律（二）教学媒体和教具学案、练习题、图表……（三）课堂教学流程1.创设情境，引入新课根据核电荷数为1－18的元素原子核外电子排布可以发现：随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化规律。
你知道其中的规律吗？根据原子核外电子排布，完成下列表格内容：表－1 1~18号元素核外电子排布规律设疑：核外电子排布呈现规律性变化，那么，元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢？是否也呈现规律性变化呢？2.进行新课二、元素周期律讲述：人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫做原子序数。
元素的原子序数在数值上就等于该元素的原子的核电荷数。
交流与讨论：下表是1－18号元素的原子半径，随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径有怎样的变化规律？表－2 1~18号元素原子半径1．原子半径的递变规律具有相同的原子，其半径随的递增而。
设疑：你对原子半径的递变规律是怎样理解的？你的解释是：过渡：随着元素原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素的原子半径呈现周期性变化。
那么，元素的性质是否也有相应的周期性变化规律呢？2．元素金属性、非金属性的递变规律讲解：人们在长期的研究中发现，元素的单质和化合物的某些性质有助于判断元素的金属性和非金属性的强弱。
⑴元素金属性、非金属性的判断依据自主阅读：请阅读教材P5页信息提示，完成下表内容。
表－3 金属性、非金属性强弱判断依据⑵第三周期元素性质变化规律实验探究：钠、镁、铝的金属性强弱根据实验：完成表格问题：根据金属性强弱的判断依据，试判断金属性强弱变化规律。
你的结论是：①元素金属性递变规律：过渡：金属元素随着核电荷数的递增存在递变规律，那么非金属元素是否也存在相似递变规律呢？探究活动：研究硅、磷、硫、氯的非金属性的强弱表－5 硅、磷、硫、氯元素的气态氢化物②元素非金属性递变规律：探究活动：阅读并分析表－6，根据11~17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性，结合表－5，探究元素的金属性和非金属性的强弱变化规律及元素的最高化合价和最低化合价的递变规律。
表－6 原子序数为11~17的元素最高价氧化物的水化物①元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律是：②元素的金属性和非金属性强弱的变化规律是：③元素最高价化合价和最低化合价的变化规律是：④元素的最高化合价的数值与原子核外最外层电子数的关系是：3．元素周期律⑴定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律叫做元素周期律。
⑵元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数递增发生周期性变化的必然结果。
3.小结4.巩固练习1．下列说法中正确的是（）A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数C．最外层有2个电子的原子都是金属原子D．最外层有1个电子的原子都是金属原子2．下列递变规律不正确的是（）A．Na．Mg、Al还原性依次减弱B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强C．C、N、O原子半径依次增大D．P、S、Cl最高正价依次升高3．下列微粒半径之比大于1的是（）A．r(K＋)/r(K)B．r(Al)/R(Mg)C．r(P)/r(s)D．r(Cl)/r(Cl－) 4．X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素，Z和Y 两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。
