第五章物质结构元素周期律全章教案

第五章物质结构元素周期律第一节原子结构教材分析：本节以基本概念为主，原子结构知识是研究元素周期律的基础，它又是学习分子结构的基础。本章是整个高一化学的重点，那么，它就是这个重点中的最基础部分，必须在教学中加强基本概念的教学，加强应用，突出教学难点。本节教材共分三个部分：原子核、原子核外电子运动的特征、原子核外电子排布，其中在讲述原子核部分时，明确质量数的概念及其外延，还要介绍X的含义。教学目的与要求：1.复习原子构成的初步知识，使学生懂得质量数和X的含义，掌握构成原子的粒子间的关系.2.使学生了解关于原子核外电子运动特征的常识.3.了解核外电子排布的初步知识,能画出1∽18号元素的原子结构示意图.教学重点：原子核外电子的排布规律.教学难点：原子核外电子运动的特征,原子核外电子的排布规律.教学方法：比较发现法、讲述法教学用具：课本、小黑板课型：新课课时：2教学内容：第一课时新课的准备：课前复习，着重复习：⑴原子的构成；⑵原子的特点；⑶原子核的构成；⑷质子、中子、电子的质量；⑸质子、中子、电子的电性。讲述：今天更加深入地研究原子的结构（引入课题）第一节原子结构新课进行：1、原子核比较：原子的构成：质子中子电子质量：1.67×10-27Kg1.675×10-27Kg9.1×10-31Kg相对质量：1.0071.008质子的1/1836电性:单位正电荷中性单位负电荷发现：⑴中子比质子略重；⑵中子数、质子数值约等于中子质子的相对质量；⑶原子量=原子相对质量=质子相对质量+中子相对质量+电子相对质量；质子相对质量≈质子数、中子相对质量≈中子数、电子质量忽略不计，则：质子数+中子数=原子近似原子量质量关系：Z+N=A让学生明确，质量数是原子的质量数，就是原子的近似原子量。⑷表示原子的符号：X质子数、电子数为Z，中子数为（A-Z）电性关系：原子：质子数=电子数=核外电子数阳离子：质子数＞核外电子数阴离子：核外电子数＞质子数练习：让学生写出常见元素原子的符号。2、核外电子运动特征⑴核外电子运动特点：①电子质量小，10－31kg②电子运动范围小，10－10m③电子运动速度大，108m/s⑵描述核外电子运动状态的方法电子云的概念：电子在原子核外窨一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地把它叫做“电子云”。含义：①表示电子在核外某空间出现的机会的多少；②它是一段时间内电子运动情况的记录。⑶氢原子电子云：①球形；②离核近，电子云密度大，表示电子出现机会多；③离核远，电子云密度小，表示电子出现机会少。解释氢原子电子云的形成过程，强调只是一个电子的运动结果，是一段时间内的统计结果。新课的延伸：原子结构模型的演变：道尔顿模型、汤姆生模型、卢瑟福模型、玻尔模型、电子云模型。教学小结：⑴原子的构成：质子、中子、电子；⑵质量数及X符号的含义；⑶核外电子运动状态、电子云。作业：P96三、问答题1、2课后小结：这节课未能进行完，主要是在练习举例时介绍了同位素的概念，余下内容需要在下节课中加以消化。第二课时新课的准备：1、请学生辨析几对基本概念：相对原子质量与原子质量、原子量与近似原子量、质量数与相对原子质量2、请四位同学画出下列原子结构示意图：2He、10Ne、18Ar；Na、Cl、Mg；N、B、C，并让学生总结多个原子电子是如何排布的。3、给出原子符号，让学生判断其质子数、中子数、电子数：Ca、Cl、Cl、H、H、H。（引出新课）新课进行：4、原子核外电子的排布（从上面的示意图来分析）指出原子核外电子运动区域与电子能量的关系：电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近的区域内运动把原子核外分成七个运动区域，又叫电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7…表示，分别称为K、L、M、N、O、P、Q…，n值越大，说明电子离核越远，能量也就越高。核外电子分层运动，又叫电子分层排布。设问：每个电子层最多可以排布多少个电子呢？引导学生分析表5-2，通过比较，发现规律：①最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2个）；②次外层最多只能容纳18个电子；③倒数第三层最多只能容纳32个电子；④每个电子层最多只能容纳2n2电子。另外，①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层所能容纳的电子数必须服从于其所在的位置。指导学生填写表5-3、表5-4。安排学生解答讨论题。新课的延伸：①指导学生画出26号铁元素的原子结构示意图，说明次外层电子数可以不饱和，进而说明Fe2＋最外层电子数不是8；②分析得出结论，截止目前，各电子层电子数不超过32个，若发展至8个电子层，容纳电子数最多的电子层是哪一层，可容纳电子数?③改错：写出一些错误的原子结构示意图，让学生判断其正确性，说明其违背了核外电子排布规律中的哪一条。例题1元素B的电荷数为z，已知Bn+和Am+有相同的电子数，则A元素的核电荷数用Z、n、m来表示，应为。（Z+m+n）例题2X、Y、Z三元素的电子层数不超过3，其核电荷数X＞Y＞Z，最外层电子数X＞Y＞Z，达到稳定结构所需要的电子数Y＞X＞Z，Y与Z的电子数之和等于X的核外电子数，由此推断：①元素符号依次为：XYZ。（O、N、H）②由三种元素形成的离子化合物的化学式。（NH4NO3）教学小结：①核外电子排布规律；②原子结构示意图的三个要素。作业：P95一、填空题1、2题思考二、选择题课堂练习三、问答题3课堂简答课后小结：①教学中应用通俗的言语介绍“能量最低原理”，从而明确电子排布的最基本原理；②举例再多一些。第五章物质结构元素周期律第二节元素周期律教材分析：在已经学习了碱金属、卤素两个元素族以后，引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质。教材以1～18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素的金属性、非金属性几个方面，导出元素周期律。教材在处理新课时，不是直接给出新知识点及规律，而是通过课堂讨论、实验及数据分析，总结出规律。教学目的与要求：1．使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、元素非金属性的周期性变化。2．了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。3．认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。4．通过教学，培养学生的逻辑推理能力。教学重点：原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。教学方法：实验法、比较发现法、讲述法教学用具及实验用品：1.教学挂图、小黑板、课本2.实验用品:试管、酒精灯、胶头滴管、蒸馏水、培养皿、镁带、砂布、铝片、酚酞试液、1mol/L盐酸、1mol/LalCl3溶液、3mol/L硫酸溶液、6mol/LNaOH溶液课型：新课课时：2教学内容：第一课时新课的准备：设问：碱金属元素间、卤族元素间的化学性质为什么相似？结论：结构决定性质，（性质决定用途）。讲述：目前已发现了100多种元素，它们的结构与性质各有什么联系？这其中有没有什么规律？（引出板书）第二节元素周期律新课进行：讲述：在三年或五年时间里，春夏秋冬是如何变化的，有何特点？“月有圆缺”月亮的圆缺是如何变化的？引出周期的概念。设问：多少小时为一天的周期？多少天为一星期的周期？（分析它们的特点：均匀）讲述：100多种元素在排列时，也是按一定规律排列的，也有一定的周期，那么，这里面周期是什么？有哪些规律可言？建立原子序数概念后让学生阅读：表5-5、图5-5，解决以下问题：①随着原子序数的递增，元素的种类呈现怎样的规律性的变化？②随着原子序数递增，原子最外层电子排布呈现怎样规律性变化？③随着原子序数递增，元素原子半径呈现怎样的规律性变化？④随着原子序数递增，元素主要化合价呈现怎样的规律性变化？板书：原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数分析：周期性变化的起点、终点的一致性，并分析主要化合价中正价与负价的关系，还要从原子半径最大的原子同时又是最外层电子数最少的，表现最强的金属性，同理，原子半径最小的原子又是最外层电子数最多的，表现最强的非金属性。再根据原子半径与最外层电子数的变化引出元素金属性与非金属性周期性变化规律。发现：填写表5-6、5-7、5-8结论：1.随着原子序数的递增，元素种类、元素原子最外层电子排布、元素原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性都呈现周期性变化。2.元素性质（原子半径、主要化合价、元素的金属性与非金属性）呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。3.元素性质周期性变化是原子核外电子排布周期性变化必然结果。新课的延伸：1.所隔的元素数目是不是相同？所呈现的周期是否规则？2．每一个变化周期与元素周期表中的横行有什么关系？教学小结：1.原子序数、元素周期律的概念。2.元素性质周期性变化的表现形式及与最外层电子排布周期性变化的关系作业：P103习题一：2、3，三。课后小结：①教学中以课本为序来进行教学，一定要启发引导学生通过阅读来发现规律；②教学时间较紧，课堂教学密度较大，应在下次课前加大巩固力度;③需要进行一节课的补充与矫正。第二课时新课的准备：提问：⑴原子序数、元素同期律的概念；⑵元素性质同期性变化的形式。设问：元素的金属性、非金属性是否也随着原子序数的递增呈现同期性变化？新课进行：讲述：“越易越强、越强越强”即：⑴金属：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。⑵非金属性：与氢气化合越容易，非金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强，非金属性越强。类推：“越难越弱、越弱越弱”。以1～18号元素为例，通过实验以说明。比较1：⑴钠与水反应（回忆）⑵镁与水反应【实验5-1】发现1：①条件不同，反应速度不同，镁在沸水中反应快；②化学反应方程式：Mg＋2H2OMg(OH)2+H2↑；③钠与水反应比镁与水反应剧烈、容易，钠的金属性比镁强；⑤NaOH为强碱，而Mg(OH)2的酚酞溶液为浅红色，即为中强碱，钠的金属性比镁强。比较2：①镁与2mL1mol/L盐酸反应②铝与2mL1mol/L盐酸反应发现2：①镁比铝与酸反应速度快，镁的金属性比铝强；②化学反应方程式：Mg+2HCl=MgCl2+H2↑2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑。比较3：氧化铝与盐酸和NaOH溶液反应，化学反应方程式为：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2OAl2O3+2NaOH=NaAlO2+H2O发现3：Al2O3既能与酸反应又能与碱反应，均生成盐和水→两性氧化物。比较4：【实验5-3】先制备一定量的Al(OH)3,再分别与3mL1mol/LH2SO4溶液和6mL1mol/LNaOH溶液反应.发现4:①Al(OH)3也呈两性→两性氢氧化物;②化学反应离子方程式:Al(OH)3+3H+=Al3++3H2OAl(OH)3+OH－=AlO2－+2H2O比较5：Si—SiO2—H4SiO4（难溶弱酸）Si—SiH4（极难生成）P—P2O5—H3PO4（中强酸）P—PH3（很难生成）S—SO3—H2SO4（强酸）S—H2S（较难生成）Cl—Cl2O7—HClO4（最强酸）Cl—HCl（容易生成）组织学生阅读P102、P103页课本，结合比较：发现5：非金属性：Cl＞S＞P＞Si结论：1、Ar金属性→弱，非金属性→强稀有气体元素2、元素的金属性与非金属性随着原子序数数的递增也呈现周期性变化。新课的延伸：1、NaHCO3既能与盐酸反应，也能与NaOH溶液反应，它是两性化合物吗？2、氧化物分为三种：酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。教学小结：1、概念：两性氧化物、两性氢氧化物、元素周期律。2、NaMgAlSiPSCl氧化物：Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7水化物：NaOHMg(OH)2Al(OH)3H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4氢化物：———SiH4PH3H2SHCl主要化合价：＋1＋2＋3＋4＋5＋6＋7－4－3－2－1最外层电子数：1234567原子半径：由大到小元素的性质：金属性→渐强，非金属性→渐弱。作业：P103