第一篇：第二轮复习教案原子结构 元素周期律和周期表
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http://www.xiexiebang.com-、dD(n+1)-均是具有相同电子层结构的短周期元素形成的简单离子，下列叙述正确的是
[
] A．原子半径C＞D＞A＞B B．原子序数b＞a＞c＞d C．离子半径D＞C＞A＞B D．单质的还原性A＞B＞C＞D 9．下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是
[
] A．六氟化氙（XeF6）B．次氯酸（HClO）C．氯化硫（S2Cl2）D．三氟化硼（BF3）
10．在元素周期表短周期中的X和Y两种元素可组成化合物XY3，下列说法正确的是 [
] A．XY3晶体一定是离子晶体
B．若Y的原子序数为m，X的原子序数一定是m±4 C．X和Y可属同一周期，也可属于两个不同周期 D．XY3一定不属于同一主族
二、非选择题
11．a、b、c、d、e、f、g为七种由短周期元素构成的微粒，它们都有10个电子，其结构特点如下：
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其中b的离子半径大于e的离子半径；d是由极性键构成的四原子极性分子；c与f可形成共价型g分子。
试写出：
（1）a微粒的结构示意图______；
（2）b与e相应元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较为（用化学式表示）______＞______；
（3）d溶于水的电离方程式______；（4）g微粒所构成的晶体类型是______；
（5）c微粒是______，f微粒是______（用化学式表示）。
12．A、B、C、D是4种短周期元素，它们的原子序数依次增大，其中A、C及D、B分别是同主族元素，又知B、D两元素的原子核中质子数之和是A、C两元素原子中质子数和的2倍，这4种元素的单质中有2种气体，2种固体。
（1）写出元素符号：A______，C______。
（2）写出2种均含A、B、C、D四种元素的化合物相互反应逸出气体的化学方程式______。
（3）用A元素的单质和B元素的单质可以制成电池，电池中装有浓KOH溶液，用多种的惰性电极浸入KOH中，两极均有特制的防止气体透过隔膜，在一极通入A的单质，另一极通人B的单质，通入B单质的一极电极反应方程式是：______。
答
案
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一、选择题
1．C 2．A 3．C 4．A、D 5．A、D 6．B 7．B 8．B、C 9．C
10．C
二、非选择题
11．（2）NaOH＞Mg（OH）2
（4）分子晶体（5）OH-
H3O+ 12．（1）H，Na（2）NaHSO4+NaHSO3=Na2SO4+SO2↑+H2O（3）O2+4e+2H2O→4OH
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第二篇：安徽省怀远县包集中学高考化学第二轮复习原子结构 元素周期律和周期表教案
安徽省怀远县包集中学高考化学第二轮复习教案：原子结构 元素周期律和周期
表
教学目标
知识技能：掌握原子结构的知识，元素周期律的内容以及周期表的结构；理解原子结构与元素周期律和周期表（即位—构—性）之间的内在联系。
能力培养：通过例题培养学生运用位一构一性三者之间的联系规律解决实际问题的能力。通过原子结构和元素在周期表中的位置的推断，培养学生发散思维和收敛思维的能力。
科学思想：通过习题训练，使学生领悟事物是普遍联系的和量变引起质变的辩证法思想；学习用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。
科学品质：通过例题中信息的学习，激励学生形成严谨求实的科学态度和勇于创新，追求真理的科学精神。
科学方法：通过推断题的分析与解答，学会运用位—构—性三者之间的规律解决实际问题的推理方法。重点、难点位—构—性三者之间的规律及其应用。
教学过程设计
教师活动
【板书】
一、原子结构 1．原子的组成
【提问】请说明原子的组成。学生活动
回答原子结构的知识要点：
（2）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。
（3）质量数A=Z+N，是原子量的近似值。
在学生回忆的基础上予以补充 【板书】2．原子核
（1）所含质子数______；中子数______； 电子数______；质量数______。（2）该微粒的结构示意图
思考并回答问题：
（1）所含质子数17；中子数18；电子数18；质量数35。
（2）该微粒的结构示意图
（5）已知Cl元素的原子量为35.5，可知这两种原子在自然界的原子百分组成之比是Cl-35∶Cl-37=3∶1。
这里应明确同位素与核外电子数无关； 并非所有原子核内都有中子。
非金属元素：其阴离子半径＞原子半径 金属元素：其阳离子半径＜原子半径
请认真思考后做出回答。
【提问】比较三种“原子量”之间的差别，并判断下列各式分别表示哪种“原子量”？ ①M=m/mc/12；
回答：三种原子量的概念及计算：（略）①为同位素的原子量； ②为元素的（平均）原子量；
③为元素的近似平均原子量（A为质量数）。
【投影】例2某元素构成的双原子分子有三种，其式量分别为158、160、162。在天然单质中，此三种单质的物质的量之比为1∶1∶1。由此推断以下结论中，正确的是
[
] A．此元素有三种同位素 B．其中一种同位素质量数为80 C．其中质量数为79的同位素原子占原子总数的1/2 D．此元素的单质的平均式量为160 【组织讨论】请讨论解题思路并做答。通过例题引导学生思考与分析：
（1）如何确定该元素同位素原子的种类？（2）怎样计算其同位素原子的质量数？（3）怎样计算各种同位素原子的百分比？（4）如何确定此元素的单质的平均式量？ 讨论并回答：
（1）有三种单质，说明该元素只可能有两种同位素原子；若有三种同位素原子，则形成的单质分子就不止三种。设这两种原子分别为aX和bX，则三种单质为：aXaX、aXbX、bXbX。
（2）这两种原子的质量数分别是：158/2=79；162/2=81；而式量为160的是由两种同位素原子共同形成的（79+81=160）。所以，质量数为80的同位素并不存在。
（3）由三种单质的物质的量之比为
1∶1∶1，可求得质量数为79和81的两种同位素原子的个数比为1∶1，即各占50％。（4）单质的平均式量可由下式求得：
M=158×1/3+160×1/3+162×1/3= 160 【板书】3．原子核外电子的排布
【投影】例3 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，若核外电子排布相同，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。请认真思考后做出回答。
引导学生小结有关电子排布的知识。分析与辨析、回答：
A中的微粒，可以是原子、阳离子和阴离子，如Na+和O2-，都是2、8的电子层结构，但化学性质相差甚远。
B中当H形成H+时，不与任何稀有气体的原子结构相同。
C对于中性原子其质子数=电子数，所以核外电子排布相同时，一定属于同种元素。故，本题C、D正确。
【投影】（1）核外电子排布的四条规律；
（2）短周期元素各个电子层上电子数目之间的数量关系。
（3）最外层电子数与元素化合价的关系；确定元素的最高正价和最低负价（仅非金属元素），且两者绝对值之和等于8（H为2）。
听其他同学发言，积极思考，参与讨论，并给予必要的补充。比如： 半径比较三规律：
非金属元素的原子半径＜其相应的阴离子半径。金属元素的原子半径＞其相应的阳离子半径。
具有相同电子层结构的阴阳离子，随着元素原子序数的递增，离子半径逐渐减小。【板书】
二、元素周期律 【投影】
1．写出1～20号元素的原子结构示意图； 思考并回答：
写出1～20号元素的原子结构示意图。2．观察并思考： 随着原子序数的递增：
a．原子最外层电子数有何变化规律
a．原子最外层电子数总是由1～2或1～8出现周期性的变化 b．原子半径的变化有何规律
b．原子半径总是由大到小，到稀有气体元素时半径突然增大，呈周期性的变化 c．元素的主要化合价有何变化规律
c．元素的主要化合价（最高正价与最低负价）均呈现由低到高的周期性的变化 3．什么叫元素周期律？ 回答：
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化的规律，就叫元素周期律。
【板书】
三、元素周期表 1．元素周期表的结构
【提问】元素周期表的主要特征有哪些？
（1）引导学生复习元素周期表的结构： 【板书】
②周期的分类及各周期的元素数目 说明：
在此引导学生注意相邻两个短周期中元素原子序数之间的数量关系。③族的分类 思考，归纳，发言。倾听，回忆。回忆，发言： 周期
元素数目
（2）金属与非金属元素的分界线两边的元素有哪些？
思考并回答：把握金属与非金属元素的分界线两边的元素，如B、Al、Si等。（3）掌握每个主族元素的名称、符号和序数。练习书写主族元素的名称、符号和序数。
【投影】例4 两种短周期元素组成的化合物中，原子个数比为1∶2。若两种元素的原子序数分别为p和q，则对下列p和q可能的关系概括得最完全的是
[
] ①p+q=15
②p=q+5 ③p=q-5
④p+q=22 A．①④
B．①③④ C．①②③④
D．①②④ 【组织讨论】请讨论解题思路并做答。讨论、分析、回答：
①两种“短周期元素”，说明这两种元素的原子序数都小于18；
②化合物中，原子个数比为1∶2，有两种形式：XY2或X2Y。其中XY2型的化合物，常见的有CO2、SO2、NO2以及ⅡA和ⅦA族元素之间形成的化合物，如MgCl2、BeF2等。
常见X2Y型的化合物如IA与ⅥA族之间的化合物如H2O、Na2O及N2O等。所以此题应选C。 【板书】2．元素性质的递变规律（1）元素周期表中微粒半径的递变规律
【投影】例5 各组微粒的半径比较，正确的是
[
] 7
①F＜F-＜Cl-
②O2-＜Mg2+Al3+ ③Ca2+＜Ca＜Ba
④S2-＜Se2-＜Br-A．①③
B．②③ C．③④
D．①④ 读题与解题。答案是A。
【组织讨论】请讨论解题思路并总结微粒半径比较的规律。讨论，总结微粒半径比较的规律：
（1）同周期元素原子半径，随原子序数的递增而递减；（2）同主族元素原子半径，随原子序数的递增而增大；（3）同主族元素离子半径，随原子序数的递增也增大；
（4）具有相同电子层结构的阴阳离子，其半径随原子序数的递增而减小。【评价】对学生的正确回答予以鼓励，并对发言中的问题和不完善之处予以补充。【板书】（2）元素周期表中各元素单质性质的递变规律 【提问】周期表中元素单质的性质呈现怎样的变化规律？ 思考，总结：
（1）同周期从左到右，随原子序数的递增，元素的金属性和单质还原性逐渐减弱；元素的非金属性和单质的氧化性逐渐增强。
（2）同主族从上到下，随原子序数的递增，元素的金属性和单质还原性逐渐增强；元素的非金属性和单质的氧化性逐渐减弱。
（3）位于分界线两边的元素一般具有两性。
【投影】通过实验证明：Na、Mg、Al、Fe这四种金属活动性的相对强弱。【组织讨论】不仅要提出方案，还要说明实验操作的方法和应该看到的实验现象。
【评价】因为是复习，因此学生有可能提出各方面的依据或设想。在学生提出可能的方案后，引导学生对每一个方法都进行评价，让学生自己分析并说明为什么可行？为什么不行的道理。
这9种设想中，不能完全充分说明问题 的有：（1）、（4）、（7）、（8）和（9）。
【提问】哪些实验事实能够说明：S的非金属性比Cl要弱？
思考，讨论，设计并提出实验方案或实验事实：（学生可能的方案有）（1）与氧气反应的难易程度；（2）与水反应的难易程度；
（3）与水反应后生成的氢氧化物的碱性的相对强弱；（4）与强酸反应产生氢气的剧烈程度；（5）四种金属之间的置换反应；
（6）它们形成的强酸盐溶液的pH的大小（水解程度）；（7）它们对应的金属阳离子氧化性的相对强弱；（8）这四种金属的冶炼方法；（9）在自然界的存在形态。
【评价】与学生一起在讨论中评价每一个方案。
【板书】（3）最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性，以及非金属元素气态氢化物的稳定性的递变规律
【投影】例6 已知同周期的X、Y、Z三元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序：HZO4＞H2YO4＞H3XO4，下列判断不正确的是
[
] A．阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱 B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱 C．原子半径按x、Y、Z的顺序减小
D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱 思考，归纳，回答： 可能的思路有：
（1）与氢化合的反应条件；（2）生成的气态氢化物的热稳定性；
（3）Cl2通入H2S或硫化物的溶液中，能得到S单质的沉淀；
（4）Fe或Cu在其中燃烧时，所得产物中Fe或Cu元素的价态等等。【提问】应该如何比较最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性的相对强弱？ 讨论，总结：
根据“最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性，以及非金属元素气态氢化物的稳定性，取决于金属或非金属元素的活动性的相对强弱”的规律，本题应选B、D。
非金属元素气态氢化物的稳定性与非金属元素单质的氧化性有何内在联系？ 思考，回答。
四、“位—构—性”的规律及应用
【引入】元素周期律揭示了元素之间的内在联系，元素周期表是元素周期律的具体体现形式。那么，这种元素间的内在联系表现在哪些方面？这些规律对于我们解决实际问题又有哪些具体的指导意义呢？
请同学们谈谈自己的体会和看法。倾听，思考。
积极参加讨论，并发言。思考，发言：
（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子总数；
（2）由核外电子总数可知电子的排布，从而知道电子层数，推知该元素在周期表中的周期数；（3）最外层电子数决定元素的化学性质；
（4）根据元素在周期表中的位置，可推知元素的化学性质。
【评价】只知道周期数，能否确定元素在周期表中的位置？对，还得知道它所在的族序数。【评价】元素的化学性质难道只与最外层电子数有关吗？对，还与原子半径即电子层数的多少有关。教师活动
【投影】现在我们来系统地归纳“位—构—性”三者之间的关系：元素“位—构—性”三者之间的关系小结：
【过渡】现在我们来看例题：
【投影】例7 下图是周期表中短周期的一部分，A、B、C三种元素原子核外电子数之和等于B的质量数。B原子核内质子数和中子数相等。下面叙述中不正确的是
[
] A．三种元素的原子半径的大小顺序是B＜A＜C B．A元素最高价氧化物的对应水化物具有强氧化性和不稳定性 C．B元素的氧化物，氢化物的水溶液都呈酸性
D．C元素的单质是非金属单质中唯一能跟水激烈反应的单质
【提问】我们请一位同学示范讲解本题的分析及推断过程。其他同学注意思考，有欠缺的地方予以补充。
读题，思考并回答：
（1）由于 A、B、C是短周期元素，它们在表中的位置关系明确，因此，可设B的原子序数是x，则A的原子序数是（x-9），C原子序数是（x-7）；
（2）又由于 A、B、C三种元素原子核外电子数之和等于B的质量数，B原子核内质子数和中子数相等，则有等式：
（x-9）+x+（x-7）=2x，则有x=16。
可知B为16号S元素，则A为N元素，C为F元素。（3）据上述分析得：只有A不正确。
【投影】例8
在周期表主族元素中，甲元素与乙、丙、丁三元素上下或左右紧密相邻。甲、乙两元素的原子序数之和等于丙元素的原子序数。这四种元素原子的最外层电子数之和为20。据此可以判断：元素甲为______，元素丙为______，元素乙和丁所形成化合物的分子式为______或______。
【组织讨论】请讨论解题思路并求解。读题，分析及解答：
依据元素周期表中元素位—构—性三者之间的关系，利用题给信息，确定突破口：（1）可以最外层电子数之和为20猜想，甲的最外层电子数在5左右；
（2）可以甲元素与乙、丙、丁三元素上下或左右紧密相邻，写出四种可能的位置关系，设出甲的序数，结合最外层电子数之和为20求解。
答案：甲为N，丙为P，乙和丁的化合物为CO或CO2。【课堂小结】
精选题
一、选择题
1．短周期元素X、Y、Z在周期表中的位置关系如右图，其中正确的是 [
] A．Z一定是活泼金属元素
B．X的最高价氧化物的水化物是一种强酸
C． 1molY 的单质跟足量水反应时，发生转移的电子为2mol D．由Z单质形成的晶体属于分子晶体
2．第二周期的元素与氢元素所形成的常见分子或离子中，电子总数为10的有
[
] A．6种以上 B．5种
C．4种 D．3种
3．第三周期元素R，它的最外层达到饱和时所需电子数小于次外层和最内层电子数之差，并且等于最内层电子数的正整数倍，则关于R的正确说法
[
] ①常温下能稳定存在的R的氧化物都能与NaOH溶液反应； ②R的最高价氧化物对应水化物都是强酸； ③R的单质固态时属于同一类型的晶体； ④R 的气态氢化物都能受热分解。A．仅① B．①②④ C．①④ D．②③④
4．下面的推断，错误的是
[
] A．铍是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有两性
B．砹是一种有色固体，HAt很不稳定，AgAt是有色难溶于水且感光性很强的固体C．硫酸锶（SrSO4）是难溶于水和盐酸的白色固体 D．硒化氢（H2Se）是无色、有毒，比H2S稳定的气体
5．下列有关物质性质的比较顺序中，不正确的是
[ A．热稳定性：HF＜HCl＜HBr＜HI B．微粒半径：K+＞Na+＞Mg2+＞Al3+ C．酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 D．熔点：Li＜Na＜K＜Rb 6．下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是
[ A．NaF B．MgI2 C．BaI2 D．KBr
] 13
]
7．在F、P、Si、Fe这四种元素中，每种元素都有某些方面区别于其它三种元素，若从中选出氟元素，选择的理由正确的是
[
] A．最高价氧化物对应水化物酸性最强 B．单质与冷水反应最剧烈
C．单质固态时为分子晶体，熔、沸点较低
D．在氧化物：OF6，P2O5，SiO2，Fe2O3中，OF6最稳定
8．已知aAn+、bB(n+1)+、cCn-、dD(n+1)-均是具有相同电子层结构的短周期元素形成的简单离子，下列叙述正确的是
[
] A．原子半径C＞D＞A＞B B．原子序数b＞a＞c＞d C．离子半径D＞C＞A＞B D．单质的还原性A＞B＞C＞D 9．下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是
[
] A．六氟化氙（XeF6）B．次氯酸（HClO）C．氯化硫（S2Cl2）D．三氟化硼（BF3）
10．在元素周期表短周期中的X和Y两种元素可组成化合物XY3，下列说法正确的是 [
] A．XY3晶体一定是离子晶体
B．若Y的原子序数为m，X的原子序数一定是m±4 C．X和Y可属同一周期，也可属于两个不同周期 D．XY3一定不属于同一主族
二、非选择题
11．a、b、c、d、e、f、g为七种由短周期元素构成的微粒，它们都有10个电子，其结构特点如下：
其中b的离子半径大于e的离子半径；d是由极性键构成的四原子极性分子；c与f可形成共价型g分子。
试写出：
（1）a微粒的结构示意图______；
（2）b与e相应元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较为（用化学式表示）______＞______；（3）d溶于水的电离方程式______；（4）g微粒所构成的晶体类型是______；
（5）c微粒是______，f微粒是______（用化学式表示）。
12．A、B、C、D是4种短周期元素，它们的原子序数依次增大，其中A、C及D、B分别是同主族元素，又知B、D两元素的原子核中质子数之和是A、C两元素原子中质子数和的2倍，这4种元素的单质中有2种气体，2种固体。
（1）写出元素符号：A______，C______。
（2）写出2种均含A、B、C、D四种元素的化合物相互反应逸出气体的化学方程式______。（3）用A元素的单质和B元素的单质可以制成电池，电池中装有浓KOH溶液，用多种的惰性电极浸入KOH中，两极均有特制的防止气体透过隔膜，在一极通入A的单质，另一极通人B的单质，通入B单质的一极电极反应方程式是：______。
答
案
一、选择题
1．C 2．A 3．C 4．A、D 5．A、D 6．B 7．B 8．B、C 9．C 10．C
二、非选择题
11．（2）NaOH＞Mg（OH）2
（4）分子晶体（5）OH-
H3O+ 12．（1）H，Na（2）NaHSO4+NaHSO3=Na2SO4+SO2↑+H2O（3）O2+4e+2H2O→4OH
第三篇：《原子结构与元素周期表》教案
《原子结构与元素周期表》教案
第二节原子结构与元素周期表
【教学目标】
理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；
能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布；
【教学重难点】
解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；
【教师具备】
多媒体
【教学方法】
引导式
启发式教学
【教学过程】
【知识回顾】
原子核外空间由里向外划分为不同的电子层?
2同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动?
3比较下列轨道能量的高低（幻灯片展示）
【联想质疑】
为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？
【引入新】通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，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，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。原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。
【板书】
一、基态原子的核外电子排布
【交流与讨论】（幻灯片展示）
【讲授】通过前面的学习我们知道了核外电子在原子轨道上的排布是从能量最低开始的，然后到能量较高的电子层，逐层递增的。也就是说要遵循能量最低原则的。比如氢原子的原子轨道有1s、2s、2px、2p、2pz等，其核外的惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，电子排布式为1s1。也就是说用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，原子的电子排布式为1s2s22p2。基态原子就是所有原子轨道中的电子还没有发生跃迁的原子，此时整个原子能量处于最低．
【板书】1能量最低原则
【讲解】原则内容：通常情况下，电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，这就是构造原理。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，简称能量最低原则。打个比方，我们把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鹰等鸟比作能量高的电子，把能力低的麻雀、小燕子等鸟比作能量低的电子。能力高的鸟常在离地面较高的天空飞翔，能力低的鸟常在离地面很低的地方活动。
【练习】请按能量由低到高的顺序写出各原子轨道。
【学生】1s2s2p3s3p3d4s4p4d4fspdfg6s
【讲解】但从实验中得到的一般规律，却跟大家书写的不同，顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→s→4d→p→6s→4f→d→6p→7s…………大家可以看图1-2-2。
【板书】能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→s→4d→p→6s→4f→d→6p→7s……
【过渡】氦原子有两个原子，按照能量最低原则，两电子都应当排布在1s轨道上，电子排布式为1s2。如果用个圆圈（或方框、短线）表示满意一个给定量子数的原子轨道，这两个电子就有两种状态：自旋相同《原子结构和元素周期表》第一时教案或自旋相反《原子结构和元素周期表》第一时教案。事实确定，基态氦原子的电子排布是《原子结构和元素周期表》第一时教案，这也是我们对电子在原子轨道上进行排布必须要遵循的另一个原则――泡利不相容原理。原理内容：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。
【板书】2泡利不相容原理
【讲解】在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是不同的，电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。在一个原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个
【板书】一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反
【交流研讨】：最外层的p能级上有三个规道
可能写出的基态原子最外层p能级上两个电子的可能排布：
①2p：《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案
《原子结构和元素周期表》第一时教案②2p:
《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案③《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案2p:《原子结构和元素周期表》第一时教案
④2p
《原子结构和元素周期表》第一时教案《原子结构和元素周期表》第一时教案
《原子结构和元素周期表》第一时教案
p有3个轨道，而碳原子2p能层上只有两个电子，电子应优先分占，而不是挤入一个轨道，原子最外层p能级上两个电子的排布应如①所示，这就是洪特规则。
【板书】３洪特规则
在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行
【交流与讨论】
写出11Na、13Al的电子排布式和轨道表示式，思考17l原子核外电子的排布，总结第三周期元素原子核外电子排布的特点
2写出19、22Ti、24r的电子排布式的简式和轨道表示式，思考3Br原子的电子排布，总结第四周期元素原子电子排布的特点，并仔细对照周期表，观察是否所有原子电子排布都符合前面的排布规律
[讲述]洪特规则的特例:对于能量相同的轨道，当电子排布处于全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个体系的能量最低。
【小结】核外电子在原子规道上排布要遵循三个原则：即能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则。这三个原则并不是孤立的，而是相互联系，相互制约的。也就是说核外电子在原子规道上排布要同时遵循这三个原则。
【阅读解释表１－２－１】电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。
【板书】４核外电子排布和价电子排布式
【活动探究】
尝试写出19～36号元素～r的原子的核外电子排布式。
【小结】钾：1s22s22p63s23p64s1；钙a：1s22s22p63s23p64s2； 铬r：1s22s22p63s23p63d44s2；铁
Fe：1s22s22p63s23p63d64s2； 钴：1s22s22p63s23p63d74s2；铜
u：1s22s22p63s23p63d94s2； 锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2；溴
Br：1s22s22p63s23p63d104s24p；
氪r：1s22s22p63s23p63d104s24p6；
注意：大多数元素的原子核外电子排布符合构造原理，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：原子的可能电子排布式与原子结构示意图，按能层能级顺序，应为
s22s22p63s23p63d1；《原子结构和元素周期表》第一时教案，但按初中已有知识，应为1s22s22p63s23p64s1；《原子结构和元素周期表》第一时教案
事实上，在多电子原子中，原子的核外电子并不完全按能层次序排布。再如：
24号铬r：1s22s22p63s23p63d4s1；
29号铜u：1s22s22p63s23p63d104s1；
这是因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d）、和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
【讲授】大量事实表明，在内层原子轨道上运动的电子能量较低，在外层原子轨道上运动的电子能量较高，因此一般化学反应只涉及外层原子轨道上的电子，我们称这些电子为价电子。元素的化学性质与价电子的数目密切相关，为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。例如，原子的电子排布式为1s2s22p2，还可进一步写出其价电子构型：2s22p2。图１－２－５所示铁的价电子排布式为3d64s2。
【总结】本节理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1～36号元素基态原子的核外电子排布；能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。
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。推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。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。
【板书设计】
一、基态原子的核外电子排布
能量最低原则
能量由低到高顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→s→4d→p→6s→4f→d→6p→7s……
2泡利不相容原理
一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反
３洪特规则
在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行
４核外电子排布和价电子排布式
第四篇：第二章第二节元素周期律和元素周期表教案
第二章
第二节
元素周期律和元素周期表
本节包括三部分内容：元素周期律、元素周期表以及元素周期律和元素周期表的意义。
第1课时
三维目标
知识与技能：使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化；认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。
过程与方法：1.归纳法、比较法。
2.培养学生抽象思维、归纳推理能力。
情感、态度与价值观：培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。教学重点：元素周期律的内容和实质 教学难点：元素周期律的实质 教具准备：实物投影仪、多媒体
课时分配：第1课时—元素周期律；第2课时—元素周期表；第3课时—元素周期律和元素周期表的应用。
教学过程：
【引入课题】用门捷列夫的发现引入本节课题—第二节 元素周期律和元素周期表，本节重点学习元素周期律
【谈话】为了方便研究，引入“原子序数”概念。【生练】齐背1-18号元素的名称，画出原子结构示意图。
【科学探究一】利用我们所画示意图开始科学探究题目一——1-18号元素核外电子排布规律。
（生画、共同纠错、评价、回答规律）
【结论】随着原子序数的递增，原子的最外层电子排布呈现周期性变化。【板书】
（一）核外电子排布的周期性变化
【设疑】1—18号元素的原子半径随原子序数的递增有什么变化规律？ 【科学探究二】根据所提供的原子半径数据，寻找变化规律，填充学案表格二。（教师引导，师生共同探究）【结论】随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化。【板书】
（二）原子半径的周期性变化
【设疑】为什么原子半径大小会出现周期性变化呢？
【投影、讲述】1—18号元素原子核外电子排布示意图，从原子结构上分析原子半径变化实质——原子半径的周期性变化是由原子结构的周期性变化决定的。【过渡】通过原子半径的周期性变化规律，我们可以进行一些简单的原子半径大小的比较。
【投影、讲述】原子半径大小的比较规律（初步涉及元素周期律、周期表的应用，为下节课的学习做准备。）
【过渡】元素的化合价是元素的重要性质，那么化合价是否也随着原子序数的递增呈现周期性的变化呢？
【科学探究三】1—18号元素主要化合价的变化规律 【师生共同探究】边问边答边得结论 【板书】
（三）元素化合价的周期性变化
【设疑】为什么元素化合价会出现周期性的变化？
（通过教师引导、分析，结合原子结构示意图，得出元素化合价变化的实质还是原子结构周期性变化的结果。）
【归纳小结】把上述探究所得的结论统一归纳成一张表格，使学生从整体上把握，从而得出元素周期律的内容——元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
【谈话、板书】元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子结构（特别是原子核外电子排布）的周期性变化的必然结果。【知识反馈】随堂检测题（根据课堂时间灵活把握）
【知识拓展】投影几个版本的元素周期表图片，让学生课下查找资料，设计个性化的元素周期表，为下节课学习元素周期表做准备。
第五篇：元素周期表和元素周期律教学反思
元素周期表和元素周期律（复习）教学反思
修文中学化学组
陆恩兰
通过对元素周期表和元素周期律的教学，回过头来对本节课我有一些想法：
首先，本节课的成功之处在于：教学目标、教学方法上达到了基本要求。基础知识的讲解透彻细腻重点、难点要把握准确。学生回答问题积极认真，学生的参与意识高，当有的学生想回答但又不敢举手时，我充分鼓励他们回答问题，无论学生回答对与错都给出回应和一定的评价。在教学技能方面：讲授正确，语言规范，语速适当，表达清晰，留给学生思考时间，这应该是我平时教学中的一个基本功。良好的语言功底对一名教师来说非常重要。另外，板书精简，书写工整，好的板书有助于将教学内容分清段落，表明主次，便于学生掌握教学内容的体系、重点。所以板书要布局合理、提纲挈领、层次清楚、端庄大方，又快又好。
其次，本节课存在的问题：开始准备时想法是：要运用多媒体、在正式上之前演练一遍，但后来由于未准备好，所以只设计了学案，也也没有能试讲一遍。因此本节课有一些环节没有处理好，如时间分配不是太合理，造成最后时间有点紧，勉强讲完内容，所以在位、构、性知识点上用的时间太少，没有突出该知识点。此外，学生回答问题时不经意的去接学生的话，生生互动的机会有点少。
重新上一遍采取的措施：时间上重新分配，学生回答问题时尽量让他们自己回答完，在学生犹豫不决时适当加以引导，增加生生讨论的时间，在位、构、性知识点上稍加以讲解，然后才通过题目巩固练习。
以上就是我对本节课的反思情况，不足之处敬请各位评委老师多多指点，我一定会乐意接受。这是我第一次上公开课，我很想通过这样的方式提高我的教学水平。
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