原子结构与元素的性质教案[五篇范文]

第一篇：原子结构与元素的性质教案

原子结构与元素的性质教案

教学目标：

1、知识与技能：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、过程与方法：自主学习、归纳总结同主族元素的性质；自主探究元素性质与原子结构关系以及同主族性质递变规律。

3、情感态度与价值观：逐步养成勤于思考，勇于探究的科学品质，培养理论联系实际的科学观念和科学态度；树立事物变化是量变引起质变的辨证唯物主义观点。

教学重点、难点：

元素周期表中同主族元素性质与原子结构的关系、及同主族元素性质的递变规律。

教学方法：

引导——探究——实验。

教学过程：

[引入] 元素周期中，为什么把Li、Na、K等元素编在一个族呢？它们的原子结构和性质有什么联系呢？请同学们打开课本第5页，填写第5页的表格，探究碱金属的原子结构。

[投影] 课本第五页表格

[板书]

1、碱金属元素（1）原子结构

[ 师 ] 你能发现碱金属元素原子结构的共同和不同之处吗？

[ 生 ] 讨论总结

①原子的最外层电子数相同,一个电子；

②原子的电子层数逐渐增多；

③原子的核电荷数逐渐增多；

④原子半径逐渐增大。

[过渡] 我们已经知道碱金属元素原子结构上有相似和不同，那么它们的性质如何呢？是否也有相似和不同呢？

[演示] 演示钾与氧气的反应。

[学生] 观察现象，并对比钠与氧气反应的现象。

[总结] ①都熔化成银（银白）色小球，但钾先燃烧；

②颜色不同；

③钠、钾都易和氧气反应，钾比钠反应剧烈，钾更 易与氧气反应。

[演示] 演示钾与水反应的实验

[学生] 对比钠、钾和H2O反应，现象有哪些相似和不同？得出怎样的结论？ [总结] 浮、熔、游、响、红；K轻微爆炸；钠、钾都易和水反应，钾比钠反应剧烈。

[思考] 通过实验我们知道钠和钾都能和O2、H2O等反应，在反应中Na、K失电子表示出还原性，但钾更易发生反应。碱金属性质为什么会相似呢？又为什么有不同呢？你认为元素的性质与它们的原子结构有关系吗？

[讨论板书]（2）化学性质

①碱金属元素原子的最外层电子数相同、均为一个电子，它们化学性质相似；

②它们都能与O2等非金属单质及水反应，产物中均显+1价。

③不同：随着核电荷数增加，它们的电子层数增多，原子核对最外层电子的引力减弱，所以它们的化学性质也有差异。Li→Cs越来越活泼，金属性增强。

[教师] 碱金属在化学性质上有相似和不同。它们的物理性质又怎样呢？是否也有相似和不同，根据书本第7页的表，归纳碱金属的物理性质及变化规律。

[学生] 阅读课本第七页表格，并总结。

除铯外都是银白色、质软；密度都很小，从Li到Cs由大趋小（K例外）。熔点低，且熔沸点Li→Cs由高→低。

[过渡] 通过以上探究，我们知道碱金属元素的性质和原子结构有着密切的关系。其它主族的元素情况如何呢？请分析卤素的原子结构，结合已学过的Cl2的性质，试着推测卤素在化学性质上的相似性和不同之处。

[学生] 根据课本第七页图示，在教师引导下讨论。

[归纳] 相同：碱金属原子的最外层电子数相同，它们的化学性质有相似之处，卤族元素原子的最外层电子数也相同，所以它们的化学性质也有相似之处。Cl2是强氧化剂，可以和金属H2、H2O反应。F2、Br2、I2应该也是氧化剂，也可以和金属、H2、H2O等反应。

不同：碱金属原子结构也有不同之处，核电荷数不同，原子半径不等，导致了性质不同。F、Br、I原子结构也有与Cl原子结构不同之处，因此F2、Br2、I2的性质与Cl2也有不同之处。

Li→Cs，r↑F↓越来越容易先电子。卤素与之相似，F→I，r↑F↓先电子能力增强，得电子能力减弱。F2，Cl2，Br2，I2氧化性减弱。

[教师] 同学们分析得很有道理，理论推测是否正确呢？如何验证呢？实践是检验真理的标准。化学研究必须以实验为依据。

在初中里我们是根据怎样的实验事实来比较金属的活动性即还原性强弱的呢？非金属单质氧化性的强弱用怎样的实验事实来说明呢？

[学生] 通过金属与盐溶液的置换反应比较金属还原性的强弱

[教师] 我们可以通过卤素间的置换反应，比较卤素氧化性的强弱

[实验] 课本第八页实验1-1。

观察现象，完成化学方程式

[教师] 通过以上实验，你得出什么结论？与先前推测是否一致？

[板书] 2.卤族元素

卤素单质的氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2

[讲解] 根据非金属单质与氢气的反应，也是我们研究非金属单质氧化性强弱的常用方法，请同学们看课本第8页，卤素单质与氢气的反应，比较反应条件和气态氢化物的稳定性，从中可以得出什么结论。

[学生] 阅读第八页内容并总结。

[板书] 从F2→I2，与氢气反应越来越难，气态氢化物稳定性逐渐减弱。

卤素单质的氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 [教师] 碱金属元素的物理性质有一定的相似和变化规律，卤素单质的物理性质又如何呢？

[学生] 看课本第8页资料卡片，认真分析资料，总结变化规律。

[总结] F2→I2单质的颜色逐渐加深，F2→I2密度逐渐增大，熔点、沸点逐渐升高。

[总结] 通过比较碱金属单质与O2、H2O的反应以及卤素单质与H2反应，卤素单质间的置换反应，我们可以看出：元素性质和和原子结构密切关系，与原子核外电子排布，特别是最外层电子数有关。通过研究其他主族也有类似情况。原子结构相似的一族元素，它们在化学性质上表现出相似性和递变性。

[板书] 在周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

原子结构决定了元素的性质，性质是结构的反映。

第二篇：《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

第三篇：《元素的性质与原子结构》教学反思

《元素的性质与原子结构》教学反思

本节课主要由碱金属元素和卤族元素的性质的相似性和递变性的研究进而得出同主族元素性质的相似性和递变性的性质。课的开头提出了本节课的主要内容，在由此进行剖析，旨在调动学生的主动性，让他们参与到课堂上来，起到了良好的效果，教学环节的设计紧凑，环环相扣，层层递进，让学生在不知不觉中获的知识。虽然课本中出现的实验由于条件不允许不能做，可用Flash动画代替演示实验，也达到了使学生体验实验的直观真实。总之课的设计以及实施过程都不错，但对于理科班的学生还要注意适当的补充点知识。

《化学能与电能》教学反思

文科班的学生学习积极性不高，因此课的设计主要考虑怎么激起学生的兴趣。开头以火力发电完整透彻的剖析，为学生创设情景，激起他们去研究“火力发电”利弊的迫切心情，实现从“化学能→热能→机械能→电能”的思维模式。其中能量有损失，接着提问如何提高能源的利用率呢？进入了原电池的概念，并通过实验来验证，得出原电池的工作原理，最后通过实验来探究形成原电池的条件。这节课这样设计学生比较容易理解，做题时都会做，这是一堂非常棒的课。

《化学反应速率》教学反思

本节课的主要内容有两点：一是化学反应速率的概念，二是影响化学反应速率的因素。教学设计中很好的利用了教材，如：对于化学反应速率概念的形成，可由课本中图2-17日常生活中的现象引出，学生也比较好理解。其次实验的设计也遵循学生的逻辑思维，先讲影响化学反应速率的内因，在顺利过渡到外因，课中的对比探究实验，清楚的比较出化学反应速率的快慢，加之教师讲解实验中富于启发性的问题时很好的引领学生全面的分析问题，活跃了学生思维，并自主归纳、总结出结论，最后再通过思考与交流中的问题让学生明白影响化学反应速率外因除了温度和催化剂后还有其它因素。

《化学反应的限度》教学反思

一、对教材处理

《化学反应的限度》是对前两节的拓展和完善，通过学习使学生对化学反应特征的认识更深入、更全面，在头脑中建立起一个有关化学反应与能量的完整而又合理的知识体系。

在教学设计方面：我是这样设计的。

1.引入部分，由前面学过的知识——化学方程式中各物质的化学计量数之比等于各物质的物质的量之比，即化学反应中，反应物之间是按照方程式中的化学计量关系来进行反应的。进而提出问题，那么，在实际反应中反应物能否按相应的计量关系完全转化为生成物呢？

2.给出一些数据，由数据中得出反应物不能完全转化为生成物，即反应有一定的限度。进入课题。

3.设问：化学反应为什么存在限度的问题？由此引出可逆反应的概念。接着讲述可逆反应。

4.列举两道练习题，其中一道是对可逆反应概念的加深理解。另一道是为了引出化学平衡概念而设计的。这样设计是为了连贯性，逻辑性。使抽象的概念学习变得直观、易懂。

5.讲述化学平衡概念、特征。这块弄清楚了，那么化学反应的限度也好解决了。

6.化学反应限度的论述。

二、课堂实施后的反思

1．成功之处

运用新理念设计教案，通过创设情景 引入课题，激发了学生的学习兴趣。在教学过程中思维逻辑性强，语言流畅，教态自然。

2.存在的问题

课堂气氛不够活跃

上课时课堂气氛不够活跃，这也许是由于文科班的学生对化学的知识点不够深入了解，就好像心里没底，不敢回答。再个课堂上我留给学生思考的时间短。使得学生的思维没有启发起来。没有把课堂交与学生，没有体现学生才是课堂的主体。总担心高一课程多，课时少，知识的拓展对教学的进度会很难把握，其实我更应该相信学生的能力。

《乙烯》教学反思

这节课整体设计的非常好，课件做的也非常棒，再个教材处理的好，特别是有的实验不能做时，用影片的形式放给学生看，使学生化抽象为形象，接着展示乙烯的分子模型图片，使学生更容易地根据其来写出乙烯的分子式、结构式、结

构简式、电子式，此时结合图片来讲解，使学生的印象深刻。在讲到加成反应时，播放了溴与乙烯反应的动画，使学生更易理解乙烯是如何断键的，进一步理解加成反应，再出乙烯与氢气、氯气、氯化氢、水反应的练习，使学生更深入理解加成反应。加之授课过程中教态自然，情绪饱满，语速适中，从容不迫，富于启发性，学生的热情被激发出来，气氛热烈。

第四篇：第二节 原子结构与元素的性质(教案+学案)

第二节

原子结构与元素的性质（第二课时）

元素的性质随着原子原子序数的递增呈现周期性的变化。

包括：元素化合价、金属性和非金属性、原子半径、电离能和电负性等的周期性的变化 [板书]

一、原子半径

[探究一] 观察图1－20，总结主族元素原子半径的变化规律。

1)．决定原子半径大小的因素是什么？ 2)．在元素周期表中，元素的原子半径有何变化规律？

[板书]

1、影响因素：

能层数

核电荷数

[讨论]学与问

1、同周期主族元素，从左到右，原子半径变化趋势如何？应如何理解？

2、周期表中同主族元素，从上到下，原子半径变化趋势如何？应如何理解？

[练习]比较下列微粒的半径的大小：

r(Mg)_____r(Al)

r(S2－)_____r(Cl－)

r(Mg2+)_____r(Al3+)

r(K+)_____r(Cl－)

r(Na)_____r(Na+)

r(F)_____r(F－)

r(Fe3+)_____r(Fe2+)

r(K)_____r(Al)[板书]

2、微粒半径的比较方法

⑴同周期从左至右，原子半径逐渐减小； ⑵同主族从上到下，原子半径逐渐增大 ；

⑶电子层结构相同的离子，核电荷数越大半径越小。

⑷同种元素的不同微粒，核外电子数越多，半径越大。

[板书]

二、电离能

1、第一电离能：

（1）概念：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。符号：I1，单位为kJ•mol－1

（2）意义：表示原子失去电子的难易程度。[探究二]观察图1－21，总结第一电离能的变化规律。（3）规律：

①同周期从左到右，第一电离能逐渐增大（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元）； ②同主族自上而下，第一电离能逐渐减少.[探究三] 第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？（从原子的电子排布分析）

③IIA、VA元素的I1高于相邻两元素，因为其价电子排布呈全满或半满状态，相对较稳定。

[讨论]学与问：

1)、碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？

（4）应用：第一电离能越小，越容易失去电子，金属元素的活泼性越强。

[讨论]学与问

2)、为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？ [小结]

2、多级电离能规律：

（1）同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

（2）同一元素的电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

3、应用：

（1）核外电子分层排布的有力证据（2）确定元素的核外电子数。

（3）确定元素通常以何种价态存在。第二节

原子结构与元素的性质（第二课时）学案

[探究活动一] 观察图1－20，总结主族元素原子半径的变化规律

1)．决定原子半径大小的因素是什么？

2)．在元素周期表中，元素的原子半径有何变化规律？

[讨论]学与问

1、同周期主族元素，从左到右，原子半径变化趋势如何？应如何理解？

2、周期表中同主族元素，从上到下，原子半径变化趋势如何？应如何理解？

[练习]比较下列微粒的半径的大小：

r(Mg)_____r(Al)

r(S2－)_____r(Cl－)

r(Mg2+)_____r(Al3+)

r(K+)_____r(Cl－)

r(Na)_____r(Na+)

r(F)_____r(F－)

r(Fe3+)_____r(Fe2+)

r(K)_____r(Al)

[小结]微粒半径的比较方法

⑴同周期从左至右，原子半径逐渐_______； ⑵同主族从上到下，原子半径逐渐_______；

⑶电子层结构相同的离子，_________________________________； ⑷同种元素的不同微粒（原子或离子），____________________________________。[探究二]观察图1－21，总结第一电离能的变化规律。①同周期 ②同主族

[探究三] 第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？（从三大电子排布原则分析）

[讨论]学与问：

1)、碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？

2)、为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？

[练习] 1．下列粒子半径之比大于1的是（）

A．r(K+): r(K)

Ｂ．r(Ca): r(Mg)

Ｃ．r(P): r(S)

Ｄ．r(Cl): r(Cl－)2．A+、B2+、C－、D2－四种离子具有相同的电子层结构现有以下排列顺序

⑴ B2+＞A+＞C－＞D2－

⑵ C－＞D2－＞A+＞B2+ ⑶ B＞A＞D＞C

⑷ D＞C＞A＞B

四种离子的半径由大到小的是________ 四种元素原子序数由大到小的是__________ 3．下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是（）A．K、Na、Li

B．Al、Mg、Na

C．N、O、C

D．Cl、S、P 4．某元素的逐级电离能（kJ/mol）分别为740、1500、7700、10500、13600、18000、21700，当它与氯反应时最可能生成的阳离子是（）

A．X+

B．X2+

C．X3+

D．X4+ 2++2－－

2－

－

+2+

第五篇：高中化学《原子结构与元素的性质》第二课时 教案5 新人教版选修3

原子结构与元素的性质(第3课时)知识与技能：

1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质

2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明

3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质

4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力 教学过程：

〖复习〗

1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？

2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？(3)电负性：

〖思考与交流〗

1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表

同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？ [科学探究]

根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。

电负性的周期性变化示例

〖归纳志与总结〗

1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；

用心 爱心 专心 1 非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。

2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。[思考5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？

2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。对角线规则

〖课堂练习〗

1、下列对电负性的理解不正确的是（）A、电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 B、元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小 C、元素的电负性越大，则元素的非金属性越强

D、元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关

2、应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测中不正确的是（）

①Be的氧化物的水化物可能具有两性，②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用均产生氢气，③At单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸，④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱，⑤SrSO4是难溶于水的白色固体，⑥H2Se是无色，有毒，比H2S稳定的气体

A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤ 〖总结〗同周期元素、同主族元素性质递变规律。

元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化，在同一周期中，从左到右元素的金属性递减非金属性递增。例如，第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难，以及NaOH、Mg(OH)

2、A1(OH)3碱性递减，说明Na、Mg、灿的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、形成氢化物越来越容易，且生成的氢化物稳定性依次增强，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增，说明S、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。

3、电负性数值的大小与元素原子得、失电子的能力之间具有一定的关系。试在乙、丙两个坐标系中，按要求作出相应元素电负性的变化趋势曲线。

用心 爱心 专心 2

甲 乙 丙

（1）元素的电负性和原子结构的关系是 ；（2）元素的电负性和金属、非金属的关系是 ；（3）说出元素电负性的一些应用

4、元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于1．8的元素为 元素，电负性小于1．8的元素是。在短周期元素中电负性最大的是 元素，电负性最小的是 元素，在同一周期中，元素电负性的变化规律是。

5、电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值 的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为 值；电负性数值 的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为 值。请指出下列化合物中化合价为正值的元素。

CH4 NaH NF3 NH3 SO2 H2S ICl HBr

6、比较下列各组元素电负性的大小以及非金属性的强弱。并总结出其中的规律。

(1)Al、Si、P ；(2)F、C1、Br ；(3)Na、K、Cs。

7、一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。NaF HCl NO MgO KCl CH4

共价化合物：

离子化合物：

8、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X与Y属于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核内有16个质子，Y元素最外层电子数是K层所能容纳的电子数的2倍，则YZ2为 ；则ZX2为。

9、元素X和Y属于同一个主族，负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量份数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，在这两种化合物中，X的质量分数分别是50%和60%。确定X、Y在元素周期表中的位置，X第 周期第 族，Y第 周期第 族。写出X、Y形成的两种化合物的化学式、。

10、A、B、C三种元素，其中一种是金属元素，A、B的电子层数相同，B、C的最外层电子数相同。这三种元素的最外层电子数之和为17，原子核中的质子数之和为31，试问：（1）A 的名称 B的元素符合 C的电子排布式（2）A、B两种元素组成的两种常见化合，写出它们电子式：（3）A、B、C三种元素也能组成常见的两种化合物，写出化学式

用心 爱心 专心 3