《元素周期表》说课教案

第一篇：《元素周期表》说课教案

《元素周期表》说教案

一、教材分析：

物质结构、元素周期表是中学化学重要理论组成部分，是中学化学教学的重点，也是难点。通过必修一中金属钠和非金属氯气的学习，给学生学习本章知识提供了感性认识材料，为物质结构、元素周期律的理论知识的学习打下重要的基础。同时，本章知识的学习也后面的选修内容的学习提供了理论知识的基础。

二、教学内容

《元素周期表》这节的教学内容主要包括：原子的结构、元素周期表的结构、元素在周期表中的位置表示等。教学中，应以元素的原子结构为基础，通过相邻原子在原子结构上的区别找出元素周期表的编排规则。这不仅符合知识的内在联系，体现了本质决定现象这一辩证唯物主义观点，也训练了学生的思维。对高中阶段的元素化合物知识的学生起到导学作用。

重点：元素周期表的结构。

难点：元素在周期表中的位置。

三、教学目标

1、知识与能力：

、复习回顾原子的结构；

2、初步掌握元素周期表的结构

2、过程与方法：

1、引导学生自主学习：认识元素周期表的结构

2、体验科学探究的过程，使学生亲自实践，感受学习的乐趣，培养学习化学的兴趣。

3、情感、态度与价值观：

1、培养学习化学的兴趣，乐于探究物质变化的奥秘，体验科学探究的艰辛和喜悦，感受化学世界的奇妙与和谐。

2、通过化学史的学习，培养勇于创新、不断探索的科学品质。

3、通过化学史培养学生学习化学的兴趣，培养学生严谨求实的科学态度；教给学生一种研究化学的方法；并根据元素周期表的排布规则对学生进行事物的联系和区别的辩证唯物主义观点教育。

四、教学方法：

根据新程理念，教师是教学活动的组织者、引导者和合作者，教学过程是教与学的交往、互动，师生双方相互交流、相互沟通、相互启发、相互补充的过程，为此，本节安排了以下教学方法：

a)

温故而知新，复习初中的相关知识。从初中熟悉的原子结构入手，引出原子的表示方法，AZX。

b)

本节的重点“元素周期表的结构”教学，采用讨论探究法。应灵活运用各种教学手段，充分发挥学生的主体作用，调动学生的积极性。开展科学探究，让学生体验科学研究过程。对于微观领域（如：原子核外电子分布）无法观察到的地方用多媒体进行投影，帮助学生理解记忆。)

通过对元素周期表结构的学习和总结，利用练习的辅助作用，巩固和加深学生对现学知识的理解。d)

后作业，加强对本知识的熟练运用。

五、教学程序见教案的

第二篇：元素周期表教案

第一节 元素周期表优秀教案

共1课时

第一节 元素周期表

高中化学

人教2003课标版 1学情分析

人教版化学《必修1》第一章第一节是高一第二学期学生首先学习的内容，学生已完成高一第一学期的学习，对一些金属与非金属单质及化合物性质有了较为感性的认识，初中阶段学习了1～18号元素原子结构特点，知道了元素原子结构与元素性质存在着一定的关系，为学习元素周期表知识作好良好的铺垫。通过本节元素周期表的学习，熟悉元素周期表结构和实质，为系统学习元素周期律奠定基础。

2教学目标

知识与技能要求：使学生了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。

过程与方法要求：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。

情感与价值观要求：通过精心设计问题，激发学生的求知欲和学习热情，培养学生学习兴趣。激发学生主动学习意识。3重点难点

重点：元素周其表的结构

难点：原子结构与元素周期表的位置相互推断

4教学过程 4.1 第一学时

教学活动 活动1【讲授】元素周期表 【引入】到目前为止人类已经发现了112种元素。这些元素性质不同，有的性质活泼，易与其他元素形成化合物，有的性质不活泼，不易与其他元素形成化合物，等等。为什么他们的性质不同?他们之间存在什么联系？为了解决以上问题，今天我们来学习元素周期表。第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表

【投影】简要概述关于元素周期表的发展史

1829年，德国人德贝莱纳根据元素性质的相似性提出了“三素组”学说。归纳出五个“三素组”，即Li Na K Ca Sr Ba P As Sb S Se Te Cl Br I 1864年，德国人迈尔发表了《六元素表》，在表中对于相似的元素六种、六种的进行了分族

1865年，英国人纽兰兹把当时已知的元素按相对原子质量的大小顺序排列，发现从任意一种元素算起，没到第八种元素就和第一种元素的性质相似，犹如八度音阶一样。他把这种规律叫做“八音律” 1869年，门捷列夫发表了第一章元素周期表 【投影】门捷列夫图片及其第一张元素周期表

【分析】门捷列夫把已经发现的63种全部列入表中，从而初步完成了使元素系统化的任务。他还在表中留下了空位，语言了类似硼、铝、硅的未知元素的性质，而他在周期表中也没有机械的完全按照相对原子质量数值的顺序排列。若干年后，他的预言都得到了证实。为了纪念他的功绩，就把元素周期律和元素周期表称为门捷列夫元素周期律和门捷列夫周期表。【分析】把电子层数目相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；再把同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层递增的顺序由上而下排成纵行。这样就可以得到一个表，这个表就叫元素周期表。

【开放性训练】根据元素周期表的编排原则，将1-18号元素编成周期表

第三篇：元素周期表及其应用教案

【教师活动】在这堂课开始之前，我们先来回顾一下我们上节课所学过的知识：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

【教师活动】接下来我们来上新课，元素周期表。我们上节课已经知道了，这个元素周期表是门捷列夫发现的，他将当时已知的63种元素根据原子量，也就是相对原子质量，由小到大以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一行，就是元素周期表的最初形态。门捷列夫在表中为尚未被发现的元素留下了空格，并预言了这些元素的存在和性质，例如1871年他预言在Al和In之间还存在一种元素，把这个元素取名为“类铝”，并且预言“类铝”的相关性质。直到1875年法国布瓦博德朗在实验中发现的确在硅和锡指间存在一种元素，他把这个元素命名为“镓，测得镓的性质和门捷列夫的预言大致相同，除了“类铝，门捷列夫根据元素周期表还推断了很多未发现的元素，在这里我们就不一一做介绍了。我们接下来就好好的学习一下这个元素周期表，看看它还有什么神奇的地方。

【教师活动】下面布置给大家一个任务：将1～18号元素排列在一张表格中，这张表格必须体现出周期律内容，要能体现出原子最外层电子排布、原子半径、元素的化合价的周期性变化规律。

【学生活动】

【教师活动】同学们都画好了吧？画好了我们一起看一下。是不是有这两种答案或者更多的答案？好，那我们来看看正确答案。为什么是这样排而不是那样排？我们看看它的编排规则：

周期(横行）：将电子层数相同的元素，按核电荷数递增的顺序从左到右排列。族(纵行）：将最外层电子数相同的元素，按核电荷数递增的顺序从上到下排列,对于最外层电子数排满的放在同一纵行。这就是元素周期表的编排的规则，同学们在学案上把它的排布规则填好，然后检查一下自己的表格，是不是按照规则排的？

【教师活动】接下来我们翻开课本，一起看一下交流与讨论的第1题。对照着第7页的图表和旁边同学一起讨论一下。

【学生活动】

【教师活动】同学们讨论的差不多了吧？那我们一起来看一下。第一周期有2个元素，第二周期有8个元素，第三周期有8个元素，我们观察元素周期表有没有发现前三周期特别短，因此称1、2、3周期为短周期，第四周期有18个元素，第五周期有18个元素，第六周期有32个元素，4、5、6周期特别长，称为长周期，第七周期有26个元素，第七周期没排满，后面空了好几个位子，是不完整，所以称为不完全周期。观察元素周期表，第六周期与第五、四周期长度一样，为什么会多14个元素呢？因为第六周期包括15个镧系元素，这15个镧系元素的性质非常像所以就把他们排到一起，统称为镧系元素，在第六周期的第三位置中，有没有看到，此外第七周期包括15个锕系元素，它们的性质也非常相似，因此排到一起统称为锕系元素，也是在第七周期的第三个位置中，如果把镧系元素和锕系元素放在周期表中，就成了这个样子，非常之不协调，为了美观起见，化学家们就把镧系和锕系元素独立放到周期表的下方。

【教师活动】看完了周期，我们在来看族，族分为主族、副族，第Ⅶ和0族，四部分，主族总共有7个主族，分别是ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA，用A表示主族，在A前面写上罗马数字表示第几族，不能绝不能用阿拉伯数字或者中文的一二三来表示。副族也包括七个副族分别是ⅠB , ⅡB、ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 用B表示副族，同样用罗马数字表示第几副族，B表示副族，然后是第VIII 族，第VIII 族比较特殊，它由第八、九、十，三纵行共同组成的，包括三纵行，其它的族都是一纵横一族，只有第VIII 族有三纵行，最后红色的那一行是0族，也就是稀有气体。为了更直观的认识族，我们来看下这张表格，看一下族的分布。看一下各个族的分布：

第一纵行是ⅠA , ⅡA , 接着这块位置是副族，副族是从第四周期开始出现的，一二三周期是没有副族元素的，注意副族不是从第一副族开始的二是从第三副族开始ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB，第8、9、10纵行都是VIII 族、接着才是ⅠB , ⅡB，对于副族我们只要知道它的排列顺序不是从第一副开始，而是从第三副族开始就可以了，具体的顺序我们可以不用记，但是第八族我们要知道它是从第8纵行开始包括三纵行，接着是ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA，最后是0族。我们重点学习的对象是主族，主族的顺序一定要记住。元素周期表总共有18纵行分为16个族。同学们在学案上填起来。

【学生活动】

【教师活动】每个元素在周期表中都有特定的位子，我们要学会去描述，以氯元素为例，请同学们看书中元素周期表，氯元素在第几周期第几族？我们要怎么来描述呢？

【学生活动】

【教师活动】好，接下来我们一起判断下列描述是否正确，第III周期（错）周期不能用罗马数字描述，要用阿拉伯数字或者中文描述，第3周期（对），第三周期（对），第七主族（错），族要用罗马数字描述，VII族（错），一定要说明是主族否则有歧义的，副族也有底7 族的，VIIA族（对），用A表示主族正确。

【教师活动】接下来我们对照元素周期表一起来把这张表格填起来，等下老师要叫一列的同学起立回答。

【学生活动】

【教师活动】根据上面的表格，我们可推出以下的结论：

元素的原子序数=元素的核外电子数=原子核内质子数=原子核电荷数 元素所在的周期序数=元素原子核外电子层数

主族所在的族的序数=元素原子核外最外层电子数=主族元素的最高正化合价 同学们在学案上填起来

【学生活动】

【教师活动】接下来我们了解一下元素周期表的分区，可以分为金属区与非金属区，我们一起来看元素周期表，元素周期表左下方是金属区，右上方是非金属区，最右边是稀有气体，这个同学们了解一下就好。

【教师活动】小结：

1、必须熟悉周期表的结构：

7横行 ：三长、三短、一不全，镧系、锕系排下边

18纵行：7主、7副、0与VIII

2、必须掌握元素在周期表中的位置和原子结构的关系：

元素的原子序数=元素的核外电子数=原子核内质子数=原子核电荷数 元素所在的周期序数=元素原子核外电子层数

主族所在的族的序数=元素原子核外最外层电子数=主族元素的最高正化合价

【教师活动】布置习题，校对。

【教师活动】接下来我们继续来学校元素在周期表中的金属性和非金属性的变化的规律，在学习之前，我们先来回顾一下如何判断元素的金属性和非金属性的强弱？ 【学生活动】

【教师活动】总结金属性和非金属性的判断依据：金属性判断的依据有两点，金属单质与水或酸反应置换出H2的难易程度以及金属最高价氧化物对应的水化物碱性的强弱，非金属性判断依据有三点，非金属单质与H2化合的难易、气态氢化物的稳定性，最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。从得失电子角度来看，金属性越强，越容易失去电子，金属单质的还原性越强，非金属性越强，越容易得到电子，非金属单质的氧化性越强。

【教师活动】我们刚刚已经复习了金属性和非金属性的判断，接下来我们一起好学习，在元素周期表中，元素的金属性和非金属性的变化规律。我们先看同周期的，在这里我们以第3周期为例，大家看一下，发现它们有什么规律? 【学生活动】

【教师活动】我们通过观察可以发现，同周期的元素从左到右原子序数递增，半径变小，金属性减弱，非金属性增强。

【教师活动】看了同周期的变化规律，我们再看一下同主族的元素，它们又有什么样的变化规律呢？我们先以碱金属为例，同学们看屏幕，有什么发现？ 【学生活动】

【教师活动】通过观察我们不难发现，从上往下，它们的半径逐渐增大，金属性逐渐增强。我们再看卤族元素，从上往下，它们的半径逐渐增大，非金属性逐渐减弱。那同学们，我们经过观察发现，从上往下，它们的半径都是变大的，但是它们的金属性和非金属性的变化却是相反的，为什么会这样呢？我们一起来思考一下。

【教师活动】首先我们可以看到，从上往下它们的半径都是变大的，然后它们的金属性才增强，非金属性才减弱的。我们前面刚刚复习过金属性和非金属性的判断，我们知道，金属和水反应越容易置换出氢气它的金属性就越强。那我们再回过来，我们刚刚已经看到了，从上往下它们的半径是增大的，所以，随着半径的增大，碱金属的最外层的电子越容易失去，所以它就越容易和水反应放出氢气，所以金属性增强；同样的，对于卤族元素，随着半径的增大，它就越不容易得电子，所以就越难于氢气反应，所以非金属性减弱。【教师活动】接下来，同学们根据刚刚讲的内容把学案上的表格填一下。【学生活动】

【教师活动】填好了我们翻开课本第9页，看表1-6，根据我们刚刚学过的金属性和非金属性的变化规律来填一下。【学生活动】

【教师活动】我们在表中还看到有9种元素被标出来了，观察可以发现它们就是金属和非金属的交界处，这个有什么用呢？这就关心到元素周期表的应用了。我们学习元素周期表，可以根据它们的位置所对应的性质来发现它们的用途。例如在过渡元素区寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金，金属与非金属分界线附近寻找半导体材料，在F、Cl、S、P、As附近寻找生产农药的原料等等。在这里老师就不做具体的介绍了，同学们可以课后自己去了解。接下来我们来做几道习题。

练习：1.下列各组元素性质递变情况错误的是（）A．Li、B、Be原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．B、C、N、O、F 原子半径依次增大 D．Li、Na、K、Rb 的金属性依次增强 2.下列性质的递变中，正确的是()A.O、S、Na的原子半径依次增大

B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强 C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强

D.HCl、HBr、HI的还原性依次减弱

3.下列变化的比较, 不正确的是:（）A.酸性强弱: HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > H4SiO4 B.原子半径大小: Na > S > O C.碱性强弱: KOH > NaOH > Li OH D.还原性强弱: F-> C l-> I-

第四篇：元素周期表教案 -详细案件

一、课题：元素周期表的结构

二、课型：新课

三、课时：1

四、课标要求：描述元素周期表的整体结构，理解元素周期表的编排原则，复述周期的概念，识别短周期、长周期，复述族的概念，识别主族、副族、零族和Ⅷ族，描述金属元素与非金属元素的分界线，描述金属元素与非金属元素在元素周期表中的分布情况，说出发现元素周期律与发现元素周期表的重大 意义。

五、教材分析：教材在从史实引入元素周期表，通过图表介绍了周期表的结构，同时介绍了有关概念，如原子序数、周期、族等。

六、教学目标（知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观）

1、能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置；

2、在初中有关原子结构知识的基础上，了解元素的原子核外电子排布；

3、进一步学会科学的学习方法，增进对科学史实的崇敬。

七、教学重点：

元素周期表的周期和族

八、教学难点：利用元素之间的关系计算未知元素在周期表中的位置

九、教学方法：主要是通过学生自主学习，总结。

十、教学过程：

我们先复习一下上周学过的元素周期律的内容，大家思考两个问题：什么是元素周期律，元素性质的周期性变化主要学习了哪几个方面？（提问同学）

学习了元素周期律以后，我们今天来欣赏一幢美丽的大厦——元素周期表。元素周期表就好像是我们PPT上所展示的大厦，高大的建筑是由每块砖每块瓦所组成，组成元素周期表的是每一个元素。元素大厦现在尚未客满！那大家知道现在的元素周期表已经住进去了多少位客人？又是谁最先绘制了元素大厦的蓝图？他又是根据什么来安排这些已经入住的“客人”的？

学习元素周期表，必须记住一个人，就是门捷列夫。他是伟大的化学家、元素周期表的奠基人，那么门捷列夫是怎么制作的元素周期表呢？让我们一起看看门捷列夫制作元素周期表的历程。（观看简短视频）门捷列夫按照元素的相对原子质量把当时已经发现的63种元素排列在一起。我们今天就来研究一下这张元素周期表。

我们一起来看一下前18号元素，思考这样几个问题。

1、现在的元素周期表是按照什么顺序排列的？

2、这些元素的原子结构有哪些特点呢？（引导大家从每个元素的电子排布上观察总结）（让学生观察PPT进行总结）提问回答 总结：（1）元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的。那又有一个问题了，什么是原子序数呢？根据我们以前所学的知识知道（2）原子序数：根据元素按核电核数从小到大的顺序排列后在周期表中位置的编号。从原子序数的定义我们可以得到一个等式，那就是：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 学生可以观察总结出以下几点：（1）同一横行的元素原子电子层数相同，（2）同一纵行的元素最外层电子数相同。总结元素周期表的编排规律（展示PPT）个别元素除外，比如镧系和锕系的元素。元素周期表是元素周期律的具体表现形式 接下来我们一起来研讨一下幢美丽的元素大厦。

我们先横着看一下，大家数一下一共多少横行？每个横行有什么特点？ 回忆周期的定义，学生总结出元素周期表有7行，周期序数和电子层数的关系。让同学们观看元素周期表填写下表。从而给出短周期、长周期、不完全周期的范围，那没有完成的大厦就需要大家们去填砖加瓦了。

我们再竖着看一下，大家数一下一共多少纵行？纵行又有什么特点呢？ 回忆族的定义，学生总结出元素周期表有18列（纵行），族序数与最外层电子数的关系。让学生观察，我来小结一下，一种是18列，第八、九、十列叫做第第Ⅷ族，其余15个列，每个列称为一族。给出族序号的表示方法，是用罗马数字Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ、Ⅷ表示。

那18列被分成了哪些族呢？按着PPT讲解。首先是被分为了主族、副族、第Ⅷ族和零族，大家再观察一下周期表上每个元素最上面一行写的是什么，可以看到除了罗马字母以外还有A、B、0，还有没有字母的，那这些字母分别代表什么意思呢？其中A是代表主族的意思，主族的表示方法就是在族序数后面标一“A”字。如ⅠA、ⅡA、ⅢA、大家看一下主族元素是由什么周期的元素构成的呢？其中B是代表副族的意思，表示方法：在族序数后标“B”字。如ⅠB、ⅡB、ⅢB、副族元素是由哪些周期的元素构成的呢？那在这里出现一个特殊的族，就是第Ⅷ族，它是由第八、九、十列组成的，我们不说第ⅧB族，副族和第Ⅷ族的元素我们称为是过渡元素。最后是0族，0族是由稀有气体元素构成的。

通过对元素周期表横行的学习，我们知道了周期的特点是周期系数=电子层数，那族的特点是什么呢？我们先来观察几个主族元素，先给出碱金属这一列，引导学生从族序数和电子结构上找到关系。碱金属找到关系后，那这个关系是特例，还是规律呢？我们再来一起看一下氧族元素和卤素是不是也具有相同关系呢？观察后发现确实是这样，最后给出结论：主族序数=最外层电子数。

我们全面学习了元素周期表，现在来总结一下。首先这个是所有元素的框架，最左边一列数字是周期数，先看主族在哪，再来看副族（注意副族的顺序）蓝色的元素是金属元素，绿色的金属是非金属元素，可以看出来非金属位于周期表的右边，蓝色部分在左下部分。红色的框圈起来的是过渡元素，可以看出过渡元素都是金属。这是从感性上总结了一下元素周期表，接下来从理性上（就是以文字的形式）来总结一下，提问学生，进行总结。

为了有助于大家记住元素周期表，送给大家一个顺口溜。展示PPT。我们已经探究了两个问题了，再接再厉，我们再来探讨一下同族元素原子序数之间有什么样的关系。我们先来观察一下0族元素稀有气体的原子序数。分别是：„.它们之间的差值分别是：„.如果第七周期排满的话应该排到多少号元素了呢？讲解一下，第七周期多了一个锕系，第六周期是有镧系，所以第六和七周期的元素数目是一样，也是排32个元素的。那我们试着推算一下下面元素在元素周期表中的位置。要推算元素的位置，我们需要用到稀有气体的原子序数。先试着做一下第一个，13号元素接近稀有气体10号元素，在10的基础上加3就是我们要推的元素的位置了，10号元素在第二周期，所以我们要求的元素在第三周期第ⅢA 族。好，这就是一个的计算方法，大家把下面的元素快速的算一下。提问学生回答。

我们一直算的都是在元素周期表中已有的元素，我们这幢大厦是要不断的住进新客人的，那我们来看一下这些客人你们会给它们安排哪些位置呢？那我们对一下我们这张化学元素周期表远景图看一下自己的计算结果对不对呢？

通过这些练习，我们发现记住每一周期包含的元素种数和每一周期稀有气体的原子序数，可以很方便的判断元素在周期表中的位置。[作业布置]完成练习册元素周期表（1）以及练习卷

十一、板书设计

十二、教学反思：

第五篇：《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