原子核外电子排布与元素周期律解读文档格式.docx

1、它没有确定的轨道，我们不能测定或计算它在某一时刻所在的位置，也不能描绘出它的运动轨道。提问是不是原子核外的电子的运动就没有规律呢？核外电子的运动有什么规律呢？钠原子核外有11个电子，这11个电子是聚成一堆在离核相同的距离处运动，还是分散在离核不同的距离处运动？为什么？5）（学生思考）讲述在多电子原子里，一方面电子和原子核之间因带有异性电荷而有吸引力，这个吸引力倾向于把电子尽可能拉得靠近原子核。另一方面，电子和电子之间因带有同性电荷而相互排斥，这个排斥力迫使电子尽可能远离，当吸引力和排斥力达到平衡时，核外电子就分布在离核不同的区域运动，而且分布在不同区域的电子能量不同。电子能量低的，在离核较近的

2、区域运动，电子能量高的，在离核较远的区域运动。提问原子核外的不同区域，既然能量有高低，那么，可否把它们按照能量的高低来划分为不同的层次呢？（提示：建筑上的楼层，按照离地面的远近，可分成第一层、第二层、第三层等等。讲述在化学上，各电子层的层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别称为K、L、M、N、O、P、Q电子层。板书（ppt：6）1.核外电子分层排布：按照电子能量的高低，由里向外排列。2.电子层科学上根据电子的能量差异和通常运动区域离核的远近不同，将能量不同的电子运动区域称为电子层。通常用字母表示（空间层次由里向外，电子能量由低到高）提问既然核外电子是分层排布的，那么核外电子排布先排能量

3、低的电子层，还是先排能量高的电子层？科学家通过研究发现，核外电子排布先排能量低的电子层，这样电子的能量较低。板书3.核外电子排布的一般规律（ppt：7）（1）电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量较高的电子层里。即最先排布K层，当K层排满后，再排L层提问写出118号元素的原子结构示意图，并带着问题仔细观察：这18种元素，它们的原子核外的每一个电子层中，所容纳的电子数有什么规律？8）（学生思考、讨论）（ppt：9）过渡氪元素的原子核外的第3电子层中，所容纳的电子数是多少？（第3电子层中，所容纳的电子数是18个。提问这1、2、3三个电子层，

4、最多填充的电子数分别是2、8、18个，那么这2、8、18三个数字，与它们所对应的电子层序数1、2、3之间有什么关系呢？能否用一个代数式来概括呢？（如果记电子层序数为n，则每一电子层最多填充的电子数是2n2。10）（2）每一电子层，最多填充的电子数为2n2个（n为电子层序数）。讲述请将以上的结论进行推广和延伸，18号以后的元素，它们有了第4电子层、第5电子层那么，第4电子层、第5电子层上填充的电子数最多有多少个呢？（分别是32个和50个。11）表格：稀有气体元素原子核外电子排布元素各电子层容纳的电子数KLMNOP氦2氖8氩氪1氙18氡32（学生仔细找规律，而后回答）12）（3）最外层电子数都不超

5、过8个（K层不超过2个）。（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。小结以上几条规律是相互制约的，请大家注意“不超过”的含义。课堂练习1.钠的原子结构示意图是否正确？若不正确，错在哪里？2.A元素原子M电子层上有6个电子，B元素原子的核外电子总数比A元素原子的少5个。（1）画出A元素的原子结构示意图_。（2）A、B两元素形成化合物的名称为_。3.最外层电子数是其内层电子总数的一半的元素是_。答案：1.不正确第1电子层应是2个电子，第3电子层应是1个电子。2.（1）（2）硫化钠 3.锂或磷课堂小结在含有多个电子的原子里，电子依能量的高低不同分层排布，其规律如下：（1）核外电子

6、总是尽先排在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量高的电子层。（2）每一电子层最多容纳2n2个电子。（3）最外层电子数不超过8个（K层2个）。（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。请大家注意“不超过”的含义，灵活运用。布置作业画出120号元素的原子结构示意图。元素周期律（一）1能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。2了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素的化合价周期性变化规律。3通过图表来呈现原子的最外层电子数、原子半径的周期性变化。元素原子核外电子排布、原子半径、元素的化合价周期性变化规律。元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从资料进

7、行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生去动手实验获取证据，让学生去分析图表、资料获取信息。具体来说，原子的最外层电子数、原子半径的周期性变化可通过表格和函数图象来呈现。元素周期律反映的是原子的最外层电子数、原子半径、元素的化合价、元素的金属性非金属性的周期性变化，而元素性质的周期性变化的根本原因是原子的最外层电子排布的周期性变化，所以，要引导学生利用前一课时所学的原子结构知识来探究元素周期律的本质原因，强化“结构决定性质”这一点。通过元素周期律的学习，不仅是要学习到具体的周期性变化的规律，而且，还要学会利用元素周期律在生产中的具体运用。引入钟表记时，从零点到24点为一天，再从

8、零点到24点又为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。生活中记时，一天以小时为序排列体现周期性，我们今天要学习的内容是元素周期律，那么，元素以什么为序排列表现出周期性呢?我们在化学1中学习过许多元素化合物的性质，它们之间是否有规律？这一规律是否就是周期性变化呢？由于目前我们已经发现的元素有一百多种，为了研究方便，人们习惯上对元素进行编号。由于在化学反应中原子核是不会变化的，所以人们按核电荷数由小到大的顺序进行编号，这种编号称为原子序数。提问根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪些粒子数有关系?有什么关系?元素周期律原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数（ppt：1.最

9、外层电子排布的周期性变化请1、2组的同学画出310号元素的原子结构示意图，3、4组的同学画出1118号元素的原子结构示意图，全体同学画出1、2号元素的原子结构示意图。提问从结果看，你认为原子核外最外层电子排布随原子序数的递增有什么规律性的变化?45）归纳（ppt：原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时最外层电子数12123101811183结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化图表：最外层电子数随核电荷数的递增而呈现的变化。（参见教材P3图）过渡下面我们再看一下元素的原子半径的周期性变化情况：2.元素原子半径的周期性变化。（学生观察118号元素的原子半径数据）（pp

10、t：提问从表中的数据看，你认为元素原子半径随原子序数的递增呈现什么规律性的变化?（稀有气体元素的原子半径暂不考虑，因为稀有气体的原子半径的测定方法与其他元素原子半径的测定方法不同）小结当原子的电子层数相同时，随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。（由大到小）8、9）原子半径的变化390.152 nm0.071 nm 大小11170.186 nm0.099 nm大小随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化元素的原子半径随着电子层数递增而增大（ppt：电子层数相同的元素的原子半径随着电子数的递增而减少。提问当原子的电子层数相同时，为什么随着原子序数的递增，元素原子半径会逐渐减小？元

11、素原子的半径大小受哪些因素的影响呢？小结当原子的电子层数相同时，元素原子的半径大小，主要取决于原子核对外层电子的引力大小。随着原子序数的递增，原子核所带的正电荷数逐渐增大，核外电子所带的负电荷数也逐渐增大，两者之间的引力也在逐渐增大，所以，原子半径逐渐减小。（参照数据，以元素原子的最外层电子数为横坐标，以原子半径为纵坐标，作出图像。提问当原子的电子层数不同而最外层电子数相同时，你认为元素原子半径随原子序数的递增会呈现什么规律性的变化?（元素原子半径会随原子序数的递增而逐渐增大。板书：半径比较的规律：（1）原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小（2）最外层电子数相同时，电子层数越多，半径

12、越大3.元素化合价的周期性变化。投影元素化合价与最外层电子排布的关系（ppt：提问118号元素的最高正化合价和最低负化合价，已列在此表上，大家从表上看，元素的化合价随着元素原子序数的递增有什么规律性的变化?小结随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化（+1+7、-4-1）。提问请大家仔细观察下表，思考：元素的最高正价与什么有关？元素的最低负价与什么有关？元素的最高正价与最低负价之间有什么联系？化合价的变化+10+1+5；-4-10+1+7；随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化13）元素的最高正价=最外层电子数（O、F及稀有气体元素除外）元素的负化合价（非金属具有）=8-最外层电子

13、数小结非金属元素一般具有可变的化合价，如C、N、P、S、Cl等。请注意，以上规律主要是针对主族元素而言的，副族和族情况较复杂。随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布、原子半径（稀有气体除外）和化合价均呈现周期性变化。19号以后的元素，上述三个方面的变化规律虽比1到18号元素的要复杂些，但总的变化趋势是相同的。课堂小结本节课我们通过118号元素的分析、探究，学习了随着原子序数的递增，原子的最外层电子数、原子半径及主要化合价的变化规律，为我们下一节课学习元素周期律打下基础。布置作业元素周期律的有关练习元素周期律（二）2认识物质的结构与性质之间的辩证关系。运用多种探究手段，获取证据和信息，推导

14、出元素性质的周期性变化规律。具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和 Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料、观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。由于元素周期律是建立在大量实验事实和资料信息的基础上的，所以，要引导学生在实验事实的基础上、在查阅到的资料信息的基础上，运用信息提示、文字资料、图表资料进行探究活动，通过对比、分类、归纳、总结等方法进行学习。元素周期律反映的是的最外层电子数、原子半径、元素的化合价、元素的金属性非金属性的

15、周期性变化，而元素性质的周期性变化的根本原因是原子的最外层电子排布的周期性变化，所以，要引导学生利用前一课时所学的原子结构知识来探究元素周期律的本质原因，强化“结构决定性质”这一点。导入前一节课，我们探究学习了元素原子最外层电子排布的周期性变化、元素原子半径的周期性变化，及元素化合价的周期性变化。到现在为止，人们发现的一百多种元素，它们的原子结构不同，性质各异。为了研究方便，我们把元素所表现的各种性质分为两大类，一类称为金属性，另一类称为非金属性。我们已学过的钠元素、镁元素所表现的性质就属典型的金属性，而卤族元素（氯元素、溴元素和碘元素）的性质就具有典型的非金属性。在化学1中我们学习过，元素的

16、金属性是指元素的原子失去电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子获得电子的能力。这些知识我们今天都要用到。复习1.随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化。2.随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。3.随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。思考与讨论随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性的变化？如何比较元素的金属性及非金属性？引导学生阅读教材中的“信息提示”：投影元素金属性强弱判断的依据：1.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易。2.最高价氧化物对应的水化物氢氧化物的碱性强弱。3.单质与盐溶液的置换反应。元素非金属性强弱判断依据：1.最高

17、价氧化物的水化物的酸性强弱。2.与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性。新课讲述下面，我们将依据这个判断元素的金属性强弱的方法，通过分组实验，来研究1113号元素金属性强弱的变化情况。4.元素金属性、非金属性的周期性变化。实验1切取绿豆大小的一小块金属钠，用滤纸吸干其表面的煤油。在一只250 mL 烧杯中加入少量的水，在水中滴加两滴酚酞溶液，将金属钠投入烧杯中，观察并记录实验现象。（学生分组进行实验1，并叙述实验现象。小结 这个实验证明钠遇冷水就剧烈反应。实验2将已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条放入试管中，向试管中加入适量的水，再向水中滴加两滴酚酞溶液，观察实验现象。再加热试管，观察

18、并记录实验现象。（学生分组进行实验2，并叙述实验现象。小结 这个实验说明镁与冷水不反应，需加热才能反应，说明钠的金属性比镁强。（学生分组进行实验3，并叙述实验现象。实验3在两支试管中，分别放入已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条和铝片，再向试管中各加入2 molL -1盐酸2 mL，观察并记录实验现象。小结 这说明镁的金属性比铝强。（学生写出以上反应的化学方程式。板书 2Na+2H2O=2NaOH+H2Mg+2H2OMg（OH）2+H2Mg+2HCl=MgCl2+H22Al+6HCl=2AlCl3+3H2性质NaMgAl单质与水（或酸）的反应情况与冷水剧烈反应与冷水缓慢、与沸水迅速反应，与酸剧烈

19、反应与酸迅速反应最高价氧化物对应水化物的碱性强弱NaOH强碱Mg（OH）2中强碱Al（OH）3两性氢氧化物提问 以上实验说明了钠、镁、铝的金属性是如何递变的？为什么会有这样的递变规律？小结 钠、镁、铝的金属性依次减弱。因为从钠到铝，原子的最外层电子数依次递增，元素的原子半径依次递减，原子核对最外层电子的引力逐步增强，原子失去最外层电子的能力逐步减弱，所以，元素的金属性依次减弱。板书随着核电荷数的递增，元素的金属性呈现周期性的变化。提问 请同学们阅读并分析P6表1-4分析上表，回答Si、P、S、Cl的非金属性的强弱，并解释其原因。小结 Si、P、S、Cl的非金属性依次递增。因为从Si、P、S到C

20、l，原子的最外层电子数依次递增，元素的原子半径依次递减，原子核对最外层电子的引力逐步增强，原子得到电子的能力逐步增强，所以元素的非金属性依次增强。随着核电荷数的递增，元素的非金属性呈现周期性的变化。其金属性、非金属性递变规律如下：结论随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。元素周期律：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性的变化。板书元素周期律的实质：元素周期律是元素原子的核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。课堂小结（ppt：本节课我们进一步探究了元素的金属性、非金属性的周期性变化，总结出元素周期律。我们归纳出元素周期律的实质是：元素周期律是元

21、素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。元素周期表及其应用（一）知道元素周期表是元素周期律的具体表现形式，能描述元素周期表的结构。元素周期表的结构。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，学会使用周期表是本单元的主要目的，因此要认识周期表的结构。元素周期表学生并不陌生，从初中开始，学生就把周期表作为一个学习的工具在使用。本次周期表的学习，要更加全面、系统地来学习，本课从周期到族引导学生细致地观察元素周期表，认识其结构特点。导入新课我们已经学习过了元素周期律的有关内容，现在请大家来完成一个任务：将118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

22、外层电子排布、原子半径、元素的化合价的周期性变化规律。（在学生画出表格后，师生共同评议某些学生画出的表格）（ppt：你们刚才所做的工作，在136年以前，早有一位化学家已经为此辛劳过，他就是俄国化学家门捷列夫。请仔细观察元素周期表的结构。投影展示元素周期表挂图，指出这只是其中的一种，国外不一定用这种，指导学生归纳编排原则：4）按原子序数递增的顺序从左到右排列。将电子层数相同的元素排成一个横行。将最外层电子相同（外围电子排布相似）的元素按电子层的递增的顺序从上到下排成纵行。板书元素周期表及其应用一、元素周期表的结构1.周期提问观察元素周期表并思考：教材P8问题1。（一）横排1.有多少个横行？每个横

23、行称为什么？2.同行元素组合起来的依据是什么？电子层数与周期序数有何关系？3.每横行各有多少种元素？首尾各是什么元素？原子序数各是多少？讲述7个横行即7个周期，每个横行称为一个周期。 （ppt：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。板书周期序数=电子层数讲述第一行有2种，第二行有8种，三、四、五、六、七排分别有8、18、18、32、26种。每一周期都是从碱金属元素开始过渡到卤素，最后以稀有气体元素结束。讲述第6周期中，57号元素到71号元素，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。第7周期中，89号元素到103号元素，共15种元素，它

24、们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称锕系元素。为了使表的结构紧凑，将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。在锕系元素中92号元素铀（U）以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素又叫做超铀元素。提问请思考：如果不完全周期排满后，应为多少种元素？（应为32种元素。类别周期序数起止元素包括元素种数核外电子层数短周期HHeLiNeNaAr长周期4KKr5RbXe6CsRn不完全周期7Fr112号26教材P8问题1中的第二个问题。（二）纵行提问1.有多少纵行？每个纵行称为一个族吗？分析族序数在写法上有何不同？2.据你所知

25、，同一主族元素的原子结构有何特点，与其族序数有何关系？你能写出从左到右各族的序数吗？2.族概念：周期表中的每一个纵行称为一族，族的序号一般用罗马数字表示。（1）周期表中共有18个纵行，16个族。（2）主族的序数=最外层电子数=该元素的最高正化合价 小结 “族”的情况可总结如下：共有16个族，七个主族、七个副族、一个族、一个0族思考已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？X位于第4周期、A族；Y位于第5周期、A族。请学生们画出元素周期表框架图。板书“三短三长一不全，七主七副八一与零” 课堂小结（ppt：本节课主要学习了周期表的结构：周期（短周期、长周期、不完全周期）、族（主族、副族、族、0族）。了解了周期表与原子结构的关系。请同学们熟练掌握。投影其它元素周期表（ppt：1012）元素周期表及其应用 （二）1知道同周期、同主族元素性质的递变规律。2理解元素