化學(xué)選修ⅲ人教新課標(biāo)12原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)教學(xué)設(shè)計

1、第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)一、教學(xué)設(shè)計 本節(jié)內(nèi)容分為兩部分：第一部分在復(fù)習(xí)原子結(jié)構(gòu)及元素周期表相關(guān)知識的基礎(chǔ)上，從原子核外電子排布的特點出發(fā)，結(jié)合元素周期表進一步探究元素在周期表中的位置與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。第二部分在復(fù)習(xí)元素的核外電子排布、元素的主要化合價、元素的金屬性與非金屬性周期性變化的基礎(chǔ)上，進一步從原子半徑、電離能以及電負(fù)性等方面探究元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律。教學(xué)過程中應(yīng)注意幫助學(xué)生根據(jù)元素原子核外電子排布特點，以及從原子半徑、電離能及電負(fù)性等方面加深對元素周期律、元素周期表及元素“位構(gòu)性”三者關(guān)系的理解。 教學(xué)重點：1. 元素的原子結(jié)構(gòu)與元素周期表結(jié)構(gòu)的關(guān)系；2.

2、 電離能、電負(fù)性與元素性質(zhì)的關(guān)系；3. 原子半徑、第一電離能、電負(fù)性的周期性變化。 教學(xué)難點：1. 元素周期表的分區(qū)；2. 電離能、電負(fù)性。 具體教學(xué)建議： 1. 可以以問題思考的形式復(fù)習(xí)原子結(jié)構(gòu)、元素周期律和元素周期表的相關(guān)知識，引導(dǎo)學(xué)生從元素原子核外電子排布特征的角度進一步認(rèn)識、理解原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中位置的關(guān)系。 2. 對于電離能和電負(fù)性概念的教學(xué)，應(yīng)突出電離能、電負(fù)性與元素性質(zhì)間的關(guān)系。在了解電離能概念和概念要點的基礎(chǔ)上，重點引導(dǎo)學(xué)生認(rèn)識、理解元素電離能與元素性質(zhì)間的關(guān)系。通過教科書中圖1-21列舉的Li Ne、Na Ar第一電離能數(shù)值，討論

3、元素的第一電離能與元素金屬性、非金屬性的關(guān)系。通過“學(xué)與問”表格中所列的Na、Mg、Al的逐級電離能的數(shù)據(jù)引導(dǎo)學(xué)生尋找其中的規(guī)律并分析：Na、Mg、Al的電離能為什么會逐漸增大？Na、Mg、Al的逐級電離能數(shù)據(jù)為什么會出現(xiàn)突變？這與它們的化合價有何關(guān)系？等等。從而加深學(xué)生對電離能與元素性質(zhì)關(guān)系的理解。     電負(fù)性概念的教學(xué)，可以通過引導(dǎo)學(xué)生對教科書中圖123所列元素的電負(fù)性數(shù)據(jù)與元素性質(zhì)間規(guī)律的探究，使學(xué)生認(rèn)識到：金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大；元素的電負(fù)性越小，元素的金屬性越強，元素的電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強，電負(fù)性的大小可以作

4、為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。 3. 可利用數(shù)據(jù)、圖表進行教學(xué)，如利用教科書中圖120引導(dǎo)學(xué)生推出原子半徑的變化規(guī)律：同一周期元素從左到右，原子半徑逐漸減??；同一主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。利用教科書中圖121探索元素的第一電離能的變化規(guī)律。利用教科書中圖123探究電負(fù)性周期性變化的規(guī)律：同一周期的元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大；同一主族的元素的電負(fù)性從上到下逐漸減小。 教學(xué)方案參考 【方案】問題探究學(xué)習(xí)原子結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系     回憶復(fù)習(xí)：（1）元素原子核外電子排布的周期性變化有什么特點？（2）元素周

5、期表的結(jié)構(gòu)如何？（3）元素的原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置有什么關(guān)系？ 提出問題：元素原子的核外電子排布與元素周期表的關(guān)系是怎樣的？進而引導(dǎo)學(xué)生進一步探究原子結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系。 討論與思考：結(jié)合上述問題開展課堂討論，復(fù)習(xí)相關(guān)的原子結(jié)構(gòu)與元素周期表知識，引導(dǎo)學(xué)生從元素原子核外電子排布特征的角度進一步思考原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中位置的關(guān)系。 問題探究與討論：結(jié)合教科書中的“科學(xué)探究”引導(dǎo)學(xué)生進行問題探究，并在探究的基礎(chǔ)上進一步討論下列問題：（1）為什么元素周期系中的周期不是單調(diào)的？試用構(gòu)造原理加以解釋；（2）將元素周期表分成s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)的依據(jù)是

6、什么？（3）元素周期表中的區(qū)與族存在著什么樣的關(guān)系？ 總結(jié)評價：在學(xué)生討論交流的基礎(chǔ)上，總結(jié)歸納出元素的外圍電子排布的特征與元素周期表結(jié)構(gòu)的關(guān)系；元素原子的核外電子排布與元素在周期表中的位置、元素性質(zhì)三者間的關(guān)系。 【方案】問題解決學(xué)習(xí)原子半徑、電離能和電負(fù)性周期性變化的規(guī)律 回憶復(fù)習(xí)：隨著元素原子的核電荷數(shù)的遞增，核外電子排布、化合價、金屬性和非金屬性等發(fā)生周期性的變化。 提出問題：元素的原子半徑、電離能、電負(fù)性等隨著元素原子的核電荷數(shù)的遞增是否也呈現(xiàn)周期性變化？ 問題解決：（1）指導(dǎo)學(xué)生分析教科書中的圖120，找出主族元素原子半徑在同一周期

7、、同一主族中的變化規(guī)律，并分析發(fā)生這種變化的原因； （2）指導(dǎo)學(xué)生閱讀教科書相關(guān)內(nèi)容，了解電離能的概念，理解“氣態(tài)”“基態(tài)”“電中性”“失去一個電子”等要點。通過教科書中圖1-21列舉的Li Ne、Na Ar第一電離能數(shù)值，找出元素的第一電離能與元素金屬性、非金屬性的關(guān)系，以及元素第一電離能發(fā)生周期性變化的規(guī)律；（3）根據(jù)教科書中的圖1-23，找出元素電負(fù)性發(fā)生周期性變化的規(guī)律，以及元素的電負(fù)性與元素性質(zhì)間的關(guān)系。 討    論與交流：通過上述解決問題的學(xué)習(xí)活動后，組織學(xué)生參與課堂討論與交流互補，得出規(guī)律或結(jié)論。 總結(jié)評價：在分析討論的基礎(chǔ)上，

8、引導(dǎo)學(xué)生總結(jié)原子半徑、第一電離能、電負(fù)性發(fā)生周期性變化的規(guī)律；總結(jié)利用數(shù)據(jù)和圖表探索規(guī)律的思想方法。 二、活動建議 【科學(xué)探究1】 1. 元素周期表共有7個周期，每個周期包括的元素數(shù)目分別為：第一周期2種；第二周期8種；第三周期8種；第四周期18種；第五周期18種；第六周期32種；第七周期為不完全周期。每個周期開頭第一個元素的最外層電子的排布通式為ns1，結(jié)尾元素的最外層電子的排布通式為ns2np6。因為第一周期元素只有一個1s能級，其結(jié)尾元素的電子排布式為1s2，跟其他周期的結(jié)尾元素的電子排布式不同。  2. 元素周期表共有18個縱列；每個縱列的價電子

9、層的電子總數(shù)相等。 3. s區(qū)有2個縱列，d區(qū)有8個縱列，p區(qū)有6個縱列；從元素的價電子層結(jié)構(gòu)可以看出，s區(qū)、d區(qū)和ds區(qū)的元素在發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時容易失去最外層電子及倒數(shù)第二層的d電子，呈現(xiàn)金屬性，所以s區(qū)、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬。 4. 元素周期表可分為主族、副族和0族；從教科書中圖1-16可知，副族元素（包括d區(qū)和ds區(qū)的元素）介于s區(qū)元素（主要是金屬元素）和p區(qū)（主要是非金屬元素）之間，處于由金屬元素向非金屬元素過渡的區(qū)域，因此，把副族元素又稱為過渡元素。  5. 這是由元素的價電子層結(jié)構(gòu)和元素周期表中元素性質(zhì)遞變規(guī)律決定的，在元素周期表中，同周期元素從左

10、到右非金屬性逐漸增強，金屬性逐漸減弱，同主族元素從上到下非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強，結(jié)果使元素周期表右上角三角區(qū)域內(nèi)的元素主要呈現(xiàn)出非金屬性。 6. 由于元素的金屬性和非金屬性之間并沒有嚴(yán)格的界線，處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素既能表現(xiàn)出一定的非金屬性，又能表現(xiàn)出一定的金屬性，因此，這些元素常被稱為半金屬或準(zhǔn)金屬。 【科學(xué)探究2】 1. （略） 2. 鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒，不形成過氧化物，只生成正常氧化物；鈹和鋁的氫氧化物都是兩性氫氧化物；硼和硅的含氧酸酸性的強度很接近，都是弱酸。教科書上幾對處于對角的元素在性質(zhì)上相似，可以粗略認(rèn)為它們的電負(fù)性相近

11、的緣故。 三、問題交流 【學(xué)與問1】同周期的主族元素從左到右，元素最高化合價和最低化合價逐漸升高；金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。 【學(xué)與問2】同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。其主要原因是由于核電荷數(shù)的增加使核對電子的引力增加而帶來原子半徑減小的趨勢大于增加電子后電子間斥力增大帶來原子半徑增大的趨勢。 同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。其主要原因是由于電子能層增加，電子間的斥力使原子的半徑增大。 【學(xué)與問3】 1. 第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強。&#

12、160;2. 氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能（用I1表示），從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能（用I2表示），依次類推，可得到I3、I4同一種元素的逐級電離能的大小關(guān)系：I1<I2<I3<即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。 Na的I1比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成1價離子；Mg的I1和I2相差不

13、多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三個電子形成3價離子。 四、習(xí)題參考答案 1. 能層數(shù)最外層電子數(shù)最外層電子數(shù)能層數(shù)2. 堿金屬稀有氣體3. 4. （1）三   A   1s22s22p63s23p5   Cl   HClO4  （2）四A    1s22s22p63s23p64s2    Ca &#

14、160;  Ca(OH)2 5. 主族元素的核外電子排布最后填入的能級是s或p，而副族元素的核外電子排布最后填入的能級為d或f；主族元素的價電子層為最外層的s、p能級，都不包含d能級，而副族元素的價電子層除最外層的s、p能級外，還包含次外層的d能級及倒數(shù)第三層的f能級。 6. 氫原子核外只有一個電子（1s1），既可以失去這一個電子變成+1價，又可以獲得一個電子變成-1價，與稀有氣體He的核外電子排布相同。根據(jù)H的電子排布和化合價不難理解H在周期表中的位置既可以放在A,又可以放在A。 7. 元素的金屬性與非金屬性隨核電荷數(shù)遞增呈現(xiàn)周期性變化，在同一周期中，

15、從左到右元素的金屬性遞減非金屬性遞增。例如，第三周期元素：根據(jù)Na、Mg、Al與水的反應(yīng)越來越困難，以及NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3堿性遞減，說明Na、Mg、Al的金屬性逐漸減弱；根據(jù)Si、P、S、Cl形成氫化物越來越容易，且生成的氫化物穩(wěn)定性依次增強，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性遞增，說明Si、P、S、Cl的非金屬性逐漸增強。 8. 金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負(fù)性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負(fù)性越大，其非金屬性越強；故可以用電負(fù)性來度量金屬性與非金屬性的強弱。 9. 元素原子的最外層電子數(shù)隨原子的核電荷數(shù)遞增呈現(xiàn)周期性的變化，由于原子的最外層電子數(shù)決定了元素的化合價，所以元素的化合價就會隨著原子的核電荷數(shù)遞增呈現(xiàn)周期性變化。 *10. 第八周期總共應(yīng)有50種元素。 *11. （略） 復(fù)習(xí)題參考答案 1. A   2. A 3. A 4. B  5. （1）Na K Mg&