新教材選擇性必修二丨物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)教案

《原子結(jié)構(gòu)》教學(xué)設(shè)計課題《原子結(jié)構(gòu)》單元1學(xué)科化學(xué)年級高二教材分析本節(jié)教學(xué)內(nèi)容是人教版高中化學(xué)選擇性必修第二冊第一章《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》第一節(jié)《原子結(jié)構(gòu)》。本節(jié)內(nèi)容是在學(xué)生已有原子結(jié)構(gòu)知識的基礎(chǔ)上，進一步深入地研究原子的結(jié)構(gòu)，從構(gòu)造原理和能量最低原理介紹了原子的核外電子排布以及原子光譜等。這一課時的教學(xué)內(nèi)容主要是能層與能級、基態(tài)激發(fā)態(tài)原子光譜、構(gòu)造原理與核外電子排布式。從介紹門捷列夫發(fā)現(xiàn)元素周期律，到波爾提出“能層、能級、構(gòu)造原理”的科學(xué)歷史入手，直接介紹能層和能級的概念，并在原子基態(tài)、激發(fā)態(tài)、原子光譜等基礎(chǔ)上介紹電子躍遷和光譜分析，然后給出構(gòu)造原理并根據(jù)構(gòu)造原理進行原子核外電子排布。本節(jié)內(nèi)容比較抽象，是教學(xué)難點，但作為第一章內(nèi)容，按照課標(biāo)要求比較深入而系統(tǒng)地介紹了原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)，為后續(xù)章節(jié)內(nèi)容的學(xué)習(xí)奠定了基礎(chǔ)。本節(jié)重點掌握依據(jù)構(gòu)造原理書寫1-36號元素原子的核外電子排布式。本節(jié)安排了“能層與能級、基態(tài)激發(fā)態(tài)原子光譜、構(gòu)造原理與核外電子排布式”這部分內(nèi)容。學(xué)生通過學(xué)習(xí)這部分知識，理解能層與能級的概念及關(guān)系，理解核外電子的排布規(guī)律。了解基態(tài)與激發(fā)態(tài)、原子光譜的含義。通過理解構(gòu)造原理逐步建立核外電子排布式書寫的思維模型，并學(xué)會應(yīng)用模型熟練書寫常見原子的核外電子排布式。教學(xué)目標(biāo)與核心素養(yǎng)宏觀辨識與微觀探析：通過了解原子基態(tài)、激發(fā)態(tài)、原子光譜等知識，知道生活中的五顏六色的霓虹燈、煙花等與電子躍遷有關(guān)。證據(jù)推理與模型認知：通過理解構(gòu)造原理逐步建立核外電子排布式書寫的思維模型。并學(xué)會應(yīng)用思維模型熟練書寫常見元素原子的核外電子排布式?？茖W(xué)精神與社會責(zé)任：通過了解能層、能級、構(gòu)造原理等的發(fā)現(xiàn)史，認識到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實、不斷進步的科學(xué)精神與社會責(zé)任感。重點難點能層與能級、基態(tài)激發(fā)態(tài)原子光譜、構(gòu)造原理與核外電子排布式。教學(xué)過程教學(xué)環(huán)節(jié)教師活動學(xué)生活動設(shè)計意圖導(dǎo)入新課1869年俄國化學(xué)家門捷列夫發(fā)現(xiàn)了元素周期律；1920年丹麥科學(xué)家波爾提出了構(gòu)造原理，即從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入原子核外“殼層”的順序，1925年，波爾的“殼層”落實為“能層”與“能級”，厘清了核外電子的可能狀態(tài)，復(fù)雜的原子光譜得以詮釋。1936年馬德隆發(fā)表了以原子光譜事實為依據(jù)的完整的構(gòu)造原理?！具^渡】什么是能層？什么是能級？構(gòu)造原理又是什么？我們通過今天的學(xué)習(xí)內(nèi)容進行了解。了解科學(xué)史通過了解能層、能級、構(gòu)造原理等的發(fā)現(xiàn)史，認識到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實、不斷進步的科學(xué)精神與社會責(zé)任感。講授新課第三節(jié)有機化合物的分類方法【知識回顧】1.原子的結(jié)構(gòu)①數(shù)量關(guān)系：核電荷數(shù)(Z)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)②質(zhì)量關(guān)系：質(zhì)量數(shù)（A）=質(zhì)子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N）質(zhì)量數(shù)：對質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取整數(shù)相加的數(shù)值，即近似原子量。2.原子核外電子層的表達方式原子質(zhì)量主要集中在原子核上。原子核體積很小，只占原子體積的幾億分之一。3.核外電子排布的一般規(guī)律（1）先排能量低的電子層，再排能量高的電子層，由內(nèi)向外。（2）每一層最多容納電子數(shù)：2n2個。（3）最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層時不超過2個）。（4）次外層電子數(shù)不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個。（5）倒數(shù)第三層不超過32個電子。一、能層與能級1.能層（1）含義：核外電子按能量不同分成能層，即電子層。（2）符號及能量關(guān)系：小結(jié)：能層越高，電子的能量越高，離原子核越遠。2.能級（1）含義：同一能層的電子，還被分成不同能級。（2）能級符號與所能容納電子數(shù)如下表：【思考與討論】(1)一個能層的能級數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關(guān)系?一個能層最多可容納的電子數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關(guān)系?答案：2n2；相等(2)以s、p、d、f為符號的能級分別最多可容納多少個電子?3d、4d、5d能級容納的最多電子數(shù)是否相同？答案：2.6.10.14；相同(3)第五能層最多可容納多少個電子?它們分別容納在幾個能級中?各能級最多容納多少個電子?(注：本書只要求到f能級。)答案：50s-2，p-6，d-10，f-14【歸納小結(jié)】(1)能層序數(shù)_____該能層所包含的能級數(shù)，如第三能層有____個能級。(2)s、p、d、f各能級可容納的電子數(shù)分別為___、___、___、___的2倍。(3)原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數(shù)是____(n為能層的序數(shù))。(4)f能級的從第能層開始，d能級從第能層開始能量規(guī)律：①不同能層中，能級的能量高低是1s<2s<3s<4s….②在同一能層中，能級的能量高低是ns<np<nd<nf……【課堂練習(xí)】1.判斷正誤(1)能層就是電子層()(2)不同能層，s能級能量相同()(3)s能級的能量一定比p能級的低()(4)高能層的所有能級能量都比低能層的能級能量高()(5)各能層的能級數(shù)等于其所處能層序數(shù)()(6)任一能層的s能級最多容納的電子數(shù)均為2()(7)3p3表示3p能級只能填充3個電子()(8)各能級最多可容納的電子數(shù)按s、p、d、f……的順序依次為1、3、5、7……的2倍()答案：√×××√√×√2.符號為M的能層所含的能級有（B）A.2種B.3種C.8種D.18種3.某一能層上nd能級最多所能容納的電子數(shù)為(B)A.6B.10C.14D.154.下列能級符號表示正確且最多容納的電子數(shù)按照從少到多的順序排列的是（A）A.1s、2p、3dB.1s、2s、3sC.2s、2p、2dD.3p、3d、3f5.原子核外P能層和p能級可容納的最多電子數(shù)分別為（C）A.32和2 B.50和6 C.72和6 D.86和10二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜1.基態(tài)與激發(fā)態(tài)(1)基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。(2)激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，它的電子會躍遷到較高能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。【過渡】生活中，我們看到的許多可見光，都與原子核外電子躍遷釋放能量有關(guān)。2.原子光譜(1)含義：不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。(2)成因及分類：(3)光譜分析：在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。例如：銫(1860年)和銣(1861年),其光譜圖中有特征的藍光和紅光，它們的拉丁文名稱由此得名。又如，稀有氣體氦的原意是“太陽元素”,是1868年分析太陽光譜發(fā)現(xiàn)的，最初人們以為它只存在于太陽，后來才在地球上發(fā)現(xiàn)。三、構(gòu)造原理與電子排布式1.構(gòu)造原理(1)內(nèi)容：以光譜學(xué)事實為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序成為構(gòu)造原理。(2)構(gòu)造原理示意圖：電子填充一般規(guī)律：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s(3)對構(gòu)造原理的理解：①構(gòu)造原理是絕大多數(shù)基態(tài)原子的核外電子排布順序。②電子按照構(gòu)造原理排布，會使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，原子相對較穩(wěn)定。③從構(gòu)造原理圖可以看出，從第三能層開始，不同能層的能級出現(xiàn)“能級交錯”現(xiàn)象。能級交錯指電子層數(shù)較大的某些能級的能量反而低于電子層數(shù)較小的某些能級的能量的現(xiàn)象，如4s＜3d、6s＜4f＜5d，一般規(guī)律為ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。2.電子排布式(1)含義：電子排布式是用核外電子分布的能級及各能級上的電子數(shù)來表示電子排布的式子。(2)表示方法：(3)書寫方法：第一步：按照構(gòu)造原理寫出電子填入能級的順序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s第二步：根據(jù)各能級容納的電子數(shù)填充電子。第三步：去掉空能級，并按照能層順序排列即可得到電子排布式。例如：8O：1s22s22p4。例：試書寫7N、17Cl、19K、26Fe、21Sc、35Br原子的核外電子排布式。N：1s22s22p3Cl：1s22s22p63s23p5K：1s22s22p63s23p64s1Fe：1s22s22p63s23p63d64s2Sc：1s22s22p63s23p63d14s2Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5要求熟練書寫1～36號元素原子的電子排布式注意：在得出構(gòu)造原理之前，由原子光譜得知有些過渡金屬元素基態(tài)原子電子排布不符合構(gòu)造原理，如Cr和Cu的最后兩個能級的電子排布分別為3d54s1和3d104s1。3.簡化電子排布式（1）含義：將原子中已經(jīng)達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分，用相應(yīng)的稀有氣體元素符號外加方括號表示的式子稱為簡化電子排布式。（2）表示方法：K的簡化電子排布式：[Ar]4s1N的簡化電子排布式：[He]2s22p3Na的簡化電子排布式：[Ne]3s1（3）練習(xí)：寫出14、24、26、31號元素的簡單電子排布式。14Si：[Ne]3s23p224Cr：[Ar]3d54s126Fe：[Ar]3d64s231Ga：[Ar]3d104s24p1【課堂練習(xí)】1.下列能級符號正確的是（A）A.6s B.2d C.1d D.3f2.符號為M的能層所含的能級有（B）A.2種 B.3種 C.8種 D.18種3.按能量由低到高的順序，下列排列正確的是（C）A.1s、2p、3d、4s B.1s、2s、3s、2pC.2s、2p、3s、3p D.4p、3d、4s、3p4.請根據(jù)構(gòu)造原理，寫出下列原子的電子排布式：(1)16S__________________________。(2)10Ne_________。(3)20Ca__________________________。(4)26Fe_______________________________。(5)29Cu________________________________。(6)11Na_____________________。答案：1s22s22p63s23p4(或[Ne]3s23p4)1s22s22p61s22s22p63s23p64s2(或[Ar]4s2)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)5.(1)Cl原子核外能量最高的電子所在的能級是____。(2)基態(tài)Si原子中，核外電子占據(jù)最高能層的符號為___，該能層上有__個能級，電子數(shù)為____。答案：（1）3p（2）M34基礎(chǔ)知識回顧思考交流隨堂檢測觀看生活中的可見光思考理解回顧前面學(xué)習(xí)過的知識，為能層能級構(gòu)造原理的做的學(xué)習(xí)鋪墊。通過思考與交流，學(xué)會歸納總結(jié)能級數(shù)與序數(shù)、最多容納電子數(shù)的關(guān)系，更深入的理解核外電子排布規(guī)律。運用所學(xué)知識分析有機化合物的類別。通過了解原子基態(tài)、激發(fā)態(tài)、原子光譜等知識，知道生活中的五顏六色的霓虹燈、煙花等與電子躍遷有關(guān)。發(fā)展學(xué)生宏觀辨識與微觀探析核心素養(yǎng)。通過理解構(gòu)造原理逐步建立核外電子排布式書寫的思維模型。初步建立認知模型，發(fā)展核心素養(yǎng)。課堂小結(jié)原子結(jié)構(gòu)一、能層與能級二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜三、構(gòu)造原理與電子排布式1.電子填充一般規(guī)律：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s2.電子排布式：3.簡化電子排布式：用相應(yīng)的稀有氣體元素符號外加方括號表示的式子。板書原子結(jié)構(gòu)一、能層與能級二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜三、構(gòu)造原理與電子排布式1.電子填充一般規(guī)律：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s2.電子排布式：3.簡化電子排布式：用相應(yīng)的稀有氣體元素符號外加方括號表示的式子。

《原子結(jié)構(gòu)》第二課時教學(xué)設(shè)計課題《原子結(jié)構(gòu)》單元1學(xué)科化學(xué)年級高二教材分析本節(jié)教學(xué)內(nèi)容是人教版高中化學(xué)選擇性必修第二冊第一章《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》第一節(jié)《原子結(jié)構(gòu)》第二課時。這一課時的教學(xué)內(nèi)容主要是電子云與原子軌道、泡利原理、洪特規(guī)則與能量最低原理。前一課時已經(jīng)學(xué)習(xí)了“能層、能級、構(gòu)造原理”的概念和內(nèi)容，了解了原子基態(tài)、激發(fā)態(tài)、原子光譜等基礎(chǔ)知識，理解構(gòu)造原理并會根據(jù)構(gòu)造原理進行原子核外電子排布。在此基礎(chǔ)上本節(jié)內(nèi)容介紹原子核外電子的運動狀態(tài)，本節(jié)重點掌握原子核外電子運動特點，基態(tài)原子中核外電子的排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理。本節(jié)安排了“電子云與原子軌道、泡利原理、洪特規(guī)則與能量最低原理”這部分內(nèi)容。學(xué)生通過學(xué)習(xí)這部分知識，了解有關(guān)核外電子運動模型的發(fā)展歷史，認識核外電子的運動特點。知道電子的運動狀態(tài)（空間分布及能量）。可通過原子軌道和電子云模型來描述。認識基態(tài)原子中核外電子的排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理。教學(xué)目標(biāo)與核心素養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知：通過認識核外電子的運動特點初步建立通過原子軌道和電子云模型來描述運動狀態(tài)的思維模型。理解原子核外電子排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理。科學(xué)精神與社會責(zé)任：通過了原子核外電子運動模型等的發(fā)展史，認識到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實、不斷進步的科學(xué)精神與社會責(zé)任感。重點難點電子云與原子軌道、泡利原理、洪特規(guī)則與能量最低原理。教學(xué)過程教學(xué)環(huán)節(jié)教師活動學(xué)生活動設(shè)計意圖導(dǎo)入新課提問：原子核外的電子運動狀態(tài)是怎么樣呢？【科學(xué)史】1911年，英國物理學(xué)家盧瑟福根據(jù)1910年進行的α粒子散射實驗，提出了原子結(jié)構(gòu)的行星模型。在這個模型里，電子像太陽系的行星圍繞太陽轉(zhuǎn)一樣圍繞著原子核旋轉(zhuǎn)。1913年，丹麥科學(xué)家玻爾在盧瑟福模型的基礎(chǔ)上，他提出了氫原子模型，電子在線性軌道上運行，解決了原子結(jié)構(gòu)的穩(wěn)定性問題，描繪出了完整而令人信服的原子結(jié)構(gòu)學(xué)說。氫原子結(jié)構(gòu)理論成功的闡述了原子的穩(wěn)定性，氫原子光譜的產(chǎn)生和不連續(xù)性。1926年，量子力學(xué)推翻了玻爾的氫原子模型，指出一定空間運動狀態(tài)的電子并不在玻爾假定的線性軌道上運行，而在核外空間各處都可能出現(xiàn)，但出現(xiàn)的概率不同，可以算出它們的概率密度分布。概率密度：P表示電子在某處出現(xiàn)的概率；V表示該處的體積；了解科學(xué)史通過了原子核外電子運動模型等的發(fā)展史，認識到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實、不斷進步的科學(xué)精神與社會責(zé)任感。講授新課第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)第二課時電子云與原子軌道、泡利原理、洪特規(guī)則、能力最低原理一、電子云【問題】圖1-7中的小點是什么呢？是電子嗎？小點是1s電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度的形象描述。小點越密，表明概率密度越大。由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象的稱作“電子云”。1.電子云概念電子云是處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。電子在原子核外一定空間范圍內(nèi)出現(xiàn)的概率統(tǒng)計起來，好似在原子核外籠罩著一團帶負電的云霧，形象稱為“電子云”。2.電子云輪廓圖電子云圖很難繪制，使用不便，我們常使用電子云輪廓圖。為了表示電子云輪廓的形狀，對核外電子的空間運動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述。把電子在原子核外空間出現(xiàn)概率P=90%的空間圈出來，即電子云輪廓圖。【過渡】所有原子的任意能層的s電子的電子云輪廓圖都是一個球形，只是球的半徑不同。同一原子的能層越高，s電子云半徑越大，是由于電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。就像宇宙飛船必須提供能量推動才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子核的吸引在離核更遠的空間出現(xiàn)的概率就比1s大，因而2s電子云必然比1s電子云更彌散。二、原子軌道1.定義：電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。2.形狀：（1）s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。（2）除s電子云外，其他電子云都不是球形的。例如p電子的原子軌道呈啞鈴狀。p能級有三個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示，同一能層中px、py、pz的能量相同。下表為不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖。【思考】n能層的能級數(shù)、軌道數(shù)、電子數(shù)。n能層能級數(shù)：n軌道數(shù)：n2電子數(shù)：2n2三、泡利原理【回顧】回顧每個能級最多容納的電子數(shù)?！舅伎肌繛槭裁匆粋€軌道允許容納2個電子呢？【過渡】1925年，兩個荷蘭年輕人提出：電子除了空間運動狀態(tài)外，還有一種狀態(tài)叫做自旋。1.電子自旋與泡利原理（1）自旋：是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質(zhì)量一樣的內(nèi)在屬性。電子自旋在空間有順時針和逆時針兩種取向，簡稱自旋相反，常用上下箭頭（?和?）表示自旋相反的電子。（2）泡利原理：1925年，泡利正式提出，在一個原子軌道里，最多只能容納兩個電子，它們自旋相反，這個原理被稱為泡利原理，也稱為泡利不相容原理。2.電子排布的軌道表示式（1）軌道表示式（又稱電子排布圖）：表示電子排布的一種圖式，如氫和氧的基態(tài)原子的軌道表示式如下：注意：在軌道表示式中，用方框（也可用圓圈）表示原子軌道，能量相同的原子軌道（簡并軌道）的方框相連，箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，“”稱為電子對，“”或“”稱為單電子（或稱未成對電子）。箭頭同向的單電子稱自旋平行，如基態(tài)氧原子有2個自旋平行的2p電子。通常應(yīng)在方框下方或上方標(biāo)記能級符號。有時畫出的能級上下錯落，以表達能量高低不同。2.電子排布的軌道表示式——例鋁原子核外電子排布式四、洪特規(guī)則1.洪特規(guī)則1925年，洪特在詮釋復(fù)雜原子光譜時，得出了判斷基態(tài)原子光譜項三條經(jīng)驗規(guī)則，后人歸并簡化為一條：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行，稱為“洪特規(guī)則”?！締栴}1】例1：畫出氧的基態(tài)原子最外層軌道表示式。如果不考慮洪特規(guī)則，又認定3個2p軌道有區(qū)別，可畫出怎樣的軌道表示式？若遵循洪特規(guī)則，且不區(qū)分3個2p軌道，只需畫出軌道表示式：注意：①洪特規(guī)則不僅適用于基態(tài)原子，也適用于基態(tài)離子。②洪特規(guī)則是針對電子填入簡并軌道而言的，并不適用于電子填入能量不同的軌道?！締栴}2】例2：請寫出24、29號元素原子的電子排布式。24Cr1s22s22p63s23p63d54s129Cu1s22s22p63s23p63d104s1【歸納】在簡并軌道（同一能級）上的電子排布處于全充滿、半充滿和全空狀態(tài)時，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。【思考與討論】1.下列軌道表示式中，哪個是硼的基態(tài)原子？為什么？答案：A?；鶓B(tài)原子核外電子排布要遵循泡利不相容原理，即在一個原子軌道里，最多只能容納兩個電子，它們自旋相反。2.下列軌道表示式中，哪個是氧的基態(tài)原子？為什么？答案：A?；鶓B(tài)原子核外電子排布要遵循洪特規(guī)則，即基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。【過渡】基態(tài)是能量最低的狀態(tài)，所以，基態(tài)原子的電子排布是能量最低的原子軌道組合。五、能量最低原理1.內(nèi)容在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子將盡可能的占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個的原子的能量最低。注意：整個原子的能量由核電荷數(shù)、電子數(shù)和電子狀態(tài)三個因素共同決定，相鄰能級能量相差很大時，電子填入能量低的能級即可使整個原子能量最低；而當(dāng)相鄰能級能量相差不太大時，有1-2個電子占據(jù)能量稍高的能級反而降低了電子排斥能而使整個原子能量最低（如所有副族元素的基態(tài)原子）?！舅伎寂c討論】1.為什么基態(tài)氦原子的電子排布是1s2而不是1s12s1？2.為什么基態(tài)氮原子的電子軌道表示式是而不是？3.為什么基態(tài)鉀原子和鈣原子的價電子排布是4s1和4s2，而不是3d1和3d2？答：泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理?！菊n堂練習(xí)】1.判斷正誤。（1）2s的電子云比1s的電子云大，說明2s的電子云中的電子比1s的多。（2）當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，電子總是先占滿1個軌道，然后再占據(jù)其它原子軌道。（3）氫原子電子云的一個小黑點表示一個電子。（4）6C的電子排布式1s22s22px2違反了洪特規(guī)則。答案：×××√2.在d軌道中電子排布成，而不排布成，遵循的是（）A.能量最低原理B.泡利原理C.原子軌道構(gòu)造原理D.洪特規(guī)則答案：D3.下列電子排布的軌道表示式所表示的元素原子中，能量處于最低狀態(tài)的是（）答案：C4.在1s、2px、2py、2pz軌道中，具有對稱性的是（）答案：A5.(1)金屬鋁質(zhì)輕且有良好的防腐蝕性，在國防工業(yè)中有非常重要的作用。鋁原子核外電子云有__________種不同的伸展方向，有__________種不同運動狀態(tài)的電子。(2)基態(tài)鐵原子有__________個未成對電子，三價鐵離子的電子排布式為__________。(3)29Cu+的價電子排布式為__________。思考類比思考交流思考交流歸納總結(jié)思考交流思考問題歸納總結(jié)思考與討論認識核外電子的運動特點。知道電子的運動狀態(tài)（空間分布及能量）。形象化的理解同一原子的能層越高，s電子云半徑越大，是由于電子的能量依次增高。通過觀察表格數(shù)據(jù)特點，歸納總結(jié)能層與能級數(shù)、軌道數(shù)、電子數(shù)之間的數(shù)量關(guān)系。通過提問，引發(fā)學(xué)生思考，并描述泡利原理。通過認識核外電子的運動特點初步建立通過原子軌道和電子云模型來描述運動狀態(tài)的思維模型。通過畫出原子最外層軌道表達式，理解洪特規(guī)則。應(yīng)用所學(xué)知識判斷基態(tài)原子的軌道表達式的正確與否。通過練習(xí)，再次深入理解原子核外電子排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理。課堂小結(jié)原子結(jié)構(gòu)一、電子云電子云是處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。二、原子軌道1.定義：電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。2.形狀：（1）s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。（2）除s電子云外，其他電子云都不是球形的。例如p電子的原子軌道呈啞鈴狀。三、泡利原理1.電子自旋與泡利原理（1）自旋：是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質(zhì)量一樣的內(nèi)在屬性。（2）泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納兩個電子，它們自旋相反。2.電子排布的軌道表示式四、洪特規(guī)則基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。五、能量最低原理在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子將盡可能的占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個的原子的能量最低。板書原子結(jié)構(gòu)一、電子云二、原子軌道1.定義：2.形狀：s電子的原子軌道呈球形。p電子的原子軌道呈啞鈴狀。三、泡利原理1.電子自旋與泡利原理（1）自旋：是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質(zhì)量一樣的內(nèi)在屬性。（2）泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納兩個電子，它們自旋相反。2.電子排布的軌道表示式四、洪特規(guī)則五、能量最低原理

《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第一課時教學(xué)設(shè)計課題《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》單元1學(xué)科化學(xué)年級高二教材分析本節(jié)教學(xué)內(nèi)容是人教版高中化學(xué)選擇性必修第二冊第一章《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》第二節(jié)《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第一課時。這一課時的教學(xué)內(nèi)容主要是元素周期律、元素周期系和與元素周期表以及構(gòu)造原理與元素周期表。前一節(jié)已經(jīng)學(xué)習(xí)了“能層、能級、構(gòu)造原理”的概念和內(nèi)容，了解了原子基態(tài)、激發(fā)態(tài)、原子光譜等基礎(chǔ)知識，理解構(gòu)造原理并會根據(jù)構(gòu)造原理進行原子核外電子排布。知道原子核外電子的運動狀態(tài)，以及原子核外電子運動特點，基態(tài)原子中核外電子的排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理等知識。本節(jié)內(nèi)容重點探究構(gòu)造原理與元素周期表間的聯(lián)系。本節(jié)安排了“元素周期律、元素周期系和與元素周期表以及構(gòu)造原理與元素周期表”這部分內(nèi)容。學(xué)生通過學(xué)習(xí)這部分知識，了解元素周期表的發(fā)展歷史，知道元素周期律、元素周期系和元素周期表的概念。通過自主探究元素周期表，理解構(gòu)造原理與元素周期表之間的聯(lián)系。教學(xué)目標(biāo)與核心素養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知：通過探究元素周期表與構(gòu)造原理的連接與特點。掌握原子的電子排布與周期和族的劃分，原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)。科學(xué)精神與社會責(zé)任：通過科學(xué)史話了解元素周期表的發(fā)展歷史，認識到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實、不斷進步的科學(xué)精神與社會責(zé)任感。重點難點構(gòu)造原理與元素周期表。教學(xué)過程教學(xué)環(huán)節(jié)教師活動學(xué)生活動設(shè)計意圖導(dǎo)入新課三張有重要歷史意義的元素周期表【科學(xué)史】1869年，門捷列夫制作了歷史上第一張周期表，圖1-14是該表的修訂版，又稱短式周期表。門捷列夫周期表最重要的特征是從第四周期開始每個周期截成兩截，第1-7族分主副族，第八族稱為過渡元素（第八族是鐵、鈷、鎳等“三素組”）。主副族和第八族的概念使用至今，但過渡元素的概念不同了。1905年，配位化學(xué)鼻祖維爾納制作了一張周期表，如圖1-15所示。維爾納周期表是特長式周期表，每個周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有各的位置，同族元素上下對齊，盡管當(dāng)時錒系和鑭系的概念尚未形成，不知道它們有多少種元素。維爾納周期表前五個周期表相似，但也有差異，如今維爾納周期表中Be、Mg的位置與現(xiàn)今周期表不同。1922年，玻爾獲諾貝爾獎時做了題為“原子結(jié)構(gòu)”的報告，其中有一張周期表，如圖1-16所示。它是1895年湯姆孫周期表的改進版。在玻爾所作的改進中，特別重要之處是把21-28、39-46等元素用方框框起。這是因為玻爾用原子結(jié)構(gòu)來解釋周期系了，他已經(jīng)認識到，這些框內(nèi)元素的原子新增加的電子是填入內(nèi)層軌道的。玻爾已經(jīng)得知鑭后14種元素基原子有4f電子，也用方框框起，而且第六周期為32種元素，但第七周期元素所知甚少。玻爾周期表還用直線連接前后周期的相關(guān)元素（同族元素），這是因為玻爾已經(jīng)知道，它們的價電子數(shù)相等。了解科學(xué)史通過元素周期表的發(fā)展史，認識到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實、不斷進步的科學(xué)精神與社會責(zé)任感。講授新課第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第一課時原子結(jié)構(gòu)與元素周期表一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1.元素周期律1869年，門捷列夫發(fā)現(xiàn)，按相對原子質(zhì)量從小到大的順序?qū)⒃嘏帕衅饋?，得到一個元素序列，并從最輕的元素氫開始進行編號，稱為原子序數(shù)。這個序列中的元素性質(zhì)隨著原子序數(shù)遞增發(fā)生周期性的重復(fù)，這一規(guī)律被門捷列夫稱作元素周期律。2.元素周期系1913年，英國物理學(xué)家莫塞萊證明原子序數(shù)即原子核電荷數(shù)。隨后元素周期律表述為元素的性質(zhì)隨元素原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變。元素的這一按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。3.元素周期表元素周期表是呈現(xiàn)元素周期系的表格。元素周期系只有一個，元素周期表多種多樣。注意：1.元素周期系與元素周期表的關(guān)系2.原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質(zhì)子數(shù)與核外電子數(shù)的關(guān)系原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)二、構(gòu)造原理與元素周期表1.元素周期表的結(jié)構(gòu)：根據(jù)構(gòu)造原理得出的核外電子排布，可以解釋元素周期系的基本結(jié)構(gòu)。（1）周期（七橫七周期，三短四長）（2）核外電子排布與周期的劃分每一周期元素原子的外圍電子排布與元素種類注意：核外電子排布與周期劃分的關(guān)系ⅰ根據(jù)構(gòu)造原理,將能量相近的能級分為一組,按能量由低到高可分為7個能級組,同一能級組內(nèi),各能級能量相差較小,各能級組之間能量相差較大。ⅱ每一個能級組對應(yīng)一個周期,且該能級組中最高的能級對應(yīng)的能層數(shù)等于元素的周期序數(shù)。元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外電子的排布發(fā)生周期性的重復(fù)。（3）根據(jù)構(gòu)造原理得出的核外電子排布與周期中元素種類數(shù)的關(guān)系元素周期系中每個周期的元素數(shù),第一周期從1s1開始,以1s2結(jié)束,只有兩種元素。中間按照構(gòu)造原理依次排滿各能級。其余各周期總是從ns能級開始,以np結(jié)束,遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個周期里的元素數(shù)。具體數(shù)據(jù)如下:周期ns→np電子數(shù)元素數(shù)目一1s1～222二2s1～22p1～688三3s1～23p1～688四4s1～23d1～104p1～61818五5s1～24d1～105p1～61818六6s1～24f1～145d1～106p1～63232七7s1～25f1～146d1～107p1～63232規(guī)律：遞增的核電荷數(shù)=元素個數(shù)若以一個方格代表一種元素，每個周期排成一個橫排，并按s、p、d、f分段，左側(cè)對齊，可得到如下元素周期表：【思考與討論】1950年國際純粹與應(yīng)用化學(xué)聯(lián)合會（IUPAC）推薦了一張元素周期表，書末的元素周期表就是參照其新版制作的。請問：怎樣將圖1-17變成書末的元素周期表？（4）族（十八縱行十六族，七主七副一VIII一0）注意：1.從第四周期開始的長周期,比短周期多出的元素全部是金屬元素,這是因為它們的最外層電子數(shù)始終不超過2,即為ns1~2(Pd例外)。而第六、七周期比第四、五周期多出14個元素的基態(tài)原子最外層也只有2個s電子,所以也是金屬元素。2.電子層數(shù)=周期序數(shù)3.主族元素族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)（5）核外電子排布與族的關(guān)系元素周期表中,同族元素價層電子數(shù)相同,這是同族元素性質(zhì)相似的結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)。主族元素的價電子為該元素原子的最外層電子。如堿金屬元素的基態(tài)原子的價電子排布為ns1。元素周期表最右側(cè)稀有氣體元素的基態(tài)原子,除氦(1s2)外,最外層都是8電子,即ns2np6。副族元素的價電子與其最外層電子和次外層電子有關(guān)(鑭系、錒系元素還與次次外層的f電子有關(guān))。如鐵元素的價電子排布式為3d64s2?！驹偬皆刂芷诒怼繂栴}：仔細考察書末的元素周期表，你能提出哪些問題？例如：（1）元素周期表共有幾個周期？每個周期各有多少種元素？為什么第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟同族的其他周期元素的不同？（2）元素周期表共有多少個列？各列的價層電子數(shù)各為多少？同列元素價層電子數(shù)是否相等？元素周期表可分為哪些族？族序有什么規(guī)律？（3）為什么在元素周期表中非金屬主要集中在右上角三角區(qū)（如圖1-18）？回答上述問題和你提出的問題，并整理出你對元素周期表的新認識。答：（1）現(xiàn)行元素周期表包含118種元素，共有七個周期，每個周期包含的元素數(shù)目，分別是按照周期序數(shù)一二三四五六七，元素種類數(shù)依次為2、8、8、18、18、32、32。第一周期結(jié)尾元素(He)原子核外只有2個電子，根據(jù)構(gòu)造原理，其電子排布式為1s2。與該元素同族的其他周期元素Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等，原子核外電子數(shù)依次增加了8、8、18、18、32。根據(jù)構(gòu)造原理，它們的最外層電子排布通式為ns2np6。所以，第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟同族的其他周期元素的不同。（2）元素周期表共有18個列。從左向右，第1~12列中，除第3列中的鑭系和錒系以外，其他的價層電子數(shù)都等于列數(shù)；第13~18列中，除第18列中的氦以外，其他的價層電子數(shù)都等于列數(shù)減10。除了鑭系、錒系和氦以外，同列元素價層電子數(shù)相等。元素周期表所劃分的族及族序數(shù)，從左向右排列如下：IA族、ⅡA族；ⅢB族→ⅦB族；Ⅷ族；IB族、ⅡB族；ⅢA族→ⅦA族；0族。（3）從原子結(jié)構(gòu)方面來說，元素周期表中右上角三角區(qū)的元素，大多數(shù)的價層電子排布為ns2np1-6(He除外),價層電子數(shù)較大，得電子相對容易，失電子相對困難。從元素周期表中元素性質(zhì)遞變規(guī)律來說，同周期元素從左到右非金屬性逐漸增強(不包括0族元素),同主族元素從下向上非金屬性逐漸增強。綜上可知，在元素周期表中非金屬主要集中在右上角三角區(qū)內(nèi)?！居懻摗浚?）為什么副族元素又稱為過渡元素？過渡元素價層電子數(shù)跟它們的族序數(shù)有什么關(guān)系？寫出它們的價層電子排布通式。答：副族元素介于s區(qū)元素(主要是金屬元素)和p區(qū)元素(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，因此副族元素又稱為過渡元素。過渡元素價層電子數(shù)跟它們的族序數(shù)的關(guān)系是：第ⅢB族到第ⅦB族元素的價層電子數(shù)等于它們的族序數(shù)；第Ⅷ族有3列元素，其族序數(shù)等于該族的第1列元素的價層電子數(shù)；第IB族、第ⅡB族的族序數(shù)等于它們的最外層電子數(shù)。過渡元素的價層電子排布通式為(n-1)d1-10ns2(除鑭系和錒系)。（2）按照核外電子排布，可把元素周期表劃分成5個區(qū)，如圖1-19所示。除ds區(qū)外，各區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。s區(qū)、d區(qū)和p區(qū)分別有幾個列？為什么s區(qū)（除氫元素）、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬元素？答：s區(qū)有2列，d區(qū)有8列，p區(qū)有6列。s區(qū)元素的價層電子排布通式為ns1-2,d區(qū)元素的價層電子排布通式為(n-1)d1-9ns1-2,ds區(qū)元素的價層電子排布通式為(n-1)d10ns2,它們的最外層電子數(shù)均不超過2,在化學(xué)反應(yīng)中容易失去電子，所以s區(qū)(除氫元素外)、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬元素。（3）處于非金屬與金屬分界線上的元素常被稱為半金屬或類金屬，為什么？由于元素的金屬性和非金屬性之間并沒有嚴格的界限，處于非金屬與金屬分界線上的元素既能表現(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類金屬。（4）在周期表里找出Cr和Cu的價層電子。它們的電子排布符合構(gòu)造原理嗎？此外還有哪些元素的基態(tài)原子排布不符合構(gòu)造原理？Cr的價層電子排布式為3d54s1,Cu的價層電子排布式為3d104s1,不符合構(gòu)造原理(它們的3d軌道達到半充滿或全充滿結(jié)構(gòu)，是一種能量較低的穩(wěn)定結(jié)構(gòu))。此外，Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Ag、Pt、Au、La、Ce、Gd、Ac、Th、Pa、U、Np、Cm等的基態(tài)原子電子排布均不符合構(gòu)造原理。（5）語言119號元素基態(tài)原子最外層電子排布；預(yù)言第八周期有多少種元素。119號元素應(yīng)位于第八周期第IA族，故基態(tài)原子最外層電子排布為8s1;周期分別為一、二、三、四、五、六、七，元素種數(shù)分別為2x12、2×22、2×22、2×32、2×32、2×42、2×42,以此預(yù)測第八周期元素種數(shù)為2×52=50(種)?！舅伎寂c討論】在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素（如圖1-20）的有些性質(zhì)是相似的（如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物），這種相似性被稱為對角線規(guī)則。（1）對角線規(guī)則是從相關(guān)元素及其化合物的許多性質(zhì)中總結(jié)出來的經(jīng)驗規(guī)則，不是定理。在科學(xué)研究中，你對類似對角線規(guī)則這樣的經(jīng)驗規(guī)則有何看法？（2）以“對角線規(guī)則”為關(guān)鍵詞，利用互聯(lián)網(wǎng)搜索有關(guān)資料，比較鋰和鎂、鈹和鋁、硼和硅三對元素及其化合物性質(zhì)的相似性。對角線規(guī)則1.鋰和鎂能直接與氮氣反應(yīng)生成氮化物溶解性，鋰的化合物比其他堿金屬的鹽更難溶于水，與鎂鹽相似。2.鈹和鋁它們的氫氧化物具有兩性；且都難溶于水，只能溶于強酸和強堿溶液中。3.硼和硅硼與硅都能生成揮發(fā)性、活潑的氫化物；它們的鹵化物（BF3除外）能水解生成硼酸和硅酸?！菊n堂練習(xí)】1.判斷正誤。(1)除0族外,短周期元素的最高化合價在數(shù)值上都等于該元素所屬的族序數(shù)()(2)除短周期外,其他周期均有18種元素() (3)堿金屬元素是指第ⅠA族的所有元素()(4)在元素周期表中,所有非金屬都位于p區(qū)()(5)價電子數(shù)與最高化合價相等的元素一定是主族元素()(6)次外層全充滿而最外層有不成對電子的元素一定是主族元素() (7)元素周期表5個區(qū)中都有金屬元素() 答案：××××××√2.下列關(guān)于原子核外電子排布與元素在周期表中位置關(guān)系的敘述中,正確的是()A.原子價電子排布為ns2np1~6的元素一定是主族元素B.基態(tài)原子最外電子層的p能級上有5個電子的元素一定是第ⅦA族元素C.原子的價電子排布為(n-1)d6~8ns2的元素一定位于第ⅢB~ⅦB族D.基態(tài)原子N能層上只有1個電子的元素一定是主族元素答案：B3.外圍電子構(gòu)型為3d104s1的元素在周期表中位于()A.第五周期第ⅠB族B.第五周期第ⅡB族C.第四周期第ⅦB族D.第四周期第ⅠB族答案：D4.已知某元素基態(tài)原子的價電子排布為(n-1)dansb(a、b均為大于0的正整數(shù)),下列有關(guān)說法正確的是()A.該元素一定位于元素周期表中的d區(qū)B.該元素一定位于元素周期表中的ds區(qū)C.該元素的族序數(shù)為a+bD.該元素一定為金屬元素答案：D5.指出下列元素是主族元素還是副族元素,及其在元素周期表中的位置。(1)1s22s22p63s2是族元素,位于周期表中第周期第族,屬于區(qū)元素。

(2)[Kr]4d105s25p2是族元素,位于周期表中第周期第族,屬于區(qū)元素。

(3)[Ar]3d14s2是族元素,位于周期表中第周期第族,屬于區(qū)元素。

(4)[Ar]3d104s1是族元素,位于周期表中第周期第族,屬于區(qū)元素。答案：（1）主三ⅡAs（2）主五ⅣAp（3）副四ⅢBd（4）副四ⅠBds思考交流歸納總結(jié)思考問題歸納總結(jié)思考與討論認識元素周期律、元素周期系和元素周期表的概念。通過觀察元素周期表和表格數(shù)據(jù)特點，歸納總結(jié)元素周期表的結(jié)構(gòu)，理解核外電子排布與元素周期表中周期與族之間的關(guān)系。通過提問，引發(fā)學(xué)生思考。通過主動思考問題，探究元素周期特點。課堂小結(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素周期表一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1.元素周期律2.元素周期系3.元素周期表二、構(gòu)造原理與元素周期表1.原子的電子排布與周期的劃分：周期序數(shù)=能層數(shù)2.原子的電子排布與族的劃分主族元素：族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù)=價電子數(shù)副族元素：大多數(shù)族序數(shù)=（n-1）d+ns的電子數(shù)=價電子數(shù)3.原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū):5個區(qū)：s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū)板書原子結(jié)構(gòu)與元素周期表一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1.元素周期律2.元素周期系3.元素周期表二、構(gòu)造原理與元素周期表1.原子的電子排布與周期的劃分：周期序數(shù)=能層數(shù)2.原子的電子排布與族的劃分主族元素：族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù)=價電子數(shù)副族元素：大多數(shù)族序數(shù)=（n-1）d+ns的電子數(shù)=價電子數(shù)3.原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū):5個區(qū)：s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū)

《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第二課時教學(xué)設(shè)計課題《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》單元1學(xué)科化學(xué)年級高二教材分析本節(jié)教學(xué)內(nèi)容是人教版高中化學(xué)選擇性必修第二冊第一章《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》第二節(jié)《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第二課時。這一課時的教學(xué)內(nèi)容主要是原子半徑和電離能的周期性變化規(guī)律。前一節(jié)已經(jīng)學(xué)習(xí)了“元素周期律、元素周期系和與元素周期表以及構(gòu)造原理與元素周期表”的概念和內(nèi)容，了解了元素周期表等基礎(chǔ)知識，理解元素周期律相關(guān)知識。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。本節(jié)內(nèi)容在復(fù)習(xí)元素核外電子排布、元素金屬性及非金屬性等的基礎(chǔ)上，進一步從原子半徑、電離能等方面探究元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律。重點探究電離能的周期性變化。本節(jié)安排了“原子半徑及電離能”這部分內(nèi)容。學(xué)生通過學(xué)習(xí)這部分知識，了解原子半徑的周期性變化規(guī)律，知道知道電離能的概念與表示方法。理解電離能與原子半徑的關(guān)系，并掌握電離能的周期性變化及規(guī)律。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)目標(biāo)與核心素養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知：通過探究原子結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系。知道原子半徑的周期性變化。通過探究原子結(jié)構(gòu)與電離能的關(guān)系。理解電離能與原子半徑的關(guān)系，并掌握電離能的周期性變化及規(guī)律?？茖W(xué)精神與社會責(zé)任：通過閱讀資料卡片，認識到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實、不斷進步的科學(xué)精神與社會責(zé)任感。重點難點原子半徑、第一電離能的周期性變化。教學(xué)過程教學(xué)環(huán)節(jié)教師活動學(xué)生活動設(shè)計意圖導(dǎo)入新課【舊知回顧】根據(jù)已學(xué)知識回顧：元素周期律的內(nèi)涵豐富多彩，在元素周期表中，原子核電荷數(shù)、電子層數(shù)、原子半徑、元素金屬性與非金屬性、原子得電子與失電子能力有什么周期性的變化規(guī)律呢？1.同周期：從左到右，最外層電子數(shù)依次增加；核電荷數(shù)依次增加；原子半徑逐漸減小；元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強；原子得電子能力增強，失電子能力減弱。2.同主族：從上到下，最外層電子數(shù)相同，核電荷數(shù)依次增加，原子半徑逐漸增大，元素金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。原子得電子能力減弱，失電子能力增強。復(fù)習(xí)舊知通過之前已有知識的復(fù)習(xí)，給新內(nèi)容學(xué)習(xí)奠基基礎(chǔ)，提高學(xué)生學(xué)習(xí)積極性。講授新課第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第二課時原子半徑與電離能一、原子半徑顯然，電子的能層越多，電子之間的排斥作用將使原子的半徑增大；而核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。這兩個因素結(jié)合的結(jié)果使原子半徑呈現(xiàn)周期性的遞變。1.原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：①電子的能層數(shù)②核電荷數(shù)【思考與討論】1.元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑依次減小。解釋：同周期，原子半徑大小主要影響因素為核電荷數(shù)，從左到右，原子核外電子的能層不變，而原子核電荷數(shù)依次增加，原子核對電子的吸引作用就越大，使原子的半徑減小。2.元素周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？元素周期表中同主族元素從上到下，原子半徑依次增大。解釋：同主族，原子半徑大小主要影響因素為電子的能層數(shù)，從上到下，原子核外電子的能層依次增加，電子的能層越多，電子之間的排斥作用將使原子的半徑增大。二、電離能1.概念氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去了一個電子轉(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。注意：保持“最低能量”的條件：“氣態(tài)”、“基態(tài)”、“電中性”、”失去一個電子“等。2.表示方法用符號I1表示，單位：kJ/mol【思考】什么又叫第二電離能？第三電離能？第四？第五？一價氣態(tài)正離子再失去一個電子所需要的能量叫做第二電離能,符號I2。以此類推，第三、第四電離能……N(g)＝N＋(g)＋e－I1（第一電離能）N＋(g)＝N2＋(g)＋e－I2（第二電離能）N2＋(g)＝N3＋(g)＋e－I3（第三電離能）【思考】元素的第一電離能大小與原子失電子的難易有何關(guān)系？元素的第一電離能大小與原子失電子的難易的關(guān)系：元素的第一電離能越小，越易失去電子，元素金屬性越強；元素的第一電離能越大，越難失去電子，元素金屬性越弱。【討論】觀察右圖，思考原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么規(guī)律呢？同學(xué)之間相互交流并作分享。元素的第一電離能的周期性特點：每個周期的第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小，最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最大；同族元素從上到下第一電離能變小，如He、Ne、Ar、Kr、Xe的第一電離能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一電離能也依次下降。規(guī)律小結(jié)：（1）同主族：從上到下，元素第一電離能逐漸減小。（2）同周期：從左到右，元素第一電離能總體呈增大趨勢。中間有反常?！舅伎肌繛槭裁碆、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低，而使Li—Ni和Na—Ar的電離能曲線呈現(xiàn)鋸齒狀變化？【資料卡片】對于B和Al這兩個鋸齒狀變化，一般的解釋為：B和Al的第一電離能失去的電子是np能級的，該能級的能量比左邊的位于ns能級的能量高。對于O和S這兩個鋸齒狀變化，有兩種解釋，其一是N和P的電子排布式半充滿的，比較穩(wěn)定，電離能較高；其二是O和S失去的是已經(jīng)配對的電子，配對電子相互排斥，因而電離能較低。哪一種解釋更合理？需要做定量計算才能判斷。影響元素的第一電離能大小的因素：（1）原子核對核外電子的引力（即原子半徑）（2）原子達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的趨勢【思考與討論】（1）堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？堿金屬元素，從上到下，原子半徑逐漸增大，越易失去電子，第一電離能減小，元素金屬性增強，堿金屬的活潑性增強。（2）下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能。①為什么原子的逐級電離能越來越大？原子的逐級電離能逐漸增大，即I1<I2<I3<I4<·······解釋：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。所以原子的逐級電離能逐漸增大。②這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？鈉、鎂、鋁的最高化合價分別是＋1、＋2、＋3同一元素的不同電離能變化規(guī)律：（1）逐級增大，且存在突躍。（2）根據(jù)主族元素原子不同級電離能的突躍性變化，判斷元素性質(zhì)（通常價態(tài)）、元素在周期表中的位置等?！菊n堂練習(xí)】1．關(guān)于元素第一電離能元素性質(zhì)的下列說法中，不正確的是A．第一電離能越小，元素金屬越強B．第一電離能越小，該元素原子的能量越高C．第一電離能越大，該元素的非金屬性強D．第一電離能失去的電子，一定是最外層上的電子答案為C。A．第一電離能越小，說明越易失電子，元素金屬性越強，故A正確；B．元素原子的能量越高，第一電離能越小，越易失去電子，故B正確；C．同一周期元素的第一電離能隨著原子序數(shù)的增大而增大，同一周期中稀有氣體的第一電離能最大，但稀有氣體非金屬性弱，故C錯誤；D．第一電離能是基態(tài)的氣態(tài)原子失去最外層的一個電子所需能量，故D正確；2．下列說法正確的是()A．第三周期所含的元素中鈉的第一電離能最小B．鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大C．在所有元素中，氟的第一電離能最大D．鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大答案：AA.金屬性越強，第一電離能越小，所以第三周期所含的元素中鈉的第一電離能最小，選項A正確；B.由于鎂原子的3s軌道處于全充滿狀態(tài)，穩(wěn)定性強，所以第一電離能是鎂的大于鋁的，選項B不正確；C.第一電離能最大的是稀有氣體元素，選項C不正確；D.鉀的金屬性強于鎂的，所以鉀的第一電離能小于鎂的，選項D不正確；3．以下說法不正確的是A．第一電離能越小，表示氣態(tài)原子越容易失電子B．同一元素的電離能，各級電離能逐級增大C．在元素周期表中，主族元素原子的第一電離能從左到右一定是越來越大D．在元素周期表中，同主族元素從上到下，第一電離能呈現(xiàn)遞減的趨勢答案：CA.第一電離能越小，氣態(tài)原子失去一個電子所需要的最小能量越小，越容易失電子，故A正確；B.同一元素的電離能，各級電離能逐級增大，故B正確；C.在元素周期表中，主族元素原子的第一電離能從左到右呈增大的趨勢，當(dāng)外圍電子在能量相等的軌道上形成全空、半滿或全滿結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，元素的第一電離能較大，故C錯誤；D.在元素周期表中，同主族元素從上到下，第一電離能呈現(xiàn)遞減的趨勢，這是因為同主族元素的價電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的有效吸引作用逐漸減弱，故D正確。4.根據(jù)有關(guān)知識，回答下列問題。（1）化學(xué)元素（0族和放射性元素除外）中，第一電離能最小的元素是___（填元素符號，下同），第一電離能最大的元素是___，電負性最大的元素是___。（2）銅的原子序數(shù)是29，其價電子排布式為___。（3）元素的電負性越大，則在形成化合物時此元素___越強。（4）Be的第一電離能大于B的第一電離能，這是因為___。答案：（1）CsFF（2）3d104s1（3）吸引成鍵電子的能力（4）Be的2s能級為全滿狀態(tài)，較穩(wěn)定，而B失去一個電子后變?yōu)?s能級全滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以B的第一電離能比Be的小。5．第一電離能I1是指氣態(tài)原子X(g)處于基態(tài)時，失去一個電子成為氣態(tài)陽離子X＋(g)所需的能量。下圖是部分元素原子的第一電離能I1隨原子序數(shù)變化的曲線圖(其中12號至17號元素的有關(guān)數(shù)據(jù)缺失)。(1)認真分析上圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律，推斷Na～Ar元素中，Al的第一電離能的大小范圍為____<Al<__；(填元素符號)(2)從上圖分析可知，同一主族元素原子的第一電離能I1變化規(guī)律是_____。(3)上圖中第一電離能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族；答案：（1）NaMg（2）從上到下依次減?。?）5ⅠA思考與討論思考思考交流歸納總結(jié)思考問題歸納總結(jié)檢測反饋知道原子半徑的周期性變化。通過思考討論，激發(fā)學(xué)生學(xué)習(xí)興趣，培養(yǎng)學(xué)生語言表達能力。知道電離能的概念，并通過思考第二、第三電離能的含義，培養(yǎng)學(xué)生類比遷移能力。通過提問，引發(fā)學(xué)生思考。通過主動思考問題，探究元電離能與元素性質(zhì)的關(guān)系。課堂小結(jié)原子半徑與電離能一、原子半徑①電子的能層數(shù)②核電荷數(shù)二、電離能1.概念2.表示方法：用符號I1表示，單位：kJ/mol3.影響因素:（1）原子核對核外電子的引力（即原子半徑）（2）原子達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的趨勢板書原子半徑與電離能一、原子半徑①電子的能層數(shù)②核電荷數(shù)二、電離能1.概念2.表示方法：用符號I1表示，單位：kJ/mol3.影響因素:（1）原子核對核外電子的引力（即原子半徑）（2）原子達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的趨勢

《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第二課時教學(xué)設(shè)計課題《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》單元1學(xué)科化學(xué)年級高二教材分析本節(jié)教學(xué)內(nèi)容是人教版高中化學(xué)選擇性必修第二冊第一章《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》第二節(jié)《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第三課時。這一課時的教學(xué)內(nèi)容主要是電負性的概念以及周期性變化規(guī)律。前一節(jié)已經(jīng)學(xué)習(xí)了“元素第一電離能”的概念及周期性變化相關(guān)內(nèi)容，了解了電離能隨原子序數(shù)的變化而變化的周期性規(guī)律。本節(jié)內(nèi)容在元素第一電離能的基礎(chǔ)上，進一步從電負性探究元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律。重點探究電負性的周期性變化。本節(jié)安排了“電負性”這部分內(nèi)容。學(xué)生通過學(xué)習(xí)這部分知識，了解電負性的概念。知道電負性的概念是由美國著名化學(xué)家鮑林提出。通過主動探究，理解電負性的周期性變化趨勢。通過思考討論，學(xué)會應(yīng)用電負性判斷元素的原子半徑大小、化合物元素化合價正負、元素金屬性與非金屬性強弱、解釋對角線規(guī)則。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)目標(biāo)與核心素養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知：通過數(shù)據(jù)，主動繪制變化圖探究元素電負性的變化趨勢。理解電負性的周期性變化趨勢。通過綜合比較與分析電離能與電負性的周期性變化異同點，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。科學(xué)精神與社會責(zé)任：通過了解電負性的概念是由美國著名化學(xué)家鮑林提出的，認識到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實、不斷進步的科學(xué)精神與社會責(zé)任感。重點難點電負性的周期性變化。教學(xué)過程教學(xué)環(huán)節(jié)教師活動學(xué)生活動設(shè)計意圖導(dǎo)入新課【舊知回顧】根據(jù)已學(xué)知識回顧：我們學(xué)過的化學(xué)鍵有哪幾種類型？離子鍵、共價鍵?！舅伎肌渴裁词腔瘜W(xué)鍵？如何理解？復(fù)習(xí)舊知通過之前已有知識的復(fù)習(xí)，給新內(nèi)容學(xué)習(xí)奠基基礎(chǔ)，提高學(xué)生學(xué)習(xí)積極性。講授新課第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第三課時電負性一、電負性1.化學(xué)鍵元素相互化合，可理解為相鄰原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。2.鍵合電子原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。電負性的概念是由美國化學(xué)家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標(biāo)準，得出了各元素的電負性。一、電負性（1）定義用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。（2）意義電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。（3）大小標(biāo)準以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標(biāo)準，得出了各元素的電負性。注意：電負性是相對值，沒單位?！舅伎寂c討論】觀察圖1-23，思考各元素的電負性有何周期性變化？并回答下列問題。①同一周期中，元素的電負性如何變化？②同一主族中，元素的電負性如何變化？③電負性最大的元素和電負性最小的元素分別在元素周期表的什么位置？（3）變化規(guī)律①同一周期：主族元素的電負性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強。(稀有氣體元素除外)②同一主族：元素的電負性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。③金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。電負性最大的是氟，最小的是銫。（4）應(yīng)用①電負性的大小也可以作為判斷元素金屬性與非金屬性強弱的依據(jù)。電負性越大,元素的非金屬性越強,電負性越小,元素的非金屬性越弱。a.金屬元素的電負性一般小于1.8。b.非金屬元素的電負性一般大于1.8。c.位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”,電負性在1.8左右,既表現(xiàn)金屬性,又表現(xiàn)非金屬性。②電負性也可以用來判斷化合物的化學(xué)鍵類型。電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。③電負性也可以用來判斷化合物中元素化合價的正負。a.電負性數(shù)值小的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力弱,元素的化合價為正值。b.電負性數(shù)值大的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力強,元素的化合價為負值。注意：電負性大的顯負價，電負性小的顯正價。④電負性也可以用來解釋元素的“對角線”規(guī)則。例：“Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2;Be、Al的電負性分別為1.5、1.5;B、Si的電負性分別為2.0、1.8。它們的電負性接近,說明它們對鍵合電子的吸引力相當(dāng),它們表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。如Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。（5）第一電離能與電負性的關(guān)系電負性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負性大的原子吸引電子的能力強，所以一般來說，電負性大的原子對應(yīng)元素的第一電離能也大?！咎骄俊吭氐碾娯撔宰兓厔荨纠L制變化圖】請利用圖1-23的數(shù)據(jù)制作第三周期元素、第ⅠA和ⅦA族元素的電負性變化圖，并找出其變化趨勢。①同一周期：主族元素的電負性從左到右逐漸增大。②同一主族：元素的電負性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢?！颈容^與分析】根據(jù)圖1-22，找出上述相關(guān)元素的第一電離能的變化趨勢，與電負性的變化趨勢有什么不同？并分析其原因。同周期主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，電負性逐漸增大，第一電離能總的變化趨勢是逐漸增大的，但有如I1（Be）＞I1（B）、I1（N）＞I1（O）這樣的“異?！爆F(xiàn)象，其中的原因分析如下：電負性是指不同元素的原子對鍵合電子的吸引能力，美國化學(xué)鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標(biāo)準，得出了各元素的電負性（不包括稀有氣體）。因此，元素電負性的大小與原子結(jié)構(gòu)無關(guān)。而第一電離能是指氣態(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。因此，第一電離能的大小與原子結(jié)構(gòu)關(guān)系密切?！菊n堂練習(xí)】1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)①原子半徑:r(Si)>r(C)>r(B)。()②離子半徑:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。()③能層數(shù)多的元素的原子半徑一定比能層數(shù)少的元素的原子半徑大。()④原子失去2個電子所需要的能量是其失去1個電子所需能量的2倍。()⑤一般認為元素的電負性小于1.8的為金屬元素,大于1.8的為非金屬元素。()⑥同周期元素從左到右,第一電離能有增大的趨勢,故第一電離能C<N<O。()⑦元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小。()⑧主族元素的電負性越大,元素原子的第一電離能一定越大。()答案：×√××√×√×。2．下列不能根據(jù)元素電負性判斷的性質(zhì)是()A.判斷化合物的溶解度B.判斷化合物中元素化合價的正負C.判斷化學(xué)鍵類型D.判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素答案為A。3.下列是幾種基態(tài)原子的電子排布式,電負性最大的原子是()A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2答案為A。4.不同元素的原子在化合物中吸引電子的能力大小可用電負性表示,若電負性越大,則原子吸引電子的能力越大,在所形成的分子中成為顯負電性的一方。下面是某些短周期元素的電負性:(1)通過分析電負性的變化規(guī)律,確定N、Mg的電負性(x)范圍:<x(N)<;<x(Mg)<。

(2)推測電負性(x)與原子半徑的關(guān)系是

。

(3)某有機物的分子中含有S—N鍵,在S—N鍵中,你認為共用電子對偏向(寫原子名稱)。

(4)經(jīng)驗規(guī)律告訴我們當(dāng)成鍵兩元素的電負性的差值大于1.7時,一般形成離子鍵,當(dāng)電負性差值小于1.7時,一般形成共價鍵,試推斷AlBr3中化學(xué)鍵的類型是。

(5)在元素周期表中,電負性最小的元素的位置為(放射性元素除外)。

答案：（1）2.533.440.931.57（2）電負性越小,原子半徑越大（3）氮（4）共價鍵（5）第六周期第ⅠA族5．A、B、D、E、G、M六種元素位于元素周期表前四周期,原子序數(shù)依次增大。其中,元素A的一種核素?zé)o中子,B的單質(zhì)既可以由分子組成也可以形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu),化合物DE2為紅棕色氣體,G是前四周期中電負性最小的元素,M的原子核外電子數(shù)比G多10。請回答下列問題:(1)基態(tài)G原子的電子排布式是,M在元素周期表中的位置是。

(2)元素B、D、E的第一電離能由大到小的順序為(用元素符號表示,下同),電負性由大到小的順序為。

答案：（1）1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1第四周期第ⅠB族（2）N>O>CO>N>C思考與討論思考主動探究思考問題檢測反饋檢測反饋知道電負性的含義。通過思考討論，激發(fā)學(xué)生學(xué)習(xí)興趣，培養(yǎng)學(xué)生語言表達能力。通過數(shù)據(jù)，主動繪制變化圖探究元素電負性的變化趨勢。理解電負性的周期性變化趨勢。通過綜合比較與分析電離能與電負性的周期性變化異同點，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。課堂小結(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)板書原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

《分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》第一課時教學(xué)設(shè)計課題《分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》單元2學(xué)科化學(xué)年級高二教材分析本章內(nèi)容比較系統(tǒng)地介紹了分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)，內(nèi)容比較豐富。首先，在第一章有關(guān)電子云和原子軌道等概念的基礎(chǔ)上，介紹了共價鍵的主要類型δ鍵和π鍵，以及鍵參數(shù)——鍵能、鍵長、鍵角；接著，在共價鍵概念的基礎(chǔ)上，介紹了分子的立體結(jié)構(gòu)，并根據(jù)價層電子對互斥理論和雜化軌道理論對簡單共價分子結(jié)構(gòu)的多樣性和復(fù)雜性進行了解釋；最后，介紹了極性分子和非極性分子、分子間作用力、氫鍵等概念，以及它們對物質(zhì)性質(zhì)的影響，并從分子結(jié)構(gòu)的角度說明了“相似相溶“規(guī)則、無機含氧酸分子的酸性等。本節(jié)教學(xué)內(nèi)容是人教版高中化學(xué)選擇性必修第二冊第二章《分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》第一節(jié)《共價鍵》第一課時。這一課時的教學(xué)內(nèi)容主要是共價鍵的特征以及共價鍵的類型。本節(jié)安排了“共價鍵的特征與類型”這部分內(nèi)容。學(xué)生通過學(xué)習(xí)這部分知識，理解共價鍵的特征；知道共價鍵的類型；通過探究應(yīng)用，進一步理解共價鍵的成鍵類型。學(xué)生能夠在分子水平上，從分子結(jié)構(gòu)的視角認識物質(zhì)的性質(zhì)，進一步形成有關(guān)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的基本觀念；學(xué)生的學(xué)習(xí)興趣能得到有效保持，學(xué)生的科學(xué)素養(yǎng)能得到進一步提高。教學(xué)目標(biāo)與核心素養(yǎng)科學(xué)探究與創(chuàng)新意識：通過分子的結(jié)構(gòu)圖，思考分子中的共價鍵類型，學(xué)會判斷方法，并以此預(yù)測其他常見分子的共價鍵類型。通過模擬繪制共價鍵的形成過程，進一步加深理解，并學(xué)會應(yīng)用?？茖W(xué)精神與社會責(zé)任：在以往的基礎(chǔ)知識的基礎(chǔ)上，通過了解共價鍵的特征及類型，認識到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實、不斷進步的科學(xué)精神與社會責(zé)任感。重點難點共價鍵的特征及類型教學(xué)過程教學(xué)環(huán)節(jié)教師活動學(xué)生活動設(shè)計意圖導(dǎo)入新課【舊知回顧】根據(jù)已學(xué)知識回顧：分子由什么構(gòu)成？【學(xué)生回答】原子【講解】在通常的溫度和壓強等條件下，只有極少數(shù)物質(zhì)的分子是由單個原子構(gòu)成的，如稀有氣體和汞蒸氣等，屬于單原子分子。絕大多數(shù)物質(zhì)的分子是由多個原子相互結(jié)合構(gòu)成的，如氧氣、水、氨氣、甲烷等。有的物質(zhì)的分子是由許許多多組成較簡單的單體聚合而成的高分子（又稱聚合物），如蛋白質(zhì)、淀粉、塑料、橡膠植物纖維、合成纖維等。而許多固體，即使取很小一粒，仍包含成萬上億個原子或離子構(gòu)成一個整體，屬于“巨分子”，如金剛石、金屬單質(zhì)等?！舅伎肌渴裁词腔瘜W(xué)鍵？如何理解？化學(xué)鍵：早在19世紀中葉，化學(xué)家就已經(jīng)把分子中原子之間的相互作用形象地稱作化學(xué)鍵。20世紀初，在原子結(jié)構(gòu)理論的基礎(chǔ)上，建立了化學(xué)鍵的電子理論。共價鍵是現(xiàn)代化學(xué)鍵理論的核心。分子的空間結(jié)構(gòu)和分子之間的作用力是理解分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)關(guān)系的重要內(nèi)容。復(fù)習(xí)舊知通過之前已有知識的復(fù)習(xí)，給新內(nèi)容學(xué)習(xí)奠基基礎(chǔ)，提高學(xué)生學(xué)習(xí)積極性。講授新課第一節(jié)共價鍵第一課時共價鍵的特征和類型一、共價鍵1.定義：共價鍵是原子間通過共用電子對所形成的相互作用。2.成鍵元素：一般為非金屬與非金屬，特例AlCl3。3.分類：極性鍵和非極性鍵。4.表示方式：電子式和結(jié)構(gòu)式。5.具有飽和性：只能有H2、HCl、Cl2等，不可能有H3、H2Cl、Cl3。【思考】我們學(xué)過原子軌道，如何用原子軌道的概念來進一步理解共價鍵呢？例：氫原子如何形成氫分子的呢？氫分子（H2）的形成過程【解釋】原子軌道在兩個原子核間重疊，意味著電子出現(xiàn)在核間的概率增大，電子帶負電，因而可以形象地說，核間電子好比在核間架起一座帶負電的橋梁，把帶正電的兩個原子核“黏結(jié)”在一起了。（1）δ鍵：【H2中的共價鍵稱為δ鍵】δ鍵的特征是以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸做旋轉(zhuǎn)操作，共價鍵的電子云的圖形不變這種特征稱為軸對稱。a.δ鍵——“s-sδ鍵”H2中的δ鍵是由兩個s軌道重疊形成的，可稱為“s-sδ鍵”?！舅伎肌縮軌道和p軌道，p軌道和p軌道重疊是否也能形成δ鍵呢？b.δ鍵——“s-pδ鍵”【氯化氫分子（HCl）的形成過程】HCl分子中的共價鍵是由氫原子提供的未成對電子的1s原子軌道和氯原子提供的未成對電子的3p原子軌道重疊形成的。c.δ鍵——“p-pδ鍵”Cl2分子中的共價鍵是由2個氯原子各提供一個未成對電子的3p原子軌道重疊形成的，如下圖