第一篇：第二節 原子結構與元素的性質(教案+學案)

第二節

原子結構與元素的性質（第二課時）

元素的性質隨著原子原子序數的遞增呈現周期性的變化。

包括：元素化合價、金屬性和非金屬性、原子半徑、電離能和電負性等的周期性的變化 [板書]

一、原子半徑

[探究一] 觀察圖1－20，總結主族元素原子半徑的變化規律。

1)．決定原子半徑大小的因素是什么？ 2)．在元素周期表中，元素的原子半徑有何變化規律？

[板書]

1、影響因素：

能層數

核電荷數

[討論]學與問

1、同周期主族元素，從左到右，原子半徑變化趨勢如何？應如何理解？

2、周期表中同主族元素，從上到下，原子半徑變化趨勢如何？應如何理解？

[練習]比較下列微粒的半徑的大小：

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)[板書]

2、微粒半徑的比較方法

⑴同周期從左至右，原子半徑逐漸減小； ⑵同主族從上到下，原子半徑逐漸增大 ；

⑶電子層結構相同的離子，核電荷數越大半徑越小。

⑷同種元素的不同微粒，核外電子數越多，半徑越大。

[板書]

二、電離能

1、第一電離能：

（1）概念：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。符號：I1，單位為kJ?mol－1

（2）意義：表示原子失去電子的難易程度。[探究二]觀察圖1－21，總結第一電離能的變化規律。（3）規律：

①同周期從左到右，第一電離能逐漸增大（最小的是堿金屬，最大的是稀有氣體的元）； ②同主族自上而下，第一電離能逐漸減少.[探究三] 第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常現象如何解釋？（從原子的電子排布分析）

③IIA、VA元素的I1高于相鄰兩元素，因為其價電子排布呈全滿或半滿狀態，相對較穩定。

[討論]學與問：

1)、堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么關系？

（4）應用：第一電離能越小，越容易失去電子，金屬元素的活潑性越強。

[討論]學與問

2)、為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數據跟鈉、鎂、鋁的化合價有何關系？ [小結]

2、多級電離能規律：

（1）同一種元素的逐級電離能的大小關系：I1

（2）同一元素的電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。

3、應用：

（1）核外電子分層排布的有力證據（2）確定元素的核外電子數。

（3）確定元素通常以何種價態存在。第二節

原子結構與元素的性質（第二課時）學案

[探究活動一] 觀察圖1－20，總結主族元素原子半徑的變化規律

1)．決定原子半徑大小的因素是什么？

2)．在元素周期表中，元素的原子半徑有何變化規律？

[討論]學與問

1、同周期主族元素，從左到右，原子半徑變化趨勢如何？應如何理解？

2、周期表中同主族元素，從上到下，原子半徑變化趨勢如何？應如何理解？

[練習]比較下列微粒的半徑的大小：

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)

[小結]微粒半徑的比較方法

⑴同周期從左至右，原子半徑逐漸_______； ⑵同主族從上到下，原子半徑逐漸_______；

⑶電子層結構相同的離子，_________________________________； ⑷同種元素的不同微粒（原子或離子），____________________________________。[探究二]觀察圖1－21，總結第一電離能的變化規律。①同周期 ②同主族

[探究三] 第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常現象如何解釋？（從三大電子排布原則分析）

[討論]學與問：

1)、堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么關系？

2)、為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數據跟鈉、鎂、鋁的化合價有何關系？

[練習] 1．下列粒子半徑之比大于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－、D2－四種離子具有相同的電子層結構現有以下排列順序

⑴ B2+＞A+＞C－＞D2－

⑵ C－＞D2－＞A+＞B2+ ⑶ B＞A＞D＞C

⑷ D＞C＞A＞B

四種離子的半徑由大到小的是________ 四種元素原子序數由大到小的是__________ 3．下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是（）A．K、Na、Li

B．Al、Mg、Na

C．N、O、C

D．Cl、S、P 4．某元素的逐級電離能（kJ/mol）分別為740、1500、7700、10500、13600、18000、21700，當它與氯反應時最可能生成的陽離子是（）

A．X+

B．X2+

C．X3+

D．X4+ 2++2－－

2－

－

+2+

第二篇：原子結構與元素的性質教案

原子結構與元素的性質教案

教學目標：

1、知識與技能：初步掌握元素的性質與原子結構的關系、初步學會總結元素的性質遞變規律的能力。

2、過程與方法：自主學習、歸納總結同主族元素的性質；自主探究元素性質與原子結構關系以及同主族性質遞變規律。

3、情感態度與價值觀：逐步養成勤于思考，勇于探究的科學品質，培養理論聯系實際的科學觀念和科學態度；樹立事物變化是量變引起質變的辨證唯物主義觀點。

教學重點、難點：

元素周期表中同主族元素性質與原子結構的關系、及同主族元素性質的遞變規律。

教學方法：

引導——探究——實驗。

教學過程：

[引入] 元素周期中，為什么把Li、Na、K等元素編在一個族呢？它們的原子結構和性質有什么聯系呢？請同學們打開課本第5頁，填寫第5頁的表格，探究堿金屬的原子結構。

[投影] 課本第五頁表格

[板書]

1、堿金屬元素（1）原子結構

[ 師 ] 你能發現堿金屬元素原子結構的共同和不同之處嗎？

[ 生 ] 討論總結

①原子的最外層電子數相同,一個電子；

②原子的電子層數逐漸增多；

③原子的核電荷數逐漸增多；

④原子半徑逐漸增大。

[過渡] 我們已經知道堿金屬元素原子結構上有相似和不同，那么它們的性質如何呢？是否也有相似和不同呢？

[演示] 演示鉀與氧氣的反應。

[學生] 觀察現象，并對比鈉與氧氣反應的現象。

[總結] ①都熔化成銀（銀白）色小球，但鉀先燃燒；

②顏色不同；

③鈉、鉀都易和氧氣反應，鉀比鈉反應劇烈，鉀更 易與氧氣反應。

[演示] 演示鉀與水反應的實驗

[學生] 對比鈉、鉀和H2O反應，現象有哪些相似和不同？得出怎樣的結論？ [總結] 浮、熔、游、響、紅；K輕微爆炸；鈉、鉀都易和水反應，鉀比鈉反應劇烈。

[思考] 通過實驗我們知道鈉和鉀都能和O2、H2O等反應，在反應中Na、K失電子表示出還原性，但鉀更易發生反應。堿金屬性質為什么會相似呢？又為什么有不同呢？你認為元素的性質與它們的原子結構有關系嗎？

[討論板書]（2）化學性質

①堿金屬元素原子的最外層電子數相同、均為一個電子，它們化學性質相似；

②它們都能與O2等非金屬單質及水反應，產物中均顯+1價。

③不同：隨著核電荷數增加，它們的電子層數增多，原子核對最外層電子的引力減弱，所以它們的化學性質也有差異。Li→Cs越來越活潑，金屬性增強。

[教師] 堿金屬在化學性質上有相似和不同。它們的物理性質又怎樣呢？是否也有相似和不同，根據書本第7頁的表，歸納堿金屬的物理性質及變化規律。

[學生] 閱讀課本第七頁表格，并總結。

除銫外都是銀白色、質軟；密度都很小，從Li到Cs由大趨小（K例外）。熔點低，且熔沸點Li→Cs由高→低。

[過渡] 通過以上探究，我們知道堿金屬元素的性質和原子結構有著密切的關系。其它主族的元素情況如何呢？請分析鹵素的原子結構，結合已學過的Cl2的性質，試著推測鹵素在化學性質上的相似性和不同之處。

[學生] 根據課本第七頁圖示，在教師引導下討論。

[歸納] 相同：堿金屬原子的最外層電子數相同，它們的化學性質有相似之處，鹵族元素原子的最外層電子數也相同，所以它們的化學性質也有相似之處。Cl2是強氧化劑，可以和金屬H2、H2O反應。F2、Br2、I2應該也是氧化劑，也可以和金屬、H2、H2O等反應。

不同：堿金屬原子結構也有不同之處，核電荷數不同，原子半徑不等，導致了性質不同。F、Br、I原子結構也有與Cl原子結構不同之處，因此F2、Br2、I2的性質與Cl2也有不同之處。

Li→Cs，r↑F↓越來越容易先電子。鹵素與之相似，F→I，r↑F↓先電子能力增強，得電子能力減弱。F2，Cl2，Br2，I2氧化性減弱。

[教師] 同學們分析得很有道理，理論推測是否正確呢？如何驗證呢？實踐是檢驗真理的標準。化學研究必須以實驗為依據。

在初中里我們是根據怎樣的實驗事實來比較金屬的活動性即還原性強弱的呢？非金屬單質氧化性的強弱用怎樣的實驗事實來說明呢？

[學生] 通過金屬與鹽溶液的置換反應比較金屬還原性的強弱

[教師] 我們可以通過鹵素間的置換反應，比較鹵素氧化性的強弱

[實驗] 課本第八頁實驗1-1。

觀察現象，完成化學方程式

[教師] 通過以上實驗，你得出什么結論？與先前推測是否一致？

[板書] 2.鹵族元素

鹵素單質的氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2

[講解] 根據非金屬單質與氫氣的反應，也是我們研究非金屬單質氧化性強弱的常用方法，請同學們看課本第8頁，鹵素單質與氫氣的反應，比較反應條件和氣態氫化物的穩定性，從中可以得出什么結論。

[學生] 閱讀第八頁內容并總結。

[板書] 從F2→I2，與氫氣反應越來越難，氣態氫化物穩定性逐漸減弱。

鹵素單質的氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 [教師] 堿金屬元素的物理性質有一定的相似和變化規律，鹵素單質的物理性質又如何呢？

[學生] 看課本第8頁資料卡片，認真分析資料，總結變化規律。

[總結] F2→I2單質的顏色逐漸加深，F2→I2密度逐漸增大，熔點、沸點逐漸升高。

[總結] 通過比較堿金屬單質與O2、H2O的反應以及鹵素單質與H2反應，鹵素單質間的置換反應，我們可以看出：元素性質和和原子結構密切關系，與原子核外電子排布，特別是最外層電子數有關。通過研究其他主族也有類似情況。原子結構相似的一族元素，它們在化學性質上表現出相似性和遞變性。

[板書] 在周期表中，同主族元素從上到下原子核外電子層數依次增多，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱。所以，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

原子結構決定了元素的性質，性質是結構的反映。

第三篇：《原子結構與元素周期表》教案

《原子結構與元素周期表》教案

第二節原子結構與元素周期表

【教學目標】

理解能量最低原則、泡利不相容原理、洪特規則，能用以上規則解釋1~36號元素基態原子的核外電子排布；

能根據基態原子的核外電子排布規則和基態原子的核外電子排布順序圖完成1~36號元素基態原子的核外電子排布和價電子排布；

【教學重難點】

解釋1~36號元素基態原子的核外電子排布；

【教師具備】

多媒體

【教學方法】

引導式

啟發式教學

【教學過程】

【知識回顧】

原子核外空間由里向外劃分為不同的電子層?

2同一電子層的電子也可以在不同的軌道上運動?

3比較下列軌道能量的高低（幻燈片展示）

【聯想質疑】

為什么第一層最多只能容納兩個電子，第二層最多只能容納八個電子而不能容納更多的電子呢？第三、四、五層及其他電子層最多可以容納多少個電子？原子核外電子的排布與原子軌道有什么關系？

【引入新】通過上一節的學習，我們知道：電子在原子核外是按能量高低分層排布的，同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。原子中的電子在各原子軌道上按能級分層排布，在化學上我們稱為構造原理。下面我們要通過探究知道基態原子的核外電子的排布。

【板書】

一、基態原子的核外電子排布

【交流與討論】（幻燈片展示）

【講授】通過前面的學習我們知道了核外電子在原子軌道上的排布是從能量最低開始的，然后到能量較高的電子層，逐層遞增的。也就是說要遵循能量最低原則的。比如氫原子的原子軌道有1s、2s、2px、2p、2pz等，其核外的惟一電子在通常情況下只能分布在能量最低的1s原子軌道上，電子排布式為1s1。也就是說用軌道符號前的數字表示該軌道屬于第幾電子層，用軌道符號右上角的數字表示該軌道中的電子數（通式為：nlx）。例如，原子的電子排布式為1s2s22p2。基態原子就是所有原子軌道中的電子還沒有發生躍遷的原子，此時整個原子能量處于最低．

【板書】1能量最低原則

【講解】原則內容：通常情況下，電子總是盡先占有能量最低的軌道，只有當這些軌道占滿后，電子才依次進入能量較高的軌道，這就是構造原理。原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態，簡稱能量最低原則。打個比方，我們把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鷹等鳥比作能量高的電子，把能力低的麻雀、小燕子等鳥比作能量低的電子。能力高的鳥常在離地面較高的天空飛翔，能力低的鳥常在離地面很低的地方活動。

【練習】請按能量由低到高的順序寫出各原子軌道。

【學生】1s2s2p3s3p3d4s4p4d4fspdfg6s

【講解】但從實驗中得到的一般規律，卻跟大家書寫的不同，順序為1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→s→4d→p→6s→4f→d→6p→7s…………大家可以看圖1-2-2。

【板書】能量由低到高順序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→s→4d→p→6s→4f→d→6p→7s……

【過渡】氦原子有兩個原子，按照能量最低原則，兩電子都應當排布在1s軌道上，電子排布式為1s2。如果用個圓圈（或方框、短線）表示滿意一個給定量子數的原子軌道，這兩個電子就有兩種狀態：自旋相同《原子結構和元素周期表》第一時教案或自旋相反《原子結構和元素周期表》第一時教案。事實確定，基態氦原子的電子排布是《原子結構和元素周期表》第一時教案，這也是我們對電子在原子軌道上進行排布必須要遵循的另一個原則――泡利不相容原理。原理內容：一個原子軌道中最多只能容納兩個電子，并且這兩個電子的自旋方向必須相反；或者說，一個原子中不會存在四個量子數完全相同的電子。

【板書】2泡利不相容原理

【講解】在同一個原子軌道里的電子的自旋方向是不同的，電子自旋可以比喻成地球的自轉，自旋只有兩種方向：順時針方向和逆時針方向。在一個原子中沒有兩個電子具有完全相同的四個量子數。因此一個s軌道最多只能有2個電子，p軌道最多可以容納6個電子。按照這個原理，可得出第n電子層能容納的電子總數為2n2個

【板書】一個原子軌道最多容納２個電子且自旋方向必須相反

【交流研討】：最外層的p能級上有三個規道

可能寫出的基態原子最外層p能級上兩個電子的可能排布：

①2p：《原子結構和元素周期表》第一時教案《原子結構和元素周期表》第一時教案《原子結構和元素周期表》第一時教案

《原子結構和元素周期表》第一時教案②2p:

《原子結構和元素周期表》第一時教案《原子結構和元素周期表》第一時教案《原子結構和元素周期表》第一時教案③《原子結構和元素周期表》第一時教案《原子結構和元素周期表》第一時教案2p:《原子結構和元素周期表》第一時教案

④2p

《原子結構和元素周期表》第一時教案《原子結構和元素周期表》第一時教案

《原子結構和元素周期表》第一時教案

p有3個軌道，而碳原子2p能層上只有兩個電子，電子應優先分占，而不是擠入一個軌道，原子最外層p能級上兩個電子的排布應如①所示，這就是洪特規則。

【板書】３洪特規則

在能量相同的軌道上排布，盡可能分占不同的軌道并切自旋方向平行

【交流與討論】

寫出11Na、13Al的電子排布式和軌道表示式，思考17l原子核外電子的排布，總結第三周期元素原子核外電子排布的特點

2寫出19、22Ti、24r的電子排布式的簡式和軌道表示式，思考3Br原子的電子排布，總結第四周期元素原子電子排布的特點，并仔細對照周期表，觀察是否所有原子電子排布都符合前面的排布規律

[講述]洪特規則的特例:對于能量相同的軌道，當電子排布處于全滿（s2、p6、d10、f14）、半滿（s1、p3、d、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定，整個體系的能量最低。

【小結】核外電子在原子規道上排布要遵循三個原則：即能量最低原則、泡利不相容原理和洪特規則。這三個原則并不是孤立的，而是相互聯系，相互制約的。也就是說核外電子在原子規道上排布要同時遵循這三個原則。

【閱讀解釋表１－２－１】電子排布式可以簡化，如可以把鈉的電子排布式寫成[Ne]3S1。

【板書】４核外電子排布和價電子排布式

【活動探究】

嘗試寫出19～36號元素～r的原子的核外電子排布式。

【小結】鉀：1s22s22p63s23p64s1；鈣a：1s22s22p63s23p64s2； 鉻r：1s22s22p63s23p63d44s2；鐵

Fe：1s22s22p63s23p63d64s2； 鈷：1s22s22p63s23p63d74s2；銅

u：1s22s22p63s23p63d94s2； 鋅Zn：1s22s22p63s23p63d104s2；溴

Br：1s22s22p63s23p63d104s24p；

氪r：1s22s22p63s23p63d104s24p6；

注意：大多數元素的原子核外電子排布符合構造原理，有少數元素的基態原子的電子排布對于構造原理有一個電子的偏差，如：原子的可能電子排布式與原子結構示意圖，按能層能級順序，應為

s22s22p63s23p63d1；《原子結構和元素周期表》第一時教案，但按初中已有知識，應為1s22s22p63s23p64s1；《原子結構和元素周期表》第一時教案

事實上，在多電子原子中，原子的核外電子并不完全按能層次序排布。再如：

24號鉻r：1s22s22p63s23p63d4s1；

29號銅u：1s22s22p63s23p63d104s1；

這是因為能量相同的原子軌道在全充滿（如p6和d10）、半充滿（如p3和d）、和全空（如p0和d0）狀態時，體系的能量較低，原子較穩定。

【講授】大量事實表明，在內層原子軌道上運動的電子能量較低，在外層原子軌道上運動的電子能量較高，因此一般化學反應只涉及外層原子軌道上的電子，我們稱這些電子為價電子。元素的化學性質與價電子的數目密切相關，為了便于研究元素化學性質與核外電子間的關系，人們常常只表示出原子的價電子排布。例如，原子的電子排布式為1s2s22p2，還可進一步寫出其價電子構型：2s22p2。圖１－２－５所示鐵的價電子排布式為3d64s2。

【總結】本節理解能量最低原則、泡利不相容原理、洪特規則，能用以上規則解釋1～36號元素基態原子的核外電子排布；能根據基態原子的核外電子排布規則和基態原子的核外電子排布順序圖完成1~36號元素基態原子的核外電子排布和價電子排布。

一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。推理各電子層的軌道數和容納的電子數。當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則是洪特規則。

【板書設計】

一、基態原子的核外電子排布

能量最低原則

能量由低到高順序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→s→4d→p→6s→4f→d→6p→7s……

2泡利不相容原理

一個原子軌道最多容納２個電子且自旋方向必須相反

３洪特規則

在能量相同的軌道上排布，盡可能分占不同的軌道并切自旋方向平行

４核外電子排布和價電子排布式

第四篇：《元素的性質與原子結構》教學反思

《元素的性質與原子結構》教學反思

本節課主要由堿金屬元素和鹵族元素的性質的相似性和遞變性的研究進而得出同主族元素性質的相似性和遞變性的性質。課的開頭提出了本節課的主要內容，在由此進行剖析，旨在調動學生的主動性，讓他們參與到課堂上來，起到了良好的效果，教學環節的設計緊湊，環環相扣，層層遞進，讓學生在不知不覺中獲的知識。雖然課本中出現的實驗由于條件不允許不能做，可用Flash動畫代替演示實驗，也達到了使學生體驗實驗的直觀真實。總之課的設計以及實施過程都不錯，但對于理科班的學生還要注意適當的補充點知識。

《化學能與電能》教學反思

文科班的學生學習積極性不高，因此課的設計主要考慮怎么激起學生的興趣。開頭以火力發電完整透徹的剖析，為學生創設情景，激起他們去研究“火力發電”利弊的迫切心情，實現從“化學能→熱能→機械能→電能”的思維模式。其中能量有損失，接著提問如何提高能源的利用率呢？進入了原電池的概念，并通過實驗來驗證，得出原電池的工作原理，最后通過實驗來探究形成原電池的條件。這節課這樣設計學生比較容易理解，做題時都會做，這是一堂非常棒的課。

《化學反應速率》教學反思

本節課的主要內容有兩點：一是化學反應速率的概念，二是影響化學反應速率的因素。教學設計中很好的利用了教材，如：對于化學反應速率概念的形成，可由課本中圖2-17日常生活中的現象引出，學生也比較好理解。其次實驗的設計也遵循學生的邏輯思維，先講影響化學反應速率的內因，在順利過渡到外因，課中的對比探究實驗，清楚的比較出化學反應速率的快慢，加之教師講解實驗中富于啟發性的問題時很好的引領學生全面的分析問題，活躍了學生思維，并自主歸納、總結出結論，最后再通過思考與交流中的問題讓學生明白影響化學反應速率外因除了溫度和催化劑后還有其它因素。

《化學反應的限度》教學反思

一、對教材處理

《化學反應的限度》是對前兩節的拓展和完善，通過學習使學生對化學反應特征的認識更深入、更全面，在頭腦中建立起一個有關化學反應與能量的完整而又合理的知識體系。

在教學設計方面：我是這樣設計的。

1.引入部分，由前面學過的知識——化學方程式中各物質的化學計量數之比等于各物質的物質的量之比，即化學反應中，反應物之間是按照方程式中的化學計量關系來進行反應的。進而提出問題，那么，在實際反應中反應物能否按相應的計量關系完全轉化為生成物呢？

2.給出一些數據，由數據中得出反應物不能完全轉化為生成物，即反應有一定的限度。進入課題。

3.設問：化學反應為什么存在限度的問題？由此引出可逆反應的概念。接著講述可逆反應。

4.列舉兩道練習題，其中一道是對可逆反應概念的加深理解。另一道是為了引出化學平衡概念而設計的。這樣設計是為了連貫性，邏輯性。使抽象的概念學習變得直觀、易懂。

5.講述化學平衡概念、特征。這塊弄清楚了，那么化學反應的限度也好解決了。

6.化學反應限度的論述。

二、課堂實施后的反思

1．成功之處

運用新理念設計教案，通過創設情景 引入課題，激發了學生的學習興趣。在教學過程中思維邏輯性強，語言流暢，教態自然。

2.存在的問題

課堂氣氛不夠活躍

上課時課堂氣氛不夠活躍，這也許是由于文科班的學生對化學的知識點不夠深入了解，就好像心里沒底，不敢回答。再個課堂上我留給學生思考的時間短。使得學生的思維沒有啟發起來。沒有把課堂交與學生，沒有體現學生才是課堂的主體。總擔心高一課程多，課時少，知識的拓展對教學的進度會很難把握，其實我更應該相信學生的能力。

《乙烯》教學反思

這節課整體設計的非常好，課件做的也非常棒，再個教材處理的好，特別是有的實驗不能做時，用影片的形式放給學生看，使學生化抽象為形象，接著展示乙烯的分子模型圖片，使學生更容易地根據其來寫出乙烯的分子式、結構式、結

構簡式、電子式，此時結合圖片來講解，使學生的印象深刻。在講到加成反應時，播放了溴與乙烯反應的動畫，使學生更易理解乙烯是如何斷鍵的，進一步理解加成反應，再出乙烯與氫氣、氯氣、氯化氫、水反應的練習，使學生更深入理解加成反應。加之授課過程中教態自然，情緒飽滿，語速適中，從容不迫，富于啟發性，學生的熱情被激發出來，氣氛熱烈。

第五篇：高中化學《原子結構與元素的性質》第二課時 教案5 新人教版選修3

原子結構與元素的性質(第3課時)知識與技能：

1、能說出元素電負性的涵義，能應用元素的電負性說明元素的某些性質

2、能根據元素的電負性資料，解釋元素的“對角線”規則，列舉實例予以說明

3、能從物質結構決定性質的視角解釋一些化學現象，預測物質的有關性質

4、進一步認識物質結構與性質之間的關系，提高分析問題和解決問題的能力 教學過程：

〖復習〗

1、什么是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什么關系？

2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什么規律？(3)電負性：

〖思考與交流〗

1、什么是電負性？電負性的大小體現了什么性質？閱讀教材p20頁表

同周期元素、同主族元素電負性如何變化規律？如何理解這些規律？根據電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？ [科學探究]

根據數據制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負性變化圖。

電負性的周期性變化示例

〖歸納志與總結〗

1、金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；

用心 愛心 專心 1 非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”的電負性則在1.8左右，他們既有金屬性又有非金屬性。

2、同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。[思考5]對角線規則：某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質相似，被稱為對角線原則。請查閱電負性表給出相應的解釋？

2.在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質有些相似，被稱為“對角線規則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規則，并用這些元素的電負性解釋對角線規則。對角線規則

〖課堂練習〗

1、下列對電負性的理解不正確的是（）A、電負性是人為規定的一個相對數值，不是絕對標準 B、元素電負性的大小反映了元素對鍵合電子引力的大小 C、元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強

D、元素的電負性是元素固有的性質，與原子結構無關

2、應用元素周期律的有關知識，可以預測我們不知道的一些元素及其化合物的性質。下列預測中不正確的是（）

①Be的氧化物的水化物可能具有兩性，②Tl能與鹽酸和NaOH溶液作用均產生氫氣，③At單質為有色固體，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸，④Li在氧氣中劇烈燃燒，產物是Li2O2，其溶液是一種強堿，⑤SrSO4是難溶于水的白色固體，⑥H2Se是無色，有毒，比H2S穩定的氣體

A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤ 〖總結〗同周期元素、同主族元素性質遞變規律。

元素的金屬性與非金屬性隨核電荷數遞增呈現周期性變化，在同一周期中，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Na、Mg、Al與水的反應越來越困難，以及NaOH、Mg(OH)

2、A1(OH)3堿性遞減，說明Na、Mg、燦的金屬性逐漸減弱；根據Si、P、S、形成氫化物越來越容易，且生成的氫化物穩定性依次增強，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性遞增，說明S、P、S、Cl的非金屬性逐漸增強。

3、電負性數值的大小與元素原子得、失電子的能力之間具有一定的關系。試在乙、丙兩個坐標系中，按要求作出相應元素電負性的變化趨勢曲線。

用心 愛心 專心 2

甲 乙 丙

（1）元素的電負性和原子結構的關系是 ；（2）元素的電負性和金屬、非金屬的關系是 ；（3）說出元素電負性的一些應用

4、元素電負性數值的大小可用于衡量元素的金屬性、非金屬性的強弱。一般認為，電負性大于1．8的元素為 元素，電負性小于1．8的元素是。在短周期元素中電負性最大的是 元素，電負性最小的是 元素，在同一周期中，元素電負性的變化規律是。

5、電負性的數值能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數值 的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價為 值；電負性數值 的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價為 值。請指出下列化合物中化合價為正值的元素。

CH4 NaH NF3 NH3 SO2 H2S ICl HBr

6、比較下列各組元素電負性的大小以及非金屬性的強弱。并總結出其中的規律。

(1)Al、Si、P ；(2)F、C1、Br ；(3)Na、K、Cs。

7、一般認為：如果兩個成鍵元素間的電負性差值大于1．7，它們之間通常形成離子化合物；如果兩個成鍵元素間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價化合物。請查閱下列化合物中元素的電負性數值，判斷它們哪些是離子化合物，哪些是共價化合物。NaF HCl NO MgO KCl CH4

共價化合物：

離子化合物：

8、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X與Y屬于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核內有16個質子，Y元素最外層電子數是K層所能容納的電子數的2倍，則YZ2為 ；則ZX2為。

9、元素X和Y屬于同一個主族，負二價的元素X和氫的化合物在通常狀況下是一種液體，其中X的質量份數為88.9%；元素X和元素Y可以形成兩種化合物，在這兩種化合物中，X的質量分數分別是50%和60%。確定X、Y在元素周期表中的位置，X第 周期第 族，Y第 周期第 族。寫出X、Y形成的兩種化合物的化學式、。

10、A、B、C三種元素，其中一種是金屬元素，A、B的電子層數相同，B、C的最外層電子數相同。這三種元素的最外層電子數之和為17，原子核中的質子數之和為31，試問：（1）A 的名稱 B的元素符合 C的電子排布式（2）A、B兩種元素組成的兩種常見化合，寫出它們電子式：（3）A、B、C三種元素也能組成常見的兩種化合物，寫出化學式

用心 愛心 專心 3