苏教版化学必修2《原子核外电子的排布》教学设计.docVIP

专题1 微观结构与物质的多样性 第一单元 核外电子排布与周期律 教学目标与教学设计的核心问题 在化学1的基础上，学生已对原子结构、核外电子排布及元素的金属性和非金属性有所了解。本单元则较为系统地学习核外电子排布与周期律的重要原理和规律。本教案侧重引导学生，在学习相关知识的同时，让学生理解： (1).科学家得出元素周期律所用的思维方式与方法。重点有归纳与演绎。 (2).利用原子结构更好的学习元素周期律与元素周期表。 (3).利用元素周期表的典型应用示例，认识科学理论的应用价值。 1-1 原子核外电子的排布 一、教学目标 1.知识与技能： (1).了解1-18号元素核外电子排布及相应的规律，并能用原子结构示意图表示上述元素的核外电排布。 2.过程与方法： (1).利用对1-18号元素核外电子排布及相应的规律的分析，学习归纳思维方法。 (2).利用练习巩固原子结构示意图。 3.情感态度与价值观 培养学生小组合作精神，以及从微观角度认识事物。 4.教学重点： (1).1-18号元素核外电子排布规律。 (2). 用原子结构示意图表示元素的核外电排布。 二、教学过程 [板书] [第一课时 原子核外电子的排布] [问题情景] 画出1-18号所有元素的原子结构示意图。 [问题与探究] 按某些共同特征，将上述18种元素分组，说明你分组的依据及优势（注意：不能与图1-2重复） 例如：可以按核外电子偶数分组，可以按单质状态分组。 [小结] 科学理论来自于客观事实。但科学理论在被证实之前，会有很多瑕疵，从简单到复杂，是所有科学理论的发展路线。 [问题与讨论] 图1-2中核外电子排布依据的规律主要有以下几个要点： [板书]1.元素核外电子排布所遵循的规律 (1).核外电子依据电子能量的高低不同划分电子层（K、L、M、N、O、P、Q或n=1、2、3、4、5、6、7）。离核近的电子层能量低，离核远的电子层能量高。 (2).电子总是尽先占据能量最低的电子层。 (3).各层最多可容纳的电子数为2n2（n=1、2、3…） 为什么不是？ (2).上述规律能否解下列现象。（见表1-1） Xe的原子结构示意图，为什么不是或 [答案] (1).最外层不超过8个电子。(2).次外层不超过18个电子。 上述规律只是核外电子排布规律中的主要几条。各规律之间在同一原子中互相不冲突，即科学理论解释自然现象时，不能有互相矛盾之处。 [思考与讨论] （1）、依据图1-2分析，金属元素与非金属元素在原子结构上有什么区别。 [金属元素原子最外层电子数比较少。但最外层电子数较少，不一定是金属元素。] （2）、依据Na、Mg、Al等原子核外电子排布及其金属的活泼性关系，预测Li、Be的金属性强弱。（上述结论可以推广到所有元素吗？） （3）、依据几种常见元素C、N、O、Na、Mg、Al、P、S、Cl等，讨论元素的化合价与原子结构的关系。 [作业] 1.已知铁原子、亚铁离子、铁离子的核外电子排布如下图所示： 、 、。 说明上述原子结构示意图与核外电子排布规律有无冲突？ 2.完成【课课练】 [主板书设计] 第一课时 原子核外电子的排布 1.元素核外电子排布所遵循的规律 (1).核外电子依据电子能量的高低不同划分电子层（K、L、M、N、O、P、Q或n=1、2、3、4、5、6、7）。离核近的电子层能量低，离核远的电子层能量高。 (2).电子总是尽先占据能量最低的电子层。 (3).各层最多可容纳的电子数为2n2（n=1、2、3…） 剧烈反应 微弱反应 与水不反应（无现象出现） [思考与讨论] 上述反应可以说明Na、Mg、Al的金属性顺序吗？这一结论与元素原子半径的周期性变化，在说明问题上，哪一种方法更为准确？ [结论] 上述反应中钠、镁分别失去一个电子、二个电子，都做还原剂。从反应的剧烈程度看，失电子能力：钠﹥镁。 原子半径的周期性变化用到具体半径数据，属定量方法。金属活泼性的比较，无法用数字比较，属于定性研究。 [实验探究2] 但如用金属单质与水反应，区分镁、铝的金属性，差别并不明显。现改为用镁，铝分别与同浓度的稀盐酸反应，研究相应的差别。 [板书] Mg + 2HCl == MgCl2 + H2↑ 比 2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑ 更剧烈。 [结论] 上述反应说明镁比铝更易失电子，金属性更强。 ［思考题］ （1）、上述研究钠、镁、铝的金属性初步得出的结论为，金属活泼性顺序为钠镁铝。把这一事实与碱性强弱顺序氢氧化钠氢氧化镁氢氧化铝对比，可得出什么样的对应关系，如何验证这一对应关系，是否具有普遍性？ （2）、初中所学的金属活动顺序表，可以预测金属元素之间相互能否置换。但对钠、镁、铝之间的相互置换却无法用