人教版化学选修三哪个适合试讲

A. 高中化学试讲半小时，讲哪一节比较合适

通常应选择含有演示实验的课程，既有化学原理，又有相应的演示实验，选逻辑清晰，演示效果明显的课比较合适。
具体内容要结合自己的优点与不足，以及现场条件，考官的侧重等因素来确定。

B. 高校教师资格试讲，有机化学哪部分好讲

有机化学是高中化学的一个重要组成部分，由于其种类繁多、结构复杂、与生产生活联系紧密，使之成为高中化学的难点，在近一阶段的教学中我总结了如下方法，以帮助学生更好的理解，从而为选修五打下坚实的基础。

一、结构决定性质——学习有机化学的法宝

结构决定性质，性质反映结构，在有机化学中表现得特别明显，这不仅表现在化学性质中，同时也体现在物理性质上。因此在有机化学的学习中，要善于利用这个法宝。这样在有机化学学习时才能触类旁通，收到事半功倍的效果。

从物理性质看，烷烃的熔沸点随着碳数的增加而增加，状态也由气态到液态再到固态。对于相同碳数的烷烃的同分异构体，支链越多，熔沸点越低。

从化学性质看，烷烃的单键结构决定了化学性质的稳定性，取代反应为它的特征反应;不饱和烃中的双键、叁键由于其中的一个、二个键易断裂，化学性质比较活泼，加成和加聚反应为它们的特征反应;苯芳烃由于苯环结构的特殊性使其具饱和烃和不饱和烃的双重性质，难氧化，但是可燃，能发生取代和加成反应。烃的衍生物的性质，决定于官能团的性质，因此要根据官能团种类去分析烃的衍生物的性质。如甲酸乙酯、莆萄糖，尽管它们不属于醛类，但它们都含有醛基，因此它们都具有醛的主要性质，甲酸(H-CO-OH)从结构看，既有-COOH，又有-CHO，因此甲酸具有酸和醛的双重性质。

二、分析“断键”规律——正确书写反应的关键

在有机化学反应方程式书写时，同学们面对复杂的有机分子结构有些茫然，如果能抓住反应过程中化学键的“断键”规律，对正确书写反应产物，配平反应方程式将提供很大的帮助。例如乙醇主要化学反应的断键规律，与钠反应断羟基中的O-H键，催化氧化断羟基中的O-H键及羟基所在碳上的C-H键，酯化反应断的是羟基中的O-H键。

三、学会辩证分析——灵活运用知识的能力

在有机化学的学习中，学透一个或几个化合物的性质，来推知其它同系物的性质，从而使庞大的有机物体系化和规律化，这是学习有机化学的基本方法。但是，不同的事物在考察普遍联系性的同时，还要认识其发展性和特殊性，这就需要我们了解其普遍性与特殊性。

有机物虽然种类繁多，但有同系物，它们的结构和性质是相似的，这就是普遍性。因此，在复习时只要认真弄懂一个或几个化合物，就可推知其它同系物的性质，从而把庞大的有机物体系化和规律化。但是，任何特殊性都不能完全包括在普遍性之中，复习中要善于在有机物的特殊性中发现普遍性，又要在普遍性的指导下研究特殊性。以醇为例：醇类能催化氧化为醛、发生消去生成烯，但(CH3)3C-OH不能氧化成醛，CH3-OH、(CH3)3C-CH2-OH不能消去生成烯，这是普遍性与特殊性的关系。

蕴含在有机化学中的辩证关系还很多，关键在学习有机化学时，能对具体问题做具体分析，依据事物的内在联系、外部条件综合考虑，灵活地作出判断、做出处理，养成辩证思维的习惯。

四、抓好相互联系——达到知识融会贯通

在有机化学的学习中，除了掌握好各类有机物的性质、用途外，更重要的是要掌握有机物之间相互转化的关系，理清知识的联系，形成知识网络，达到对知识的融会贯通之目的。如重要烃及烃的衍生物的相互转化关系可表示为：

CH≡CH→CH2=CH2→CH3-CH2-Cl→CH3-CH2-OH→CH3CHO→CH3COOH→CH3COOCH2CH3

学习有机物的相互转化，不仅要掌握转化过程的反应方程式、反应类型，更要理解转化过程与物质性质、制备、用途的时间的相互关系。

五、理论联系实际——促进知识不断升华

理论联系实际是一切认识活动的基本原则。化学作为一门以实验为基础的学科，有机化学作为与生产生活密切相关的知识更应如此，在学习中要善于运用化学原理去分析生活中的化学现象、解决实际问题，又要善于在解决问题的过程中加深对化学原理的理解，达到知识的升华。

如在学习《多糖》一节后，会分析吃干糖时细嚼慢咽，在口腔中咀嚼时间长些，能体验到味道变化的原理，还可联系很多饮食保健的道理：饭后不能喝过多的水，有些食物能帮助消化，有些食物又阻碍了消化等，这样就会对淀粉的水解有深层次的理解。

通过理论联系实际，拓宽了学习的思路，培养了思维的灵活性、适应性，学会关心社会生活，并努力用所学的知识去解释生活中的现象，提高了知识的迁移和创新能力。

以上仅从几个方面提出了有机化学的学习方法。当然，有机化学的学习还需要从不同的角度、不同的层面去认识，以达到知识与能力的同步发展。

C. 初中化学教师面试试讲最有可能试讲哪一节

您可以试试化合价部分，该部分为初中化学的第一个重要分水岭，也是为后面打的第一个基础。在一个综合这一章讲解难度系数大，有很多学生不易领会，需要精益求精的讲。

D. 初中化学、高中化学试讲时讲哪些课好

高中化学怎么辅导,高中化学辅导方法

高中化学知识和初中化学知识还是不一样的,这两者还有很大的差别,高中学习的难度明显要大于初中的,高中化学该怎样辅导?高中化学辅导的方法都有哪些?

化学实验器材

在一个人尝试给别人解决一些问题的时候,就是说出了全过程,要是他已经明白了,那最好.高中化学辅导方法也有很多,我也不能全部都给你们说出来.

E. 请问高中化学教师招聘面试试讲频率比较高的章节是哪节一般喜欢让面试人员讲哪节课

氧化还原反应，乙醇，原电池。都是我今年参加的说课课题。

F. 谁有高中化学选修3的教案啊

（人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教案学案
第一章 原子结构与性质
一、本章教学目标

1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。
3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。
5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
本章知识分析：
本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。
通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。
注意本章不能挖得很深，属于略微展开。
相关知识回顾（必修2）
1. 原子序数：含义：
（1） 原子序数与构成原子的粒子间的关系：
原子序数＝ ＝ ＝ ＝ 。（3）原子组成的表示方法
a. 原子符号： AzX A z
b. 原子结构示意图：
c.电子式：

d.符号 表示的意义： A B C D E （4）特殊结构微粒汇总：
无电子微粒无中子微粒
2e-微粒 8e-微粒
10e-微粒
18e-微粒
2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
（2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数
第一周期 2 2
第二周期 8 10
第三周期 8 18

第四周期 18 36
第五周期 18 54
第六周期 32 86
不完全周期 第七周期 26 118
②族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。
主族 7个
副族 7 个
第VIII族是第8、9、10纵行
零族是第 18 纵行
阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8
罗马数字： I II III IV V VI VII VIII
（3）元素周期表与原子结构的关系：
①周期序数＝ 电子层数 ②主族序数＝ 原子最外层电子数＝元素最高正化合价数
(4)元素族的别称：①第ⅠA族：碱金属 第ⅠIA族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素
③第0族：稀有气体元素
3、 有关概念：
（1） 质量数：
（2） 质量数（ ）＝ （ ）＋ （ ）
（3） 元素：具有相同 的 原子的总称。
（4） 核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。
（5） 同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。
（6） 同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同 ②在天然存在的某种元素里，
无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。
（7） 元素的相对原子质量：
a、 某种核素的相对原子质量＝

b、 元素的相对原子质量＝

练习：用A质子数B中子数C核外电子数D最外层电子数E电子层数填下列空格。
①原子种类由 决定 ②元素种类由 决定
③元素有无同位素由 决定 ④同位素相对原子质量由 决定
⑤元素原子半径由 决定 ⑥元素的化合价由 决定
⑦元素的化学性质由 决定
4、元素周期律：
（1） 原子核外电子的排布：电子层 。
分别用n＝ 或 来表示从内到外的电子层。
（2）排布原理：核外电子一般总是尽先从 排起，当一层充满后再填充 。
5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据
金属性强弱 非金属性强弱
1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱 最高价氧化物对应水化物酸性强弱
2、与水或酸反应，置换出H的易难 与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性
3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
6、比较微粒半径的大小
（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越
如: H+＜ H＜ H-; Fe ＞ Fe2+ ＞ Fe3+ Na+ Na; Cl Cl-
（2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越 ．如：
①与He电子层结构相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+
②与Ne电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
③与Ar电子层结构相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
7、 电子数和核电荷数都不同的微粒：
(1)同主族的元素,半径从上到下
(2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl- Na+
(3)比较Ge、P、O的半径大小
8、核外电子排布的规律：
（1）
（2）
（3）

第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构：(第一课时)
知识与技能：
1、进一步认识原子核外电子的分层排布
2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系
3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系
4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义
5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
6、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布
方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。
情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。
教学过程：
1、原子结构理论发展
从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。
现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。
〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：
核外电子排布的尸般规律
(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次
排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(2)原子核外各电子层最多容纳29’个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒
数第三层电子数目不能超过32个。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层
时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子
〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？
2、能层与能级
由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：
第一、二、三、四、五、六、七……能层
符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……
能量由低到高
例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：
能 层 一 二 三 四 五 六 七……
符 号 K L M N O P Q……
最多电子数 2 8 18 32 50……

即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)
但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
能 层 K L M N O ……
能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……
最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……
各能层电子数 2 8 18 32 50 ……
（1） 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……
（2） 任一能层，能级数=能层序数
（3） s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍
3、构造原理
根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。
即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……
元素原子的电子排布：（1—36号）
氢 H 1s1
……
钠 Na 1s22s22p63s1
……
钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1
……
有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：
铬 24Cr [Ar]3d54s1
铜 29Cu [Ar]3d104s1
[课堂练习]
1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布
氯：1s22s22p63s23p5
钪：1s22s22p63s23p63d14s2
溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5
根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。
2、写出1—36号元素的核外电子排布式。
3、写出1—36号元素的简化核外电子排布式。
总结并记住书写方法。
4、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg

回答下列问题：
在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有 ，最外层电子数与次外层电子数相等的有 ，最外层电子数与电子层数相等的有 ；
L层电子数达到最多的有 ，K层与M层电子数相等的有 。
5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：
（1）EK EN EL EM ，
（2）E3S E2S E4S E1S ，
（3）E3S E3d E2P E4f 。
6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。
（1）A元素的元素符号是 ，B元素的原子结构示意图为________________；
（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是__ _____
第一节 原子结构：(第二课时)
知识与技能：
1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布
3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
4、知道原子的基态和激发态的涵义
5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
教学过程：
〖课前练习〗1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下：

(1)根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为 ，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有 电子。
（2）从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与 相等。请再写出一个规律 。
2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则
（1）A元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序数为 ；
（2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式 。
〖引入〗电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？
4、电子云和原子轨道：
(1)电子运动的特点：①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。
因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。
概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。
S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。

s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子
核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。
(2) [重点难点]泡利原理和洪特规则
量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。
一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。
推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。
当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。
〖练习〗写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。
〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。

〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。
它们是否符合构造原理?
2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗?
洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。
课堂练习
1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。
(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg
2、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。
(1) (2) (3)

(4) (5) (6)

违反泡利不相容原理的有 ，违反洪特规则的有 。
3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。
(1)氮原子：A． B．

2s 2p 2s 2p
；
(2)钠原子：A．3s1 B．3p1
；
(3)铬原子：A．3d54s1 B．3d44s2
。
4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种表示方式的共同点和不同点。

5、原子核外电子的运动有何特点?科学家是怎样来描述电子运动状态的? 以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循的原理。

第一节 原子结构：(第3课时)
知识与技能：
1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
2、知道原子的基态和激发态的涵义
3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
[重点难点]能量最低原理、基态、激发态、光谱
教学过程：
〖引入〗在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？
创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。
提出问题：这些光现象是怎样产生的?
问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。
问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。
应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。
〖总结〗
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
处于最低能量的原子叫做基态原子。
当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
〖阅读分析〗分析教材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。
阅读p8科学史话，认识光谱的发展。
〖课堂练习〗
1、同一原子的基态和激发态相比较 （ ）
A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定
C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定
2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（ ）
A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放的焰火
C、金属导线可以导电 D、卫生丸久置后消失
3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（ ）
A．元素原子的核电荷数 B．原子核外电子的多少
C．电子离原子核的远近 D．原子核外电子的大小
4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时( )
A. 产生的光谱为吸收光谱 B. 产生的光谱为发射光谱
C. 产生的光谱线的条数可能是2 条 D. 电子的势能将升高.
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质(第1课时)
知识与技能
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系
教学过程
〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？
〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、铯基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表
1、周期系：
随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表
我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？
说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？
阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。
〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?
元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？
[基础要点]分析图1-16
s区 p 区 d 区 ds 区 f 区
分区原则
纵列数
是否都是金属
区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。

[思考]周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？

〖归纳〗S区元素价电子特征排布为nS1~2，价电子数等于族序数。d区元素价电子排布特征为（n-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为
(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为
ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。
（1） 原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=最大能层数（钯除外）
46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。
（2） 外围电子总数决定排在哪一族
如：29Cu 3d104s1
10+1=11尾数是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。

原子结构与元素的性质(第2课时)
知识与技能：
1、掌握原子半径的变化规律