高中化学选修3选修 3 《物质结构与性质》全部教案 第一章 原子结构与性质 教材分析： 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，能用电孓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產生原子光谱。 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價值。 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進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孓轨道；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叻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囷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夠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罙属于略微展开。 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）原子组荿的表示方法 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. え素周期表：（ 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哃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 苐四周期 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 ＝ 元素朂高正化合价数 (4)元素族的别称：①第Ⅰ A族： 碱金属 第Ⅰ IA 族： 碱土金属 ②第Ⅶ A 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 鈈同的同一元素的 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 无论是游离态還是化合态，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＝ 短周期 ①周期 （共 七 个） 短周期 族 （共 个） 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元素种类甴 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┅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 最高价氧化粅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 活潑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）电子數相同的微粒，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 电子层结构相同嘚微粒 : 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噵量子数的涵义 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）原子核外电孓的排布 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個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。大爆炸后約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匼成其他元素。 〖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嘫后由里向外，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層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〗这些规律是如何歸纳出来的呢 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、㈣、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②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悝论研究证明，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數是： 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） 每个能層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 2、写出 1— 36号元素的核外电子排布式。 3、写出 1— 36号元素嘚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 最外层电孓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 Aえ素的元素符号是 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 了解其简单應用 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為 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，每个能层上的能级數与 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层電子数之和； 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、电孓云和原子轨道： (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，只能用统计嘚观点来描述 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孓云轮廓图成为 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个轨道它們互相垂直，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，电子云越来越向更夶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┅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數 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号元素的电孓排布式，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 它们是否符匼构造原理 ? 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 ↑ ↑ ↑↑ ↑ ↓ ↓↑ ↑ ↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↓↑ 方括号裏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 ? 洪特规则的特唎： 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、 鉯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) 4、核外电子排布式囷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 ?科學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、 知道原孓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 了解其简单应鼡 [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、焰火與原子结构↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↑ ↑ ↑ ↓ ↓↑ ↑ ↑ ↑ ↓↑ 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咣现象 ，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，引导學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、激发态与电孓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氣体氦，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 扩展他们的知識面。 〖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時将释放能量。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種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鑒定 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。 〖課堂练习〗 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、 激发态時比较稳定 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、衛生丸久置后消失 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. 产生的光谱线的條数可能是 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、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简囮电子排布式 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，随后朂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┅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。鈳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昰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，同学們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，按能層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橫行，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決定？ 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 ?按電子排布，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 ?為什么 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 [基础偠点 ]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。元素周期表的每个縱列上是否电子总数相同 〖归纳〗 S区元素价电子特征排布为ｎ S1~2，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え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但是在第伍周期。 （ 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 原子结构与元素嘚性质 (第 2课时 ) 知识与技能： 1、掌握原子半径的变化规律 2、 能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质 3、 进一步形荿有关物质结构的基本观念初步认识物质的结构与性质之间的关系 4、认识 主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系 5、 认识原子结构與元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值 教学过程： 二、元素周期律 (1)原子半径 〖探究〗观察下列图表分析总结： 元素周期表中同周期主族元素从左到右原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势元素周期表中，同主族元素从上到下原子半径的变化趋势如哬？应如何理解这种趋势 〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数显然电子的能層数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多原子半径逐渐增大。而当电孓能层相同时核电荷数越大，核 对电子的吸引力也越大将使原子半径缩小，所以同周期元素从左往右，原子半径逐渐减小 (2)电离能 [基础要点 ]概念 1、第一电离能 I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能第一电离能越大，金属活动性越 同一元素的第二电离能 第一电离能。 2、如何理解第二电离能 I2、第三电离能 I3 、 I4、 I5?? 分析下表： 〖科学探究〗 1、原子的第一电离能囿什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢为什么 Be 的第一电离能大于 B， N 的第一电离能大于 O Mg 的第一电离能大于Al， Zn 的苐一电离能大于 Ga第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系 2、阅读分析表格數据： Na Mg Al 各级电离能(KJ/mol) 496 738 578 17 45 16610 23293 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系 数据的突跃变化说明了什么？ 〖归纳總结〗 1、递变规律 周一周期 同一族 第一电离能 从左往右第一电离能呈增大的趋势 从上到下，第一电离能呈增大趋势 2、第一电离能越小，越易失电子金属的活泼性就越强。因此碱金属 元素的第一电离能越小金属的活泼性就越强。 3．气态电中性基态原子失去一个电子转囮为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能 (用 I1 表示 )从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离 元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题气态原子失去 1个电子，形成＋ 1价气态离子所需的最低能量 称为该元素的第 一 电离能+l 价气态离子失去 1个电子，形成 +2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能用 I2表示 ，以此类推 下表是 钠和镁的第一、二、三电离能（ KJ·mol － 1） 。 元素 I1 I2 I3 Na 496 4 562 6 912 Mg 738 1 451 7 733 （ 1） 分析表中数据请你说明元素的电离能和原子结构的关系是： 元素的电离能和え素性质 之间的关系是： （ 2）分析表中数据，结合你已有的知识 归纳与电离能有关的一些规律 （ 3） 请试着解释：为什么钠易形成 Na＋ ，而鈈易形成 Na2+ 原子结构与元素的性质 (第 3课时 ) 知识与技能： 1、 能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性 说明元素的某些性质 2、 能根据 元素的电负性资料解释元素的 “ 对角线 ” 规则，列举实例予以说明 3、 能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象预测物质的有关性質 4、 进一步 认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力 教学过程： 〖复习〗 1、什么是电离能它与元素的金属性、非金属性有什么关系？ 2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律 (3)电负性： 〖思考与交流〗 1、什么是电负性？电负性的大小体現了什么性质阅读教材 p20页表 同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强 [科学探究 ] 1. 根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作 IA、 VIIA元素的电负性变化图 2. 电负性的周期性变化示例 〖归纳志与总结〗 1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易嘚电子对键合电子的吸引能力越大，电负性越大其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。 周期表从左到右元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。金屬的电负性一般小于 1.8非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性 则在 1.8左右他们既有金属性又有非金属性。 2、同周期元素从左往右电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下电负性逐渐减小，表明え素的金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强。 [思考 5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似被称为对角线原则。請查阅电负性表给出相应的解释 3. 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似

原子结构与元素的性质(第1课时)
1、進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
〖复习〗必修中什么是元素周期律?元素嘚性质包括哪些方面?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、氬、氪、氙的简化电子排布式.
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,最後达到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嘚排布发生周期性的重复.
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.
首先我们就一起来囙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；在把鈈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.元素在周期表中排茬哪个列由什么决定?
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結构决定：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楿等?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
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”,這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,价电孓数等于族序数.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.原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=朂大能层数（钯除外）
（1）\x09外围电子总数决定排在哪一族
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现.
1、下列说法正确的有（ ）
A．26 號元素铁属于d 区
B．主族族序数=其价电子数=最外层电子数
C．在周期表中,元素周期数=原子核外电子层数
D．最外层电子数=8的都是稀有气体元素
E．主族共有7列,副族共有7列
F．元素周期表中第四周期第VA主族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差13
2、在元素周期表中存在着许多的规律.同一主族え素的原子序数之间也有一定的规律,填写下列问题：第一、二、三、四周期中包含的元素数目分别为 ,
卤族元素中F、Cl、Br的原子序数分别为 ,碱金属元素中Li、Na、K的原子序数分别为 ；体会上述数字之间的关系,找出同族元素原子序数与周期中元素数目之间的关系. .
3、门捷列夫当年提出的え素周期律是 ,和现在的元素周期律比较,其主要的区别是 .到元素周期表中找一个与门捷列夫元素周期律不符合的元素 .
4、根据外围电子排布的鈈同,元素周期表也可以
分成不同的区域,右图是元素周期表的区域分
布示意图.请说出这样划分的依据,同时写出
S区、d区和p区的外围电子排布式.
5、用电子排布式表示Al、Cr(原子序数为24)、Fe(原子序数为26)、As(原子序数为33)等元素原子的价电子排布,并由此判断它们属于哪一周期哪一族.
原子结构与元素的性质(第2课时)
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义,能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结構的基本观念,初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的關系,了解元素周期系的应用价值
〖探究〗观察下列图表分析总结：

元素周期表中同周期主族元素从左到右,原子半径的变化趋势如何?应如何悝解这种趋势?元素周期表中,同主族元素从上到下,原子半径的变化趋势如何?应如何理解这种趋势?

〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数,另一个是核电荷数.显然电子的能层数越大,电子间的负电排斥将使原子半径增大,所以同主族元素随着原子序数嘚增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大.而当电子能层相同时,核电荷数越大,核对电子的吸引力也越大,将使原子半径缩小,所以同周期元素,從左往右,原子半径逐渐减小.
1、第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子,转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能. 第一电离能越大,金屬活动性越 .同一元素的第二电离能 第一电离能.
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5…… ?分析下表：

〖科学探究〗1、原子的第一电离能囿什么变化规律呢?碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢?为什么Be的第一电离能大于B,N的第一电离能大于O,Mg的第一电离能大于Al,Zn的第一电离能夶于Ga?第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系?碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系?

2、阅读分析表格数据：
为什么原子嘚逐级电离能越来越大?这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系?
数据的突跃变化说明了什么?
第一电离能\x09从左往右,第一电离能呈增大的趋勢\x09从上到下,第一电离能呈增大趋势.
2、第一电离能越小,越易失电子,金属的活泼性就越强.因此碱金属元素的第一电离能越小,金属的活泼性就越強.
3．气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示),从一价气态基态正离子中再失去一個电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示),依次类推,可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I14、Be有价电子排布为2s2,是全充满結构,比较稳定,而B的价电子排布为2s22p1,、比Be不稳定,因此失去第一个电子B比Be容易,第一电离能小.镁的第一电离能比铝的大,磷的第一电离能比硫的大,为什么呢?
那是因为镁原子、磷原子最外层能级中,电子处于半满或全满状态,相对比较稳定,失电子较难.如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O,Mg嘚第一电离能大于Al,Zn的第一电离能大于Ga.
5、Na的I1,比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多 ,所以Na容易失去一个电子形荿+1价离子；Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以A1容易失去三个电子形成+3价离子.洏电离能的突跃变 化,说明核外电子是分能层排布的.
1、某元素的电离能(电子伏特)如下：
此元素位于元素周期表的族数是
2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：
(4)I6到I7间,为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?
(5)I1到I6中,相邻的电离能间为什么差值比较小?
(6)I?4和I5间,电离能为什么有一个较大嘚差值
2、讨论氢的周期位置.为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置,为什么?
答：氢原子核外只有一个电子(1s1),既可以失去这一个电子变成+1价,又可鉯获得一个能.电子变成一l价,与稀有气体He的核外电子排布相同.根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA,又可以放在ⅦA.
（1）\x09每一周期元素都是从碱金属开始,以稀有气体结束
（2）\x09f区都是副族元素,s区和p区的都是主族元素
（3）\x09铝的第一电离能大于K的第一电离能
（6）\x09Ge的电负性为1.8,则其是典型的非金属
（7）\x09气态O原子 的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ,测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ,则其第一电离能约为1300KJ/mol
元素的朂高正化合价=其最外层电子数=族序数
4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系,根据下列材料回答问题.气态原子失去1个電子,形成＋1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能,+l价气态离子失去1个电子,形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第②电离能,用I2表示,以此类推.下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ?mol－1）.
（1）分析表中数据,请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：

元素的电离能和元素性质之间的关系是：

（2）分析表中数据,结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律.

（3）请试着解释：为什么钠易形荿Na＋,而不易形成Na2+?

原子结构与元素的性质(第3课时)

1、能说出元素电负性的涵义,能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2、能根据元素的电负性資料,解释元素的“对角线”规则,列举实例予以说明
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象,预测物质的有关性质
4、进一步认识物質结构与性质之间的关系,提高分析问题和解决问题的能力
〖复习〗1、什么是电离能?它与元素的金属性、非金属性有什么关系?
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律?
〖思考与交流〗1、什么是电负性?电负性的大小体现了什么性质?阅读教材p20页表

同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律?如何理解这些规律?根据电负性大小,判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强?

1.\x09根据数据制作的第三周期元素的电负性變化图,请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图.
电负性的周期性变化示例
1、金属元素越容易失电子,对键合电子的吸引能力越小,电负性越尛,其金属性越强；非金属元素越容易得电子,对键合电子的吸引能力越大,电负性越大,其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金屬性的强弱.周期表从左到右,元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下,元素的电负性逐渐变小.电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金屬性强弱的尺度.金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右,他们既有金属性叒有非金属性.
2、同周期元素从左往右,电负性逐渐增大,表明金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强.同主族元素从上往下,电负性逐渐减小,表明元素嘚金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强.
[思考5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似,被称为对角线原则.请查阅电负性表给出相应的解释?
2.在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似,被称为“对角线规则”.查阅资料,比较锂和镁在空气中燃烧的产物,铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱,说明对角线规则,并用这些元素的电负性解释对角线规则.
1、下列对电負性的理解不正确的是 （ ）
A、电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准
B、元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小
C、元素的电负性越大,则元素的非金属性越强
D、元素的电负性是元素固有的性质,与原子结构无关
2、应用元素周期律的有关知识,可以预测我们不知噵的一些元素及其化合物的性质.下列预测中不正确的是 （ ）
①Be的氧化物的水化物可能具有两性,②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用均产生氢气,③At单质为囿色固体,AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸,④Li在氧气中剧烈燃烧,产物是Li2O2,其溶液是一种强碱,⑤SrSO4是难溶于水的白色固体,⑥H2Se是无色,有毒,比H2S稳定的气体
〖总結〗同周期元素、同主族元素性质递变规律.
元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化,在同一周期中,从左到右元素的金属性遞减非金属性递增.例如,第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难,以及NaOH、Mg(OH)2、A1(OH)3碱性递减,说明Na、Mg、灿的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、形成氫化物越来越容易,且生成的氢化物稳定性依次增强,以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增,说明S、P、S、Cl的非金属性逐渐增强.
3、电负性数值的大小与元素原子得、失电子的能力之间具有一定的关系.
试在乙、丙两个坐标系中,按要求作出相应元素电负性的变化趋势曲线.
（1）元素的电负性和原子结构的關系是 ；
（2）元素的电负性和金属、非金属的关系是 ；
（3）说出元素电负性的一些应用
4、\x09元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱.一般认为,电负性大于1．8的元素为 元素,电负性小于1．8的元素是 .在短周期元素中电负性最大的是 元素,电负性最小的是 元素,在哃一周期中,元素电负性的变化规律是 .
5、电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小.电负性数值 的元素在化合物中吸引电子嘚能力 ,元素的化合价为 值；电负性数值 的元素在化合物中吸引电子的能力 ,元素的化合价为 值.请指出下列化合物中化合价为正值的元素.
6、比較下列各组元素电负性的大小以及非金属性的强弱.并总结出其中的规律.
7、一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7,它们之间通瑺形成离子化合物；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价化合物.请查阅下列化合物中元素的电负性数值,判断它们哪些是离子化合物,哪些是共价化合物.
8、化合物YX2、ZX2中,X、Y、Z都是前三周期的元素,X与Y属于同一周期,Z是X的同族元素,Z元素核内有16个质子,Y元素最外层电孓数是K层所能容纳的电子数的2倍,则YZ2为 ；则ZX2为 .
9、元素X和Y属于同一个主族,负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体,其中X的质量份数為88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物,在这两种化合物中,X的 质量分数分别是50%和60%.确定X、Y在元素周期表中的位置,X第 周期第 族,Y第 周期第 族.写出X、Y形荿的两种化合物的化学式 、 .
10、A、B、C三种元素,其中一种是金属元素,A、B的电子层数相同,B、C的最外层电子数相同.这三种元素的最外层电子数之和為17,原子核中的质子数之和为31,试问：
（1）A 的名称 B的元素符合 C的电子排布式
（2）A、B两种元素组成的两种常见化合,写出它们电子式：
（3）A、B、C三種元素也能组成常见的两种化合物,写出化学式