1、 第 1 页 新课标（人教版新课标（人教版）高中化学选修高中化学选修 3 3 全部教学案全部教学案 第一章第一章 原子结构与性质原子结构与性质 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，能用电子排布式表示常见元素(136 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
2、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
3、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（必修相关知识回顾（必修 2 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： A zX A z b. 原子结构示意图： c.电子式： 第 2 页 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）
4、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 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
5、 III IV V VI VII VIII （3）元素周期表与原子结构的关系： 周期序数 电子层数 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：第A 族：碱金属 第IA 族：碱土金属第A 族：卤族元素 第 0 族：稀有气体元素 3、 有关概念： （1） 质量数： 短周短周 期期 周期周期 （共（共七七个）个） 短周短周 期期 族族 （共（共 个）个） 第 3 页 （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
6、的性质：同位素的化学性质几乎完全相同 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。 原子种类由 决定 元素种类由 决定 元素有无同位素由 决定 同位素相对原子质量由 决定 元素原子半径由 决定 元素的化合价由 决定 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
7、，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： 与 He 电子层结构相同的微粒: H -Li+Be2+ 第 4 页
8、与 Ne 电子层结构相同的微粒：O 2-F-Na+Mg2+Al3+ 与 Ar 电子层结构相同的微粒: S 2-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 5 页 第一章第一章 原子结构与性质原子结构与性质 第一节第一节 原子结构：原子结构：( (第一课时第一课时) ) 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
9、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（136 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
10、、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
11、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 第 6 页 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、七能层能层 符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高能量由低到高 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
12、： 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：2n 2(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能级(S(S、P P、d d、F)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
13、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： （136 号） 氢 H 1s 1 钠 Na 1s 22s22p63s1 第 7 页 钾 K 1s 22s22p63s23p64s1 【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 Ar3d
14、54s1 铜 29Cu Ar3d 104s1 课堂练习课堂练习 1、写出17Cl（氯） 、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布 氯：1s 22s22p63s23p5 钪：1s 22s22p63s23p63d14s2 溴：1s 22s22p63s23p63d104s24p5 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 136 号元素的核外电子排布式。 3、写出 136 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
15、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 8 页 第一节第一
16、节 原子结构：原子结构：( (第二课时第二课时) ) 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（136 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
17、 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 C 2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
18、描述呢？ 4、电子云和原子轨道： (1)电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动。 第 9 页 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、
19、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
20、 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。 第 10 页 思考下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子
21、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Ne3S 1。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：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。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
22、定的。 课堂练习课堂练习 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：A3s 1 B3p1 ； 第 11 页 (3)铬原子：A3d 54s1 B3d44s2 。 4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子
23、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。 第一节第一节 原子结构：原子结构：( (第第 3 3 课时课时) ) 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
24、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
25、能量最低原理能量最低原理。 处于最低能量的原子叫做基态基态原子。 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。 第 12 页 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
26、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
27、. 电子的势能将升高. 第一章第一章 原子结构与性质原子结构与性质 第二节第二节 原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质( (第第 1 1 课时课时) ) 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、氙的简化电子排布 式。 一、原子结
28、构与周期表 第 13 页 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
29、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
30、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
31、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 第 14 页 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S 12， 价电子数等于族序数
32、。 区元素价电子排布特征为 （-1） d110ns12； 价电子总数等于副族序数；ds 区元素特征电子排布为 (n-1)d 10ns12，价电子总数等于所在的列序数；p 区元素特征电子排布为 ns 2np16；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 Kr4d 10,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 3d 104s1 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
33、原子结构与元素的性质( (第第 2 2 课时课时) ) 知识与技能：知识与技能： 1、掌握原子半径的变化规律 第 15 页 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、认识原子结构与元素周期系的关系，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何？应如何理解这
34、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的增加，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，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
35、、I5 ？分析下表： 第 16 页 科学探究1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？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、阅读分析表格数据： Na Mg Al 各级电离能(KJ/mol) 496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376
36、20114 21703 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？ 归纳总结 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 第 17 页 性就越强。 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个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、I
37、5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1H2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH)2 （10） 第一周期有 2*1 2=2，第二周期有 2*22=8，则第五周期有 2*52=50 种元素 元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数 第 19 页 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（KJmol 1） 。 元素 I1
38、 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：为什么钠易形成 Na ，而不易形成 Na2+？ 原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质( (第第 3 3 课时课时) ) 知识与技能：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
39、化学现象，预测物质的有关性质 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？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材 p20 页表 第 20 页 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. 电负性的周期电
40、负性的周期性变化示例性变化示例 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。金属的电负性一般小于 1.8，非金属 第 21 页 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
41、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。请查阅电 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，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。 4. 对角线规则对角线规则 课时作业：课时作业： 题目 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
42、15 答案 一、选择题 1居室装修用石材的放射性常用 226 88Ra 作为标准，居里夫人（Marie Curie）因对 Ra 元素的研究两度获得 诺贝尔奖。下列叙述中正确的是 A RaCl2的熔点比 CaCl2高 BRa 元素位于元素周期表中第六周期A 族 C一个 226 88Ra 原子中含有 138 个中子 DRa(OH)2是一种两性氢氧化物 2下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（ ） A、D3O+ B、Li+ C、OD D、OH 3最近，意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由 4 个氧原子构成的氧分子，并用质 谱仪探测到了它存在的证据。若该氧分子具有空间对
43、称结构，下列关于该氧分子的说法正确的是 A是一种新的氧化物 B不可能含有极性键 C是氧元素的一种同位素 D是臭氧的同分异构体 4下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是( ) 第 22 页 A. N: 1s 22s22p3 B. S 2-: 1s22s22p63s23p6 C. Na: 1s 22s22p53s2 D. Si: 1s22s22p63s23p2 5有四种氯化物，它们的通式为 XCl2，其中最可能是第 IIA 族元素的氯化物是: A. 白色固体，熔点低，完全溶于水，得到一种无色中性溶液，此溶液导电性差 B. 绿色固体，熔点高，易被氧化，得到一种蓝绿色溶液，此溶液具有良好的导
44、电性 C. 白色固体，极易升华，如与水接触，可慢慢分解 D. 白色固体，熔点较高，易溶于水，得无色中性溶液，此溶液具有良好的导电性 6气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是 A. 1s 22s22p63s23p21s22s22p63s23p1 B. 1s 22s22p63s23p31s22s22p63s23p2 C. 1s 22s22p63s23p41s22s22p63s23p3 D. 1s 22s22p63s23p64s24p21s22s22p63s23p64s24p1 7等物质的量的主族金属 A、B、C 分别与足量的稀盐酸反应，所得氢气的体积依次为 VA、VB、VC，已 知 VB=2VC，VA=VB+VC，则在 C 的生成物中，该金属元素的化合价为 A+1 B+2 C+3 D+4 8元素周期表中A 族元素有 R和 R两种同位素， R和 R的原子量分别为 a 和 b，R 元素中 R 和 R原子的百分组成分别为 x 和 y ，则 R 元素的碳酸盐的式量是 A、2（ax+by）+60 B、 ax+by+60 C、 （ax+by）/2+60 D、 ay+bx+60 9下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是 A.半导体材料砷化镓
