复习题优质课一等奖

《原子结构与性质》复习课教学设计

孝义五中 董娜

教学目标（知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观）

⑴进一步了解原子核外电子的能级分布，巩固用电子排布式表示常见的元素（1～36号）元素的原子核外电子的排布，进一步认识原子核外电子的运动的状态；

⑵进一步了解元素电离能、电负性的含义，并能用以说明元素的某些性质；

⑶进一步了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，进一步了解其简单的应用；

⑶进一步了解化学键类型、性质及判断；

⑸进一步学会知识系统化的方法，学会归纳与整理。

教学重点：原子核外电子排布，电离能、电负性及其应用

教学难点：原子核外电子排布，电离能、电负性及其应用

教学过程：

[讲述]通过本章的学习，我们已经初步建立了电离能、能级、能量最低原理、原子轨道、电负性等概念，学习了用能级图表示核外电子的排布。

现从两个方面进行归纳与整理。

【归纳与整理一】原子结构

1、原子结构的基本概念

⑴原子序数；

⑵质量数及其与质子数、中子数之间的关系，与相对原子质量之间的关系；

⑶核素，氢的三种核素之间关系；

⑷同位素。

2、原子核外电子排布规律

⑴能层与能级

能层：K、L、M、N、O、P、Q……

能级：第n能层就有n个能级，分别用s、p、d、f…来表示，其符号表示为ns、pp、nd、nf…，能量高低可以顺序为ns＞np＞nd＞nf…

⑵电子云和原子轨道

电子云：一段时间内电子运动情况的统计结果，表明电子在原子核外某空间

出现的机会的多少，其中s电子云为球形，p电子云为纺缍形。

原子轨道：电子云所包围的空间。

能层n

符号

能级

轨道数

最多容纳的电子数

一

K

s

1

2

2

s

1

2

二

L

p

3

6

8

s

1

2

p

3

6

18

三

M

d

5

10

s

1

2

p

3

6

四

N

d

5

10

32

f

7

14

2n2

⑶构造原理——核外电子填入轨道的顺序[通式：ns( n-2)f (n-1)d np] 第一能级

1s 第二能级

2s 2p 第三能级

3s 3p第四能级

4s 3d 4p

第五能级

5s 4d 5p第六能级

6s 4f 5d 6p 第七能级

7s 5f 6d 7p第八能级

……

①从第四能层开始，该能层的ns与np能级之间插入了(n-1)层的d能级；

②第六能层开始还插入(n-2)f，其能量关系是：ns＜(n-2)f ＜

(n-1)d ＜np; ③构造原理通式的应用（解释核外电子排布规律、最外层电子排列规律、周期元素数等）。

⑷基态原子遵循的基本原理

基态原子：处于最低能量的原子。

激发态原子：处于除最低能量状态以外的其它状态下的原子，处于激发态原子部分电子排布不符合构造原理。

原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪可以摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱。

①构造原理：原子的核外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，电子填充必须遵循电子排布填充图。

②泡利原理：电子排入同一能级的不同轨道时，电子总是优先占据一条轨道，。一条轨道只能容纳2个电子，且运动自旋方向相反。

③洪特规则：能级处于全空、全满或半满状态时，能量处于较低状态。

[练习]写出24Cr和29Cu元素的电子排布式。

3、核外电子排布表示方法

⑴电子排布式

①基态原子电子排布式

29Cu电子排布式：1s22s22p6 3s23p63d104s1

[思考]电子填入顺序与电子排布顺序有什么不同？

②外围电子排布式

29Cu外围电子排布式：3d104s1

③简化的电子排布式

29Cu简化的电子排布式：[Ar] 3d104s1

⑵电子排布图

写出9F、15P原子电子排布的轨道表示式。

⑶电子式

①表示原子；②表示分子；③表示离子化合物；④表示离子键形成过程；⑤表示共价键形成过程。

练习：用电子式表示出下列物质的结构：N2、NH3、HClO、H2O2、Na2O2、CO2、NaOH，能改写成结构式的改成结构式。

【归纳与整理二】元素周期律与元素周期表

1、元素周期律

元素性质随原子序数的递增发生周期性变化的规律，称为元素周期律。元素性质包括：主要化合价、原子半径、元素的金属性与非金属性、电负性、第一电离能。

元素性质周期性变化是原子结构周期性变化的必然结果。

⑴元素的原子半径

原子半径的大小取决于能层数、原了序数两个因素。电子的能层数越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径越大；原子序数越大，则核对电子的引力越大，使原子半径越小。

⑵元素的电离能.

①概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的能量，叫做电离能，用符号I表示，单位是kJ/mol。电离能反映了不同元素的原子失去电子的难易，

同时也与元素的金属性强弱密切相关。

②第一电离能：处于基态的气态原子生成+1价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号I1表示。每个周期的第一个元素第一电离能最小，

最

后一个元素的第一电离能最大。同族元素从上至下，元素的第一电离能逐渐减小。

[注意]第一电离能变化曲线中的“凸”点（ns2、ns2np3、ns2np6，）与“凹”点（ns2np1、ns2np4）及其原因。

③意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子失电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，即元素在气态时的金属性越强。

⑶元素的电负性

①概念：电负性是原子在化学键中对键合电子吸引能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。

②x变化规律：同周期元素，从左至右，电负性增大；同族，从上向下，电负性变小。

③意义。用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。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”电负性的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。

一般情况下，金属的电负性越小，非金属的电负性的越大，金属与非金属的电负性差值越大越容易形成离子键，电负性相差越小，越容易形成共价键。

对角线规则：右下方(左上方)主族元素电负性相差不大，元素的性质相似。

2、元素周期表

⑴元素周期表结构

①族

②周期

[思考]114号元素和将来发现了119号元素，试分析它在周期表中的位置？

⑵元素周期表的分区

①s、p、d、f、ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入的电子能级的符号；

②金属区、非金属区、稀有气体元素区。

3、元素周期表中元素性质递变规律

⑴元素性质

微观性质—

原子半径、主要化合价、第一电离能、电负性

宏观性质—

金属性、非金属性 ⑵金属性、非金属性和氧化性、还原性的关系

一般说来，元素的金属性强，元素的失电子能力增强，单质的还原性增强，其阳离子的氧化性减弱，如钠和镁；元素的非金属性强，元素的原子得电子能力增强，单质的氧化性增强，其阴离子的还原性减弱。如硫和氯。

⑶金属性和非金属性强弱判断依据——越易越强、越强越强

①金属性强弱的判断依据； ②非金属性强弱判断依据。

⑷元素性质的递变规律

①由左至右：金属性减弱，非金属性增强；最高价氧化物对应水化物酸性增强，碱性减弱；气态氢化物稳定性增强。

②由上至下：最高价氧化物的水化物酸性减弱、碱性增强；气态氢化物稳定性减弱还原性增强；金属性增强非金属性减弱。

[注意]第三周期元素的氢化物稳定性比较、最高价氧化物水化物的性质比较，以及它们与酸反应或与氢结合的难易比较。

⑸

“位、构、价、性”的关系

主族元素：最外层电子数=最高正化合价=价电子数=主族的族序数

最高正化合价与负价的绝对值之和=8 副族元素：价电子数=副族的族序数=最高正化合价。

它们的许多性质是相近的，如CO、N2。

教学反思：

本章新概念比较多，理解起来比较困难，教学时借助“楼层”与“台阶”的关系理解能层与能级的关系，起到很好的效果。关于1—36号元素原子的核外电子排布图还需多加练习。