归纳与整理教学设计第二课时

第一章 原子结构与性质（复习）教学设计

考纲解读

1.了解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。了解原子核外电子的运动状态。

2．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。

3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

4．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

教学重点

（1）核外电子排布；

（2）电子跃迁、焰色反应解释；

（3）周期表结构及分区；

（4）粒子半径比较；

（5）电负性，电离能。

教学难点

（2）粒子半径比较；

（2）电负性，电离能。

教学方法

多媒体演示法

教学用具

幻灯片若干张。

课时安排

1课时

教学过程

考点一 原子核外电子运动状态（能层、能级、原子轨道、自旋状态）、1-36号元素的元素符号和电子排布式（图）

【板书】一、能层和能级

【讲解】（1）能层和能级的划分

①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。

②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，能量由低到高依次为s、p、d、f。

③任一能层，能级数等于能层序数。

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。

（2）能层、能级、原子轨道之间的关系

每能层所容纳的最多电子数是：2n（n：能层的序数）。

【板书】二、构造原理

2

【讲解】（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜

（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。

根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。

【板书】三、电子核外排布的表示方法

（1）电子排布式：用数字在能级符号右上角表明该能级上的排布的电子数的式子称做电子排布式。Na：1s22s2p3s

261（2）电子排布图

【板书】四、基态和激发态

【讲解】①基态：最低能量状态。处于

最低能量状态

的原子称为

基态原子

。

②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子

。

③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

【板书】五、电子云与原子轨道

【讲解】（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。

（2）原子轨道：不同能级上的电子出现

概率

约为90%的电子云空间轮廓图

称为原子轨道。s电子的原子轨道呈

球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。

【板书】六、原子核外电子排布规律

【讲解】（1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。

（2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。

（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。

（4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空

、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。

能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。

【讨论总结】（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=ns能级电子数

考点二 元素周期表和元素周期律

【板书】七、周期表和元素的性质

【讲解】元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能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。

（1）原子的电子构型和元素的分区

按电子排布可把周期表里的元素划分成

5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds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。

【板书】八、元素周期律

【讲解】元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。

【总结】（1）同周期、同主族元素性质的递变规律

原子结

元素性元素的金属性和非金属性

核电荷数

能层（电子层）数

同周期（左逐渐增大

相同

逐渐减小

最高正价由+1+7负价右）

同主族（上增大

增多

逐渐增大

最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数

金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱

下）

构

原子半径

化合价

数=（8—族序数）

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

质

第一电离能

呈增大趋势（注意反常点：逐渐减小

ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族）

电负性

逐渐增大

逐渐减小

（2）微粒半径的比较方法

①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。

②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

③同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。如：Li

④同电子层结构（阳离子的电子层结构与上一周期0族元素原子具有相同的电子层结构，阴离子与同周期0族元素原子具有相同的电子层结构）：随核电荷数增大，微粒半径依次减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+

（3）电离能：反映了不同元素的原子失电子的难易，

同时也与元素的金属性密切相关。

（4）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，得出了各元素的电负性。

【总结】元素金属性强弱的判断方法

本质

原子越易失电子，金属性越强。

1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强

金

属

性

比

较

判

断

依

据

2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电子的先后）

4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

5. 若xn++yx+ym+

则y比x金属性强

6. 原电池反应中负极的金属性强

7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强

8. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强

非金属性强弱的判断方法

非

金

属

性

比

较

判

断

方

法

本质

原子越易得电子，非金属性越强

1. 与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后）

3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强

4. An-+BBm-+A 则B比A非金属性强

5. 与同种还原剂反应，先反应的非金属性强

6. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强