复习题名师教学设计

原子结构与元素的性质

复习题

教学设计

西华县第二高级中学

张惠芳

一、教材分析

本节课是对人教版化学选修3第一章教学内容的复习巩固，在必修2第一章《物质结构

元素周期律》, 基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。

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，通过复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。尽管本章节内容有些抽象，是学习的难点，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，课本中用非常形象的图文描述本章节内容，方便学生理解和记忆。

二、教学目标 1.知识与技能

（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。了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。

（3）

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。 （4）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。

2.过程与方法

通过问题探究和讨论交流，进一步掌握化学理论知识的学习方法──逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法。

3.情感态度与价值观

学生在问题探究的过程中，同时把自己融入科学活动和科学思维中，体验科学研究的过程和认知的规律性，在认识上和思想方法上都得到提升。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。

三、教学的重点和难点

教学的重点：元素的原子结构与元素周期表结构的关系，能量构造原理以及

元素周期表的分区

教学的难点：元素周期律及其应用

四、设计思想

总的思路是通过复习原子结构及元素周期表的相关知识，设置问题引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系，再结合教材中的“科学探究”引导学生进行问题探究，最后在学生讨论交流的基础上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。

根据新课标的要求，本人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为本的宗旨，注重对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。

五、教学流程

（一）、复习回顾知识

【设计意图】通过复习回顾旧知识，加强对本章节教学内容的理解和巩固，在强化理解的基础上，行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。

1、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 短周 第二周期 期

第三周期 周期

（共七个）

第四周期 第五周期 长周期

第六周期 不完全周期

第七周期 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

族

（共

18 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：

（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

（4）判断元素金属性或非金属性的强弱的依据

金属性强弱

碱性强弱

2、与水或酸反应，置换出H的易难

3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属

与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性

活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

非金属性强弱

1、最高价氧化物对应水化物最高价氧化物对应水化物酸性强弱

2、能层（电子层）与能级（电子亚层）

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

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)

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 ……

每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

任一能层，能级数=能层序数

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

（1）能量最低原理

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……

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。

（2） [重点难点]泡利原理和洪特规则

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。

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。

〖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?

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。

4、电子云和原子轨道：

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。

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。

5、元素周期表分区

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。

6、电离能

(1)递变规律

第一电离能

周一周期

从左往右，第一电离能呈增大的趋势

同一族

从上到下，第一电离能呈减小趋势。

s区

p 区

d 区

ds 区

f 区

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。

(2)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、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

(3)Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，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？

Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3 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的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。

7、电负性 （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，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

（3）对角线规则

二、课堂练习

【设计意图】通过对典型例题的剖析，开启学生的思维风暴，培养运用知识的能力，通过习题发现问题，解决问题，总结规律，学生通过在问题探究的过程中表现出来的情感态度和对知识的整合能力，将自己融入科学活动和科学思维中，体验科学研究的过程和认知的规律性。

1、判断下列说法的正误

①每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束

②f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素

③已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。

④Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属

⑤气态O原子的电子排布为： ⑥半径：K+>Cl-

⑦酸性 HClO4>H2SO4

，碱性：NaOH > Mg(OH)2

⑧第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五周期有2×52=50种元素。

2．(2013·经典习题选萃)下列轨道表示式所表示的元素原子中，其电子排布正确且能量处于最低状态的是(

)

3、(2013·经典习题选萃)具有如下电子层结构的原子，其相应元素一定属于同一主族的是(

) A．3p轨道上有2个未成对电子的原子和4p轨道上有2个未成对电子的原子

B．3p轨道上只有1个空轨道的原子和4p轨道上只有1个空轨道的原子

C．最外层电子排布式为1s2的原子和最外层电子排布式为2s22p6的原子

D．最外层电子排布式为1s2的原子和最外层电子排布式为2s2的原子

4、构造原理揭示的电子排布能级顺序，实质是各能级能量高低。若以E(nl)表示某能级的能量，以下各式中正确的是（ ）

A．E(4s)＞E(3s)＞E(2s)＞E(1s) B．E(3d)＞E(4s)＞E(3p)＞E(3s) C．E(5s)＞E(4f)＞E(4s)＞E(3d) D．E(5s)＞E(4s)＞E(4f)＞E(3d) 5、一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2共价化合物（ ）离子化合物（ ）

元素

电负性

Al

B

Be

C

CI

F

Li

Mg

N

Na

O

P

S

Si

1.5

2.0

1.5

2.5

3.0

4.0

1.0

1.2

3.0

0.9

3.5

2.1

2.5

1.8

6、下列各原子或离子的电子排布式错误的是( ) A.Al 1s22s22p63s23p1 B.O2- 1s22s22p6 C.Na+ 1s22s22p6 D.Si 1s22s22p2 7、（上海高考）在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分，下列各对原子形成的化学键中共价键成分最少的是（ ）

A.Li,F B.Na,F C.Na,Cl D.Mg,O 8、

(2013·黄石质检)已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、

cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(

) A．原子半径A>B>D>C B．原子序数d>c>b>a

C．离子半径C3－>D－>B＋>A2＋

D．单质的还原性A>B>D>C 9、有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题：

(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________(用化学符号填空，下同) (2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________，非金属性最强的是________。

(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。

(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是_______， 有共价键的是________。 10、有A、B、C、D四种元素，其中A和B原子都有1个未成对电子，A＋比B－少一个电子层。B原子得一个电子填入3p轨道后，3p轨道已充满，C原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物的水溶液的pH在同族氢化物中最大，D的最高化合价和最低化合价的代数和为4，其最高价氧化物中含D 40%，且其核内质子数等于中子数，据此判断：

(1)A是_______，B是_______，C是________，D是_______。(填元素名称) (2)B－的电子排布式________，A＋的结构示意图________，D原子的轨道表示式__________________。

(3)在A、B、D三种元素的简单离子中，半径最小的是_____，其离子还原性

最强的是________。(填离子符号) (4)用电子式表示化合物AB的形成过程________________。

六、教学反思

原子结构与元素的性质是中学化学重要的基础理论，是整个中学化学教材中的重点内容。教材内容较抽象，理论性强，在教学过程中要注重学习方法的指导，做到“授之以渔”。新课程强调使学生形成积极主动的学习态度，使获得知识与技能的过程成为学生学会学习和形成正确价值观的过程。因此，在实施教学的过程当中，应该创造一切条件让学生主动参与知识探究的全过程

，对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的科学素养。