归纳与整理教学设计

选修三

第一章

原子的结构与性质小结教案设计

一、教学目标

（一）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。 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。

（二）过程与方法

通过原子的结构与性质的归纳小结，学会建构自身的知识框架。

（三）情感态度价值观

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。

二、教材分析

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。第一章内容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。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。

三、教学重难点

串联原子的结构与性质知识点内容

四、教学方法

类比归纳法、小组讨论法、知识框架法

五、教学过程

（一）课堂引入

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、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。

上几节课我们学习的原子的结构与性质，这一节课我们一起来总结归纳一下！

（二）原子的构造与“器官”---电子排布

1、能层和能级

（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。

K、

L、

M、

N、

O、

P、

Q……

能量由低到高

②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。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。

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

2、构造原理

（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。

（5）基态和激发态

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。

3、电子云与原子轨道

（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。

4、核外电子排布规律

（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”。

（5）（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

（三）元素周期表和元素周期律

1、元素周期表的结构

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）原子的电子层构型和周期的划分

周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，

非金属性逐渐增强。

（2）原子的电子构型和族的划分

族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

（3）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。

2、元素周期律

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。

【小组讨论】填写下表

（1）同周期、同主族元素性质的递变规律

核电荷数

同周期（左逐渐增大

右）

同主族（上增大

增多

逐渐增大

+7负价数=（8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）

原子能层（电子层）数

结构

原子半径

化合价

元素性质

元素的金属性和非金属性

第一电离能

电负性

逐渐减小

最高正价由+1—族序数）

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

（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）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

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）

判断

依据

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

（4）非金属性强弱的判断方法

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）

判断

3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强

方法

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

（四）知识脉络总结

【小组活动】每个小组交一份原子结构与性质的知识框架图

六、课堂小结