归纳与整理教学实录及点评

第一章

原子结构与性质

一、教学内容

本节课是人教版化学选修3第一章复习课。本节教学内容分为两部分：第一部分在复习原子结构、核外电子排布及元素周期律相关基础知识；第二部分在复习元素的核外电子排布、元素周期律等基础上，通过讲练结合加强学生对本节课知识的掌握。本节教学需要三个课时，本教学设计是第一课时的内容。

二、教学对象分析

1、

知识技能方面：学生通过之前的学习已经基本掌握本章的基础内容，本节课着重对本章知识进行总结归纳整理，使学生自主构建知识网络。 2、

学习方法方面：学生已经初步掌握了理论知识的学习方法──逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法，具有一定的学习方法基础。

三、教学目标 1. 知识与技能：（1）巩固元素原子核外电子排布的周期性变化规律；（2）巩固元素周期表的结构；（3）巩固元素周期表与原子结构的关系。

2. 过程与方法：通过问题探究和讲练结合，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。

四、教学的重点和难点

1. 教学的重点：能层与能级、核外电子排布、元素周期律。

2. 教学的难点：核外电子排布式、元素周期律。

五、教学过程

考纲要求

考情分析

命题趋势

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。

高考对本部分知识的考查主要有三方面：①前四周期元素中基态原子核外电子排布式的书写以及根2．了解元素电离能的含义，据电子排布式的特点并能用以说明元素的某些进行元素推断;②运性质。

用电离能、电负性解释、推测某些元素的3．了解原子核外电子在一性质；③结合元素周定条件下会发生跃迁，了解期律、周期表以推断其简单应用。

题的形式进行考查原子结构与性质的应4．了解电负性的概念，知用。

道元素的性质与电负性的关系。

课前自主回顾

一.能层能级与原子轨道

1.能层与能级

(1)能层

命题内容可能与元素周期律、元素周期表的知识或元素性质(元素的金属性、元素的非金属性、元素的第一电离能、元素的电负性)及元素化合物的知识相结合，考查方式向多方位、多角度、多层次方向发展。由于该考点的知识内容丰富，规律性强，因此命题的空间广阔、形式多样。

根据多电子原子的核外电子的能量不同，将核外电子分成不同的能层，用n表示，n＝1,2,3,4……，n越大，该能层中的电子能量越高。原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数为2n2。

(2)能级

多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成能级；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f……的顺序升高。

2.原子轨道

【问题探究】：下列说法错误的是_1、3、5、6、7_。

①在n＝3的电子层中，可能有的最多轨道数是8；②电子云表示电子在核外单位体积的空间出现的机会多少；③3s的能量<2p的能量；④3p的能量<4p的能量；⑤3d的能量<4s的能量；⑥Fe原子中有3f轨道；⑦3d轨道最多容纳的电子数小于4d轨道最多容纳的电子数；⑧L电子层只有两个能级。

二、原子核外电子排布规律

1.能量最低原理

现代物质结构理论证实，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，简称能量最低原理。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

2.泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。

3.洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p3的轨道式为↑

↑

↑

或↓

↓

↓

，而不是↑↓

↑

。

洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

4．原子状态与原子光谱

(1)基态原子：处于最低能量的原子叫基态原子；

(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。

(3)原子光谱：不同元素原子的电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。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

【问题探究】下列说法正确的是_1、2、6_。

①2px和2py的能量相等；②3p3轨道中的电子自旋方向全部相同；③Na原子的基态核外电子排布式为1s2s2p3s；④Cr原子的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2；⑤核外电子排布式：1s22s22p63s1，属于激发态；⑥原子光谱是因为电子的跃迁引起的。

三、原子结构与元素周期表

1.原子的电子构型与周期的关系

(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

2.元素周期表的分区

(1)根据核外电子排布

2252①分区 ②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。

3.元素周期律

（1）原子半径

原子半径的大小取决于电子的能层数和核电荷数。电子的能层越多，负电排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小。原子半径的变化规律是同一周期元素(稀有气体元素除外)从左到右逐渐减小，同一主族元素从上到下逐渐增大。短周期元素中原子半径最小的是氢，原子半径最大的是钠。

（2）.电离能

电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大

（3）电负性

元素的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，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断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”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。

问题探究3：下列说法正确的是 1、2、4、5 。

①同主族元素，随着核电荷数增加，原子半径增大；②第一电离能F>Cl>Br；③第一电离能O>N>C；④电负性O>N>C；⑤F的电负性最大。

【课堂互动探究】

【考点1】基态原子核外电子排布式

1.核外电子排布规律

(1)遵守能量最低原理、泡利原理、洪特规则。

(2)能级交错现象：核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高，不同能层的能级之间的能量高低有交错现象，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。

(3)当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1，而不是：1s22s22p63s23p63d44s2。

2．表示方法

(1)电子排布式

按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。

如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

(2)简化电子排布式

“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。

如：Cu：[Ar]3d104s1

(3)电子排布图

用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。

如：S：特别提醒：

(1)在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：

(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如

Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，

Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。

例

A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：

(1)A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________；

(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________；

(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_________。

(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为________________。

(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能

量最高的是________电子。其原子轨道呈________形。

【变式训练】

下列表示钠原子的式子中能反映能级差别和电子自旋状态的是(

) A.

B.2311Na C．1s22s22p63s1 D.

【考点2】元素周期律

1.元素性质的递变规律

项目

同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子核外电子排布

电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增

原子半径

逐渐减小(0族除外) 逐渐增大

最高正价＝主族序数(O，F除外) 非金属最低负价＝主族序数－8 得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强

元素主要化合价

最高正价由＋1→＋7(O，F除外) 最低负价由－4→－1 原子得、失电子能力

元素的第一电离能

元素的电负性

元素金属得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱

增大的趋势

逐渐减小

逐渐增大

逐渐减小

金属性逐渐减弱非金属性逐金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱

性、非金属性

渐增强

【特别提醒】

同周期主族元素，第ⅡA族(np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期右侧相邻的ⅢA族或ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。

2．微粒半径比较

在中学要求的范围内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小。

(1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般说来，电子层数越多，半径越大。

(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

(3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

判断微粒半径大小的规律

①阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)

②电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。

③不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。

④同周期元素，半径最大的简单离子是带负电荷最多的阴离子，半径最小的简单离子是带正电荷最多的阳离子。

3．电离能的应用

(1)电离能用于判断金属性的强弱：电离能越小，价电子越易失去，该元素的金属性越强，金属越活泼。

(2)根据逐级电离能的大小可判断金属的稳价态。

(3)用电离能判断元素的主要化合价

钠、镁、铝的电离能数据如右表所示

由上表可知，钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说I2≫I1。这说明钠原子很容易失去1个电子成为＋1价阳离子，形成具有稀有气体元素原子电子层结构的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强。因此，钠元素的常见价态为＋1价。一般情况下，钠原子不能生成＋2价阳定

离子。类似地，镁元素的I3≫I2，铝元素的I4≫I3，说明镁原子通常形成＋2价阳离子，铝原子通常形成＋3价阳离子。4．电负性的应用

(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱

①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属元素三角区边界的“类金属”元素(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

③同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

④电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。

⑤电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(2)判断化学键的类型

一般认为：如果两个成键原子间元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

(3)对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，如右表。

练习：

根据下列四种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ/mol)，推测这四种元素的最外层电子数。

元素代号

R S T U I1 500 740 580 420 I2 4600 1500 1800 3100 I3 6900 7700 2700 4400 I4 9500 10500 11600 5900

知识网络

【模拟训练】

1．下列叙述正确的是(

) A．可能存在核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s24p1的原子

B．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，而且自旋方向相反

C．1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相同

D．基态原子的电子获得一定能量变为激发态原子，而激发态原子变为基态原子，则要放出能量

2．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：

①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；

④1s22s22p5。

则下列有关比较中正确的是(

) A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>①

C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>①

3．根据元素周期律和物质结构的有关知识判断，下列说法正确的是(

) A．Al元素的第一电离能比Mg元素的大

B．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性和还原性均依次减弱

C．同周期从左到右，原子半径和离子半径均逐渐减小

D．酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3

4．下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)：

(1)ⅡA族元素的价电子数________。

(2)ⅦA族元素氢化物的沸点________。

(3)第三周期元素单质的熔点________。

(4)第三周期元素的最高正化合价________。

(5)ⅠA族元素单质的熔点________。

(6)F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋四种离子的离子半径________。

(7)同一短周期中元素的原子半径____________。(惰性元素除外) (8)同一短周期中元素的第一电离能________。

5．(1)氮元素可以形成多种化合物。回答以下问题：

①基态氮原子的价电子排布式是________。

②C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是___。

(2)氧是地壳中含量最多的元素，氧元素基态原子核外未成对电子数为________个。

(3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。

(4)①中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为：2KNO3＋3C＋引燃S=====A＋N2↑＋3CO2↑(已配平)。除S外，上述元素的电负性从大到小依次为________。

②原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2。T的基态原子外围电子(价电子)排布为________，Q2＋的未成对电子数是________。

6．已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值：

元素

Al B Be C Cl F Li X的数值

1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素

Mg Na O P S Si

X的数值

1.2 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8

试结合元素周期律知识完成下列问题：

(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlCl3中的化学键类型是________。

(2)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系________________；简述第二周期元素(除稀有气体外)的X的数值大小与原子半径之间的关系________。

(3)请你预测Br与I元素的X数值的大小关系________。

(4)某有机化合物分子中含有S—N键，你认为该共用电子对偏向于________原子(填元素符号)。