复习题教学设计第二课时

选修3物质结构与性质

第一章

原子结构与性质

复习

【教学目标】

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。

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．原子核外电子排布规律及其表示方法。

2．元素性质的周期性变化规律及其应用。

【教学难点】

1．原子核外电子排布规律及其表示方法。

2．元素性质的周期性变化规律及其应用。

【教学过程】

知识点一：原子结构与原子核外排布表示方法

例1：按要求完成下列小题

Cu的核外电子排布式: Fe的简化电子排布式：

Cl的外围电子排布式：

S的核外电子排布图：

关键点：电子排入轨道的顺序。

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，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

总结1：核外电子排布的四种表示方法

①

原子结构示意图

②

电子排布式

③

简化电子排布式

④

电子排布图

练习1：下列化学用语表达方式错误的是

(

)

练习2、A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：

(1)A元素基态原子的最外层有3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________。

知识点二：原子结构与元素周期表：

性

质

电子层数

同周期(从左向右)

同主族(从上到下)

核外电子的排布

最外层电数

原子半径

金属性

金属性和非金属性

非金属性

氧化性

单质氧化性还原性

还原性

最高价氧化物对应水化物酸碱性

气态氢化物稳定性

第一电离能

电负性

总结2：元素周期律

酸性

碱性

元元素周期表7个横行，⑭

周期素周期周期序数＝⑮

性同周期从左往右⑯

质原子半径同主族从上到下⑰

的

同周期从左往右：逐渐升高递主要化合价同主族相同变元素周期律同周期从左到右⑱

规电离能同主族从上到下⑲

律同周期从左到右⑳

电负性○

同主族从上到下21

18个纵行，⑫

族族主族序数＝⑬

数

【例题2】下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一种化学元素。

(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。

①a、c、h

②b、g、k

③c、h、l

④d、e、f (2)如给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：①原子核对核外电子的吸引力，②形成稳定结构mol－1)：

的倾向。下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·

失去第一个电子

失去第二个电子

失去第三个电子

失去第四个电子

锂

519 7 296 11 799

X 502 4 570 6 920 9 550 Y 580 1 820 2 750 11 600 ①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量：__________________________________。

②表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素，则该元素属于________区元素。用元素符号表示X和j所能形成的化合物的化学式是

________。

③Y是周期表中________族元素。

④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。

【答案】(1)①④

(2)①锂原子失去核外第一个电子后即达到稳定结构，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量

②a

s

Na2O和Na2O2

③ⅢA

④m 【解析】b为H，a为Na，c为Mg，d为Sr，e为Ti，f为Al，g为Ge，h为C，i为P，j为O，k为Te，l为Cl，m为Ar。

(1)金属以及碳为电的良导体，所以①④都符合。

(2)①由于Li失去一个电子后，达到稳定结构，所以再失去一个电子所需能量远远大于失去第一个电子所需能量。②根据X的逐级电离能数据，X最外层应有1个电子，应为Na元素，即a，Na在s区，Na与O(j)可形成Na2O，Na2O2两种化合物。③根据Y的逐级电离能数据，Y最外层应有3个电子，对应的元素应为Al(f)。④稀有气体元素原子最稳定，失去第1个电子需要能量最多。

作业：

1、复习第一章知识：

（1）熟练书写1～36号元素的原子电子排布式及,外围电子排布式；价电子排布图。

（2）书写主族元素的原子电子排布式；

2、章末练习

【巩固练习】

1. 下列说法中正确的是（

）

A. 处于最低能量的原子叫做基态原子

B. 3p2表示3p能级有两个轨道

C. 同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小

D. 同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多

2. X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是（

）

A. XYZ2

B. X2YZ3

C. X2YZ2

D. XYZ3 3. 下列说法中，不符合A族元素性质特征的是（

）

A.从上到下原子半径逐渐减小

B.易形成—1 价离子

C.从上到下单质的氧化性逐渐减弱

D.从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱

4.下列说法中，正确的是（

）

A.在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数

B.在周期表里，元素所在的周期数等于核外电子层数

C.最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子

D.元素的原子序数越大，其原子半径越大

5.化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X与Y属于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核内有16个中子，Y元素最外层电子数是K层所能容纳电子数的2倍，

则YX2为

；ZX2为

。

6．⑴观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外)的开头元素均是__

____，它们的价电子构型为__

；每一周期结尾元素均是____

____，它们的价电子构型为______

(第一周期除外)。

⑵周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的_____

。

⑶通常把“构造原理”中能量接近的________划分为一个能级组。1~7周期的价电子能级组分别是__

___.可见，各周期元素的数目=_____________________ 7．______性质随_______

的递增发生周期性变化，称为元素周期律。

（1）原子半径：

r的大小取决于__

_、____

___两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_____；Z越大，则核对电子的引力越大，使原子半径______。

（2）电离能：

气态的原子或离子失去一个电子所需要的____

_叫做电离能，用符号__

表示，单位是______

_。

第一电离能：处于基态的气态原子生成__

_价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号___

表示。

电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子___

__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_____电子，即元素在气态时的__

__性越强。

电离能（I）变化规律：同周期，左右总体呈__

___趋势，____

_元素的I1最小，________的I1最大；

同族，上下I1

__ __ __

。

8. 电负性.⑴概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。

⑵x变化规律：同周期，x左右__ ___；同族，x上下__ ___。

⑶意义：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x__ ___，非金属的x_ ___

9. 下表列出了A～R九种元素在周期表中的位置

主族

ⅠA 周期

2 3

A

C

D E

F

G

R ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0

4 B

H

（1）这九种元素分别为A

、B

、C

、D

、E

、F

、G

、H

、R

，其中化学性质最不活泼的是

；

（2）A、C、D三种元素的氧化物对应的水化物，其中碱性最强的是

；

（3）A、B、C三种元素按原子半径由大到小的顺序排列为

；

（4）F元素氢化物的化学式是

，该氢化物在常温下跟A发生反应的化学方程式是

，所得溶液的pH

7；

（5）H元素跟A元素形成化合物的化学式是

；

（6）G元素和H元素两者核电核数之差是

。

10. 元素X和Y属于同一个主族。负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量分数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，这两种化合物中，X的质量分数分别为50%和60%。确定X、Y两种元素在周期表的位置，写出X、Y形成的两种化合物的化学式。

【课堂小结】

【课堂反思】

总结知识要点，构建知识体系；反思自己在课堂上的表现，明确改进措施。