归纳与整理教学设计实例

第一章

原子结构与性质

第一节

原子结构

商洛中学：雷建锋

识记整理：

1.一至七能层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q，各能层容纳的最多电子数为2n2。

2.能级s、p、d、f能级中最多容纳的电子数分别为2、6、10、14。

3.能级数等于能层序数，能级符号相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。

4.构造原理是指电子进入能级的排布顺序。

如: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 5.原子的电子排布式

(1)简单原子：按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。

如S:1s22s22p63s23p4

(2)复杂原子：先按构造原理从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。

如：27Co先排列为1s22s22p63s23p64s23d7然后将同一能层的能级排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2

(3)特殊原子：当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定（洪特规则特例）。如24Cr:先按构造原理排列1s22s22p63s23p63d44s2而3d5为半充满状态较稳定因此需将4s的一个电子调整到3d能级上，即：1s22s22p63s23p63d54s1

6.离子的电子排布式：

(1)判断该原子变成离子时会得到或失去的电子数

(2)原子失去电子时，总是从能量高的能级失去电子，即失去电子的顺序是由外向里。一般来说，主族元素只失去它们的最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素可能还会进一步向里失去内层电子。

(3)原子得到电子而形成阴离子，则得到的电于填充在最外一个能层的某一个能级上。

7.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。处于最低能量的原子叫做基态原子。

8.在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这个原理称为泡利原理。

9.当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同，这个规则称为洪特规则。

10.电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，S能级只有一个原子轨道，p能级有三个原子轨道：Px、Py、Pz

。

11.核外电子排布表示方法：

第二节

1．每一周期(第一周期除外)都是从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，外围电子排布从ns1~ns2np6

2．各区元素原子的外围电子排布，s区：ns1-2；

p区：ns2np1-6; d区: (n-1)d1-9ns1-2;

ds 区: (n-1)d10ns1-2；f区：镧系，锕系。

3．原子的电子层数=能级中最高能层序数=周期序数，主族元素原子的外围电子数=该元素在周期表中的主族序数，主族元素的最高正价=

主族序数(O、F除外)，ⅢB--ⅦB元素的最高正价=副族序数。

4．随着核电荷数的递增，同周期从左向右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大。

5．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。同族元素从上到下第一电离能变小，同周期元素从左向右第一电离能呈增大趋势，但ⅡA与ⅢA、VA与ⅥA之间出现反常

6.

电离能应用及递变规律

(1)

第一电同周期从左往右，第一电同族从上到下，第一电离能

离能呈增大的趋势

离能呈增大趋势。

(2)第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。

(3)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

(4)判断元素的最高正价：Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一

个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

7．电负性即不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。

8。离子半径大小比较的规律：

(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(O2-)> r(O), r(Fe)>r(Fe2+) >r(Fe3+) (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小（序大径小）。如r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(A13+) (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大（序大径大）。如r(Li+)

(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照：r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+) 9．比较粒子半径大小的方法

(1)“一看层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大

(2)“二看核”：若电子层数相同，则看核电荷数核电荷数越大微粒

半径越小。

(3)“三看电子”：若电子层数、核电荷数均相同则看核外电子数，电子数多的半径大。

10.电负性应用归纳

(1)判断金属性或非金属性的相对强弱

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，位于非金属三角区边界的“类金属”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

(2)判断元素的化合价的正负

①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；

②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。

(3)判断化学键的类型

①若两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；②若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。