归纳与整理优秀教学设计说课稿

第一章

物质结构与性质归纳与整理

第一节

原子结构

学习目标：

1、进一步认识原子核外电子的分层排布。

2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系。

3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系。

4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义。

5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布。

6、能用电子排布式表示、简化电子排步式常见元素（1～36号）原子核外电子的排布。

一、原子结构理论发展

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、氦等发生原子核的融合反应，分期分批地合成其他元素。H占88.6%，He占11.1%，其他小于1%。

二、能层与能级

1.能层：多电子原子的核外电子能量是不同的，

按电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层（即电子层）。

能层

一

二

三

四

五

六

七……

符号

K

L

M

N

O

P

Q……

最多电子数

2

8

18

32

50

72

……

每层所容纳的最多电子数是：2n2(n为能层的序数) , K层能量最低。

2.同一个能层的电子，能量也可不同，不同能量的电子分成不同能级

(s、p、d、f) ,就好比能层是楼层，能级是台阶。

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K最多2个

L最多8个

M最多18 个

N最多32 个

三、构造原理

构造原理：在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序是电子最先排布在能量最低的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上，这种规律称为构造原理。

1.根据构造原理，电子按能量由低到高的能级顺序：

1s

2s 2p

3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

2.原子的电子排布式：用核外电子分布的能级及各能级上的电子数表示电子排布的式子。每一能层写完再写

氢

H:” 1s1

钠

Na :1s22s22p63s1

钾

K :1s22s22p63s23p64s1

3.原子的简化电子排布式：

避免繁琐，把内层电子达到稀有气体结构部分用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示。

钠

Na：[Ne]3s1

[Ne]表示该元素前一个周期的惰性气体电子排布结构

四、电子云和原子轨道

1．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

电子运动不能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。

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。

2.泡利原理和洪特规则

：

量子力学告诉我们：ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑”、“↓

”来表示。

（1）泡利原理：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。

（2）洪特规则：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。

五、能量最低原理、基态与激发态、光谱

1. 能量最低原理：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。

2.基态原子：处于最低能量的原子

3.激发态：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。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。

4.原子光谱：不同元素的原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。

许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

光谱分析的应用：科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量等。

第二节原子结构与元素周期表

一、原子结构与元素周期表

1.元素周期系的形成

出现碱金属--标志建立新电子层

循环往复形成元素周期系

出现稀有气体--标志电子层结束

2.

元素周期系中所含元素种类的变化规律

周期

元素数目

金属元素数目

一

2 0 二

8 2 三

8 3 四

18 14 五

18 15 六

32 30 七

32 31 可以把元素周期系的周期发展形象地比喻成螺壳上的螺旋，越向壳心的地方，周期越短，所含元素种类越少，越向外扩展，周期越长，所含元素种类越多。

3.原子的外围电子排布与族的关系

（1）主族元素,同主族元素原子的价层电子排布完全相同，主族价电子全部排布在ns或ns、np轨道上。

族序数

价电子构型

ⅠA

ns1 ⅡA

ns2 ⅢA

ns2np1 ⅣA

ns2np2 ⅤA

ns2np3 ⅥA

ns2np4 ⅦA

ns2np5 （2）稀有气体元素的价电子排布为1s2或ns2np6

（3）过渡元素同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为（n-1）d1-10ns1-2的ⅢB-ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族不相同. 4.原子的外围电子排布和元素的分区

根据周期表中各元素原子的外围电子排布的特点，把外围电子排布相似的元素划为一个区，并以最后填充电子的能级符号作为该区的符号（ds除外），共分为5个区。

第ⅠA、ⅡA为s 区，ns1-2 ，除氢外，都是活泼金属元素。

第ⅢA--ⅦA及O族为P区，ns2np1-6 随最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱。

第ⅠB、ⅡB为ds 区，(n-1)d10ns1-2，过渡元素，d轨道已充满一般不再参与化学键的形成。

第ⅢB-第Ⅷ族为d区（镧系锕系除外），(n-1)d1-9ns1-2，过渡元素，d轨道未充满电子，d轨道不同程度地参与化学键的形成。元素原子的价电子不一定是最外层电子。

镧系、锕系f区。(n-2)f 0-14(n-1)d0-2ns2，元素的化学性质很相近。

二、元素周期律：

元素的性质随核电荷数递增发生周期性递变的规律。

实质是元素原子的核外电子排布随核电荷数递增而发生周期性变化。

原子半径、金属性、非金属性、电离能、电负性等方面。

1.影响原子半径的因素

电子的能层数越多，电子之间的负电排斥越强，导致半径增大。

核电荷数越大，核对电子的引力越大，导致半径缩小。

以上两点综合作用，使原子半径呈现周期性变化。

（1）

同周期主族元素原子半径的变化：从左到右原子半径逐渐减小。同一周期，电子的能层数相同，原子的核电荷数（原子核对核外电子的吸引力）是影响半径的主要因素。随着原子序数的增加，核电荷数增加，原子核对核外电子的吸引力增大，原子半径减小。

（2）同主族原子半径从上到下依次增大：同主族元素原子半径主要受电子层数影响，电子层数增多大于核电荷数增大对原子半径的影响。随着电子层数增多，原子核对最外层电子的束缚力减弱，原子半径增大。

注意：①同一种元素的粒子半径，价态越高半径越小：r阴离子>r原子>r阳离子.

rH-> rH> rH+

r Fe>rFe2+>rFe3+ ②核外电子层结构相同的简单阴阳离子，序小径大。

③离子核外电子层数不同，层数多的半径大。

2.电离能

(1)定义: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第一电离能。

电离能符号：I；单位: KJ/mol

例如：Na的第一电离能I1=496KJ/mol

Na的第二电离能I2=4562KJ/mol Mg的第一电离能I1=738KJ/mol

Mg的第二电离能I2=1451KJ/mol Mg的第三电离能I3=7733KJ/mol （2）电离能的意义：电离能是衡量某原子是否容易失去电子成为阳离子的标准，电离能越小，表示该元素的原子越容易失去电子，金属性越强。

（3）电离能的变化规律及其原因

①同一周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。

同周期从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力越来越强，元素的原子越来越难失去电子，故第一电离能呈增大趋势。第ⅤA族反常，第一电离能大于同周期的第ⅣA族和第ⅥA族，小于第ⅦA族。

②同一主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。

同主族从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力越来越弱，原子越来越容易失去电子，故第一电离能逐渐减小。

（4）第一电离能与原子核外电子排布的关系

当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空，半充满（S1、P3、d5、f7）和全充满（s2、p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，具有较大的第一电离能。例如：P和S原子价电子排布为3s23p3、3s23p4，P的第一电离能比S大。

（5）电离能的应用

①根据电离能数据，确定原子核外电子的排布。

例如：Li：I1<

②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。

例如：K：I1<

③判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。

3.电负性

(1)定义：用来描述不同元素的原子对键合电子引力的大小。衡量标准：

F：4.0 递变规律：同周期，从左到右，元素的电负性递增。同主族，从上到下，元素的电负性递减。

意义：电负性越大，其原子吸引电子的能力越强，该元素原子越容易得到电子，不易失去电子。电负性越小，其原子吸引电子的能力越弱，该元素原子越容易失去电子，形成阳离子的倾向性越大。

电负性越大，元素非金属性越强，电负性越小，元素金属性越强。

(2)应用

①比较元素的金属性和非金属性强弱。金属电负性一般小于1.8，

非金属电负性一般大于1.8，位于金属与非金属分界线的元素电负性在1.8左右，既有金属性又有非金属性。Si是非金属，但能表现一定金属性，晶体硅能导电，是半导体。Ge虽然是金属，但也表现一定的非金属性，导电性弱，晶体Ge是半导体。

②判断化合物中元素化合价的正负。两种元素形成化学键时，电负性大的元素原子吸引电子能力强，为负价；电负性小的元素为正价。O与F形成化合物时，F的电负性更大，吸引电子能力更强，F显负价。

③判断化学键的类型

一般：两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间形成离子键；小于1.7形成共价键。

元素原子的价电子不一定是最外层电子。

原子最外层电子排布为ns1或ns2的元素不一定是金属元素。

He为1s2

电子的能层越多，元素原子的半径不一定越大。原子半径的大小取决于两个因素：电子的能层数和原子的核电荷数，主要看哪一个因素起主要作用。氯原子半径小于锂原子半径。

金属活动性顺序与相应的电离能大小顺序不完全一致。金属活动性顺序表示在水溶液中，金属原子失去电子越来越困难。电离能是金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力。它是金属原子在气态时活泼性的量度。

同周期元素的第一电离能：P>S,

Mg>Al。电子构型是影响电离能的一个主要因素，元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，Mg原子最外层s轨道全充满，p轨道全空，P元素原子p轨道为半充满状态，稳定性较高。故第一电离能：P>S,

Mg>Al。