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高中化学选修三第一章 原子结构与性质（章末复习）

【教学目的】

整理有关原子结构与性质的基础知识，提升对相关知识的理解与应用能力。

【教学重点】

1.能量构造原理

2.元素周期律及其应用

【教学过程】

专题一

原子结构与核外电子排布 1．构造原理

根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。

电子所排的能级顺序：

根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。

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2.

核外电子排布遵循的原理和规则 核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。

量子力学告诉我们：ns能级各 轨道，np能级各有 个轨道，nd能级各有 轨道，nf能级各有 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。

一个原子轨道里最多只能容纳 电子，而且自旋方向 ，这个原理成为泡利原理。

当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是

而且 ，这个规则是洪特规则。

洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。

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。

【例1】 A、B、C、D是四种短周期元素,E是过渡元素。A、B、C同周期,C、D同主族,A的原子结构示意图为 ,B是同周期除稀有气体外原子半径最大的元素,C的最外层有3个未成对电子,E的外围电子排布式为3d4s。回答下列问题: A为

(写出元素符号,下同),电子排布式是

; B为

,简化电子排布式是

;

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C为

,外围电子排布式是

; D为

,电子排布图是

; E为

,原子结构示意图是

。

专题二

表示原子结构和组成的常见化学用语(以Na和S为例)

【例2】

在元素周期表前四周期中,有A、B、C、D四种元素,它们的原子序数依次增大,A元素的原子核外有3个未成对电子;B元素的原子次外层有8个电子,1 mol B元素的单质与足量盐酸反应可生成1 mol H2,B

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元素的单质不易与冷水反应;C元素的+3 价离子的d能级为半充满状态;D元素易形成-1价阴离子。 (1)填写下表:

(2)氮元素可以形成多种化合物,①基态氮原子的外围电子排布式是

;②C、N、O三种元素的第一电离能从大到小的顺序是

。

专题三

元素“位”“构”“性”的关系 1.元素“位”“构”“性”关系图解

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2.元素性质的递变规律 【例3】

下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势,其中不正确的是(

) 5

〖归纳与总结〗

1. 金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力 ，电负性 ，其金属性 ；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力 ，电负性 ，其非金属性 ；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。电负性的大小可以作为判断元素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”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。

2. 同周期元素从左往右，电负性逐渐 ，表明金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。同主族元素从上往下，电负性逐渐 ，表明元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。

【习题巩固】略

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