归纳与整理教学实录与评析

原子结构与性质归纳总结教学设计

授课类型

原子结构与性质

知识回顾

知识架构

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。了解原子核外电子的运动状态。

2.了解电离能的含义，了解同一短周期、同一主族中元素电离能的变化规律。

3.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

教学内容

知识结构

第一节：原子结构

1、能层与能级

由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：

第一、二、三、四、五、六、七……能层

符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高

（1）每层所容纳的最多电子数是：2n(n：能层的序数) （2）同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。

能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：

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 2 8 18 32 50 ……

小结：每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……；任一能层，能级数=能层序数；s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍

2、构造原理和电子排布式

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。

即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……

2

1

知识结构

3、能量最低原理、基态、激发态、光谱

（1）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。

（2）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。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。

4、电子云与原子轨道

（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。

（2）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。

（3）[重点难点]泡利原理和洪特规则

量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，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。

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。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。

2

第二节：原子结构与元素性质

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ns。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2612外，其余为nsnp。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

3、电离能、电负性

（1）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

3

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。

（2）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。

（3）电负性的应用

①判断元素的金属性和非金属性及其强弱

②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”(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。

③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。

④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

知识结构

一、元素周期表：核电荷数(Z) == 核内质子数

== 核外电子数

== 原子序数

二、元素的性质与原子结构

（一）碱金属元素

1、在结构上的异同：

异：核电荷数：由小→大；电子层数：由少→多；

同：最外层电子数均为1个。

最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。

2、化学性质

（1）、碱金属与氧气的反应

4Li + O2 ==== 2Li2O（白色、氧化锂）

2Na + O2 ==== Na2O2（淡黄色、过氧化钠）

（2）、碱金属与水反应

2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑

2K + 2H2O === 2KOH + H2↑

3、物理性质：随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。

4、元素金属性判断标准

（1）、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。

（2）、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。

（3）、可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。

结论：同一主族的金属具有相似的化学性质,随着金属元素核电荷数的增大,单质的金属性(还原性)逐渐增强。

（二）卤族元素

1、在结构上：最外层都有7个电子，化学性质相似；

随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。

2、卤族元素单质的物理性质的变化规律

（随原子序数的递增）

○1．颜色：

浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色

颜色逐渐加深

○2．状态：

气态~液态~固态

5

○3．熔沸点：

逐渐升高

○4．密度：

逐渐增大

○5．溶解性：

逐渐减小

3、卤素的化学性质

（1）卤素单质与氢气反应

1、卤素单质与H2

反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2

○2、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱.即氢化物稳定性次序为

○

HF>HCl>HBr>HI

反应通式：X2 + H2

=== 2HX

(2) 卤素单质间的置换反应：2NaBr+ Cl2 = 2NaCl

+

Br2

2NaI

+

Cl2

=

2NaCl

+ I2

2NaI

+

Br2

=

2NaBr

+ I2

随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序: F2

Cl2

Br2

I2

氧化性逐渐减弱

非金属性逐渐减弱

4、非金属性强弱判断依据：

（1）非金属元素单质与H2

化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。

（2）形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。

（3）最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强。

知识结构

物质结构与性质体系的构建：原子---分子---晶体

1、能级与能层

6

2、原子轨道

3、电子排布图(轨道表示式) 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。

每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。

如基态硫原子的轨道表示式为

2、原子结构与元素性质的递变规律

7

3、对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似如右图所示。

的，

课后作业：

1、按照自己的理解画出选修三第二章内容结构图。

2、写出自己对氢元素性质的理解，包括由氢原子构成的单质、化合物所能发生的具有代表性的化学反应。

8