归纳与整理优秀教案板书设计

《原子结构与性质》复习课教学设计

教学目标（知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观）

⑴进一步了解原子核外电子的能级分布，巩固用电子排布式表示常见的元素（1～36号）元素的原子核外电子的排布，进一步认识原子核外电子的运动的状态；

⑵进一步了解元素电离能、电负性的含义，并能用以说明元素的某些性质；

(3进一步了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，进一步了解其简单的应用；

(4进一步了解化学键类型、性质及判断；

⑸进一步学会知识系统化的方法，学会归纳与整理。

教学重点：

原子核外电子排布，电离能、电负性及其应用，化学键类型、性质及判断

教学难点：原子核外电子排布，电离能、电负性及其应用，化学键类型、性质及判断

教学过程：

[讲述]通过本章的学习，我们已经初步建立了电离能、能级、能量最低原理、原子轨道、电负性等概念，学习了用能级图表示核外电子的排布，知道了化学键类型、性质及判断。

现从三个方面进行归纳与整理。

[归纳与整理一]原子结构

1、原子结构的基本概念

⑴原子序数；

⑵质量数及其与质子数、中子数之间的关系，与相对原子质量之间的关系；

⑶核素，氢的三种核素之间关系；

⑷同位素。

2、原子核外电子排布规律

⑴能层与能级

能层：K、L、M、N、O、P、Q„„

能级：第n能层就有n个能级，分别用s、p、d、f„来表示，其符号表示为ns、pp、nd、nf„，能量高低可以顺序为ns＞np＞nd＞nf„

⑵电子云和原子轨道

电子云：一段时间内电子运动情况的统计结果，表明电子在原子核外某空间出现的机会的多少，其中s电子云为球形，p电子云为纺缍形。

原子轨道：电子云所包围的空间

⑶构造原理——核外电子填入轨道的顺序[通式：ns(

n-2)f

(n-1)d

np]

第一能级

1s

第二能级

2s

2p

第三能级

3s

3p第四能级

4s

3d

4p

第五能级

5s

4d

5p第六能级

6s

4f

5d

6p

第七能级

7s

5f

6d

7p第八能级

„„

①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；

②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;

③构造原理通式的应用（解释核外电子排布规律、最外层电子排列规律、周期元素数等）。

⑷基态原子遵循的基本原理

基态原子：处于最低能量的原子。

①构造原理：

②泡利原理：

③洪特规则：

3、核外电子排布表示方法

⑴电子排布式

①基态原子电子排布式

[思考]电子填入顺序与电子排布顺序有什么不同？

②外围电子排布式

③简化的电子排布式

29Cu 简化的电子排布式：[Ar]

3d104s1

⑵电子排布图

⑶电子式

①表示原子；②表示分子；③表示离子化合物；④表示离子键形成过程；⑤表示共价键形成过程。

[归纳与整理二]元素周期律与元素周期表

1、元素周期律

元素性质随原子序数的递增发生周期性变化的规律，称为元素周期律。

元素性质包括：主要化合价、原子半径、元素的金属性与非金属性、电负性、第一电离能。

元素性质周期性变化是原子结构周期性变化的必然结果

⑴元素的原子半径

原子半径的大小取决于能层数、原了序数两个因素。电子的能层数越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径越大；原子序数越大，则核对电子的引力越大，使原子半径越小。

⑵元素的电离能.

①概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的能量，叫做电离能，用符号I表示，单位是kJ/mol。电离能反映了不同元素的原子失去电子的难易，

同时也与元素的金属性强弱密切相关。

②第一电离能：处于基态的气态原子生成+1价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号I1表示。每个周期的第一个元素第一电离能最小，

最后一个元素的第一电离能最大。同族元素从上至下，元素的第一电离能逐渐减小。

[注意]第一电离能变化曲线中的“凸”点（ns2、ns2np3、ns2np6，）与“凹”点（ns2np1、ns2np4）及其原因。

③意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子失电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，即元素在气态时的金属性越强。

⑶元素的电负性

①概念：电负性是原子在化学键中对键合电子吸引能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。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。

②x变化规律：同周期元素，从左至右，电负性增大；同族，从上向下，电负性变小。

③意义。用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。金属的电负性一般小于1.8。