归纳与整理ppt配用优秀教学设计

第一章

物质结构与性质教案

教材分析：

一、本章教学目标

1．了解原子结构的构造原理，知道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。

2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。

3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。

4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。

5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。

本章知识分析：

本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。

通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。

注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

第一节

原子结构

第一课时

知识与技能：

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常见元素（1～36号）原子核外电子的排布

方法和过程：

复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。

情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。

教学过程：

1、原子结构理论发展

从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。

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、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。

〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：

核外电子排布的尸般规律

(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次

排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。

(2)原子核外各电子层最多容纳29’个电子。

(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电

子)。

(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒

数第三层电子数目不能超过32个。

说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层

时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子

〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？

2、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

例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：

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……

即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)

但是同一个能层的电子，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

……

（1）

每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

（2）

任一能层，能级数=能层序数

（3）

s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍

3、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。

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……

元素原子的电子排布：（1—36号）

氢

H 1s1

……

钠

Na 1s22s22p63s1

……

钾

K

1s22s22p63s23p64s1

【Ar】4s1

……

有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：

铬

24Cr

[Ar]3d54s1

铜

29Cu

[Ar]3d104s1

[练习] 1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布

22625氯：1s2s2p3s3p

钪：1s22s22p63s23p63d14s2

溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5

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。

2、写出1—36号元素的核外电子排布式。

3、写出1—36号元素的简化核外电子排布式。

总结并记住书写方法。

4、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg

回答下列问题：

在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有

，最外层电子数与次外层电子数相等的有

，最外层电子数与电子层数相等的有

；

L层电子数达到最多的有

，K层与M层电子数相等的有

。

5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：

（1）EK

EN

EL

EM

，

（2）E3S

E2S

E4S

E1S

，

（3）E3S

E3d

E2P

E4f

。

6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。

（1）A元素的元素符号是

，B元素的原子结构示意图为________________；

（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是__

_____

_。

第二课时

知识与技能：

1、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

2、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

3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理

4、知道原子的基态和激发态的涵义

5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用

教学过程：

〖课前练习〗

1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以

分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下：

(1)根据

的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为

，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有

电子。

（2）从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与

相等。请再写出一个规律

。

2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则

（1）A元素在周期表中的位置是

，B元素的原子序数为

；

（2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式

。

〖引入〗电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？

4、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。

因此，电子运动来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。

s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。

(2) [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。

推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。

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。

〖练习〗

写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。

〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。

〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。

它们是否符合构造原理?

2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗?

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。

练习：

1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。

(1)N

(2)Cl

(3)O

(4)Mg

2、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。

(1)

↑

↑

↑

↑

↓

↓

(3)

↑

↓↑

↑

(2)

↑↑

(4)

↓

↑

↑

↑

↑

(5)

↑

↑

↑

↓

↓

↑

6)

(↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

违反泡利不相容原理的有

，违反洪特规则的有

。

3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。

(1)氮原子：A．

B．

↓↑

↓↑

↓↑

↑

↑

↑

↑

2s

2p

2s

2p

；

(2)钠原子：A．3s1

B．3p1

；

(3)铬原子：A．3d54s1

B．3d44s2

。

4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种表示方式的共同点和不同点。

5、原子核外电子的运动有何特点?科学家是怎样来描述电子运动状态的? 以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循的原理。

[同步训练] 1、以下能级符号正确的是（）

A.6s

B.2d

C.3f

D.7p 2、下列个能层中不包含p能级的是（）

A.N

B.M

C.L

D.K 3、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：

（1）EK

EN

EL

EM

（2）E3s

E2s

E4s

E1s

（3）E3s

E2d

E2p

E4f

4、下列关于1S电子在原子核外出现的概率分布图的说法中，正确的是（）

A、通常用小黑点来表示电子的多少

B、小黑点密表示在该核外空间的电子数多

C、小黑点密表示在该核外空间的单位体积内电子出现的概率大

D、通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动

第三课时

知识与技能：

1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理

2、知道原子的基态和激发态的涵义

3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用

重点难点：

能量最低原理、基态、激发态、光谱

教学过程：

〖引入〗在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？

创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。

提出问题：这些光现象是怎样产生的?

问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。

问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。

应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如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，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。

〖总结〗

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。

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。

〖阅读分析〗分析教材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。

阅读p8科学史话，认识光谱的发展。

〖课堂练习〗

1、同一原子的基态和激发态相比较

A、基态时的能量比激发态时高

B、基态时比较稳定

C、基态时的能量比激发态时低

D、激发态时比较稳定

2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是

A、钢铁长期使用后生锈

B、节日里燃放的焰火

C、金属导线可以导电

D、卫生丸久置后消失

3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是

A．元素原子的核电荷数

B．原子核外电子的多少

C．电子离原子核的远近

D．原子核外电子的大小

4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时

A. 产生的光谱为吸收光谱

B. 产生的光谱为发射光谱

C. 产生的光谱线的条数可能是2 条

D. 电子的势能将升高.

第二节 原子结构与元素的性质(第一课时)

一、三维目标

（一）知识与技能：

1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系

2、知道外围电子排布和价电子层的涵义

3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律

4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系

5、掌握原子半径的变化规律

6、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质

7、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系

8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系

9、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值

10、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质

11、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明

12、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质

13、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力

（二）过程与方法：

1、弄清元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系

2、理解元素的电负性与元素的化合价的关系

3、理解元素的电负性与离子化合物、共价化合物的关系

4、学会用元素的电负性解释对角线规则

5、理解元素性质的周期性变化与核外电子排布周期性变化的关系

6、复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法

（三）情感和价值观：

1、了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣

二、教学重点：

1、原子核外电子排布的周期性变化

2、原子结构与元素周期表的关系

3、元素周期表的5个区与族的关系

4、元素的原子半径、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化

5、元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系

6、元素的电离能与元素得失电子能力的关系

三、教学难点：

1、元素周期表的结构与原子结构的关系

2、用元素的电负性解释对角线规则

3、元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系

四、教学过程

【复习引入】

什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？

【生】：元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。

元素的性质包括：金属性、非金属性、原子半径……

元素性质周期性变化的根本原因是：原子电子排布的周期性变化

【师】不错，说到底元素的性质是由原子结构所决定的，今天，我们将进一步探究原子结构与元素性质的关系。

【板书】第二节 原子结构与元素的性质 元素的性质跟其在周期表中的位置有相应的关系，所以要探究原子结构与元素的性质的关系首先得研究元素周期表。在必修2中我们已经对元素周期表做过探究，请同学们结合P15－16页『科学探究』内容回忆元素周期表的结构的相关知识。

【板书】一、原子结构与元素周期表

【科学探究】P15－16 【学生思考、讨论、回答】

【小结】

1、元素周期表共有7个周期，其中有三个短周期，三个长周期和一个不完全周期。每周期具有元素的数目分别为2、8、8、18、18、32、26种。

一、1s1——1s2

二、2s1——2s22p6

三、3s1——3s23p6

四、4s1

——4s24p6

五、5s1

——5s25p6

六、6s1——6s26p6

七、7s1——？

通式：ns1——ns2np6

第一周期结尾元素只有一个1s能级，2个电子，所以电子排布跟其他周期不同

2、元素周期表共有18个纵列，

【板书】

1、价电子层：能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能层。

2、价电子：价电子层上的电子。

3、每个纵列的价电子层的电子总数相等

3、s区有2个纵列，d区有8个纵列，P区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。

【归纳】

S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为

（ｎ－1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。

4、元素周期表可分为主族、副族和0族：从图1—16可知，副族元素（包括d区和ds 区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。

5、这是由元素的价电子层结构和元素周期表中性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，结果使元素周期表右上角三角区域的元素主要呈现出非金属性。

6、由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属或准金属。

【思考】元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？元素在周期表中排在哪个列由什么决定？

（分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。）

【总结板书】4、元素在周期表中的位置由原子结构决定：

1、

原子核外电子层数决定元素所在的周期；周期数=最大能层数（钯除外）46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。

2、

原子的价电子总数决定元素所在的族；如：29Cu

3d104s1

，10+1=11尾数是1所以，是IB。

总结：元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。

【过渡】由于随核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随周期序号的递增渐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多，（关系见P14）

因此我们可以把元素周期表画成螺旋型的形状。见P15 图 1——15。

【练习巩固】

P24——1、2

1、元素的分区和族

1) s 区: 2) p区:3) d区: 4) ds区: 5) f区:

2、外围电子构型为4f5d6s元素在周期表中的位置是 (

712, 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属和少数金属; , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属; , (n-1)d全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , 过渡金属(d, 包括 元素, 称为内过渡元素或内过渡系.

) 和ds区金属合起来,为过渡金属); A、第四周期ⅦB族 B、第五周期ⅢB族 C、

第六周期ⅦB族 D、

第六周期ⅢB族

3、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( ) A、在化合物中呈+2价 B、单质使水分解、放出氢气

C、氢氧化物呈两性

D、

碳酸盐难溶于水

答案：

1、1)ns,IA、IIA 2)np,IIIA-VIIA 以及0 3)(n-1)d,IA、IIA 4)ns,IB-IIB 5)镧系和锕系 2、D

3、BD

【课后作业】P24 ——3

第二节 原子结构与元素的性质(第二课时) 【引入】前面我们学习了原子结构与元素的性质的关系，今天我们进一步探究元素周期律。

【板书】二、元素周期律

【导入新课】 P17 学与问

【学生回忆总结】

同周期的主族元素从左到右，元素的最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

【过渡】元素的性质随核电核数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。

元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来探讨原子半径、电离能和电负性的周期性变化。

【板书】1、原子半径

（1）定义：是由实验方法测定的两相邻同种原子核之间距离的半数值。包括共价半径，金属半径，范氏（范德华）半径。

【讲述】

共价半径：单质分子中的2个原子以共价单键结合时，它们核间距离的一半叫该原子的共价半径。

金属半径：金属晶格中金属原子的核间距离的一半叫做原子的金属半径。

范氏（范德华）半径：在分子型晶体中，不属于同一分子随两个最接近的相同原子在非键合状况下，它们核距离的一半。（稀有气体的原子半径）

在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。

【探究】观察下列图表分析总结：

【学与问】

1、元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？

2、元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？

【学生归纳总结】

1、同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使原子核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。

2、同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大。

【板书】（2）变化规律：

A、同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。

B、同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

【过渡】元素的另一个性质是电离能

【板书】2、电离能（KJ·mol）

（1）定义：气态电中性基态原子失去1个电子而变成气态＋1价阳离子所吸收的最低能量叫第一电离能（I1），通常叫电离能，（电离势）I1

【讲述】由气态＋1价阳离子再失去1个电子而变成气态＋2价阳离子所吸收的能量叫第二电离能（I2）,I3I4依次类推，逐级电离能逐步升高。

叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 弱 。

-11、第一电离能I1： 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的

同一元素的第二电离能

大于 第一电离能。

【过渡】

原子的第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律呢？ 请分析图1—21 【学生观察、思考、总结】

【归纳总结并板书】

（2）、递变规律

A、同一周期：从左往右，第一电离能呈增大的趋势

B、同一族：从上到下，第一电离能呈增大趋势。

【提出问题】 碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？

【生答】 从上到下，第一电离能呈增大趋势。

【提出问题】

为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O的电离能，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？

【解释】

Be有价电子排布为2s，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s2p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，原理相同。

【学与问】1、 碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？

【生讨论回答】第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。

【师】阅读分析表格数据：

Na 496 4562 各级电离能(KJ/mol) 6912 9543 13353 16610 20114

2、为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？

Mg 738 1415 7733 10540 13630 17995 21703 Al 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293 22

【生讨论回答】

【小结】

同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

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。

【问题】数据的突跃变化说明了什么？

【解释】而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

【练习巩固】

1、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是（AD）

2+3+2+---A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br C．Mg、Al、Zn D．Cl、Br、I 2、除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。右图是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是 (C)

3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( C ) 23252426A nsnp B nsnp C nsnp D nsnp

【课堂小结】

【课后作业】P24有关习题

第二节 原子结构与元素的性质(第三课时) 【复习引入】1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？

2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？

【过渡】原子半径的大小和电离能的大小都属于元素性质，今天我们继续探讨元素的另一个性质——

【板书】3、电负性：

【思考与交流】1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表

【学生阅读、思考】

【总结板书】（1）定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。

【说明】1、元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。

2、元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值。后人做了更精确的计算，数值有所修改。

【提出问题】同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？

1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。

2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

【板书】（2）变化规律：

A：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大

B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小

【问题】根据电负性大小，判断氧元素的非金属性与氯元素的非金属性哪个强？

【生答】氧元素（氧：3.5 氯

：3.0）

【科学探究】

1、根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。

2、电负性的周期性变化示例

【引入新概念】

4、对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线规则

【思考】

比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。

【解释】：锂的电负性：1.0 镁的电负性：1.2 。锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；

铍的电负性：1.5 铝的电负性

：1.5 ，两者的氢氧化物都是两性氢氧化物；

硼的电负性：2.0 硅的电负性： 1.8 ，两者的含氧酸酸性的强度很接近。

这些元素在性质上相似，可以粗略认为是它们的电负性相近的缘故。

【练习巩固】

1、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下列关于电负性的变化规律正确的是 （ A ） A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大

B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大

C．电负性越大，金属性越强

D．电负性越小，非金属性越强

2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( C ) A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价

B、第一电离能可能Y小于X C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的

D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX 3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ C ） A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金

【练习巩固】P24 1—9 【课后作业】

1、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（ BC ）

A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性

C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能

2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ D ） A．Na > K > Rb B．N > P > As C．O > S > Cl D．Si > P > Cl 3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ D ） A．碱性：NaOH

B．第一电离能：NaMg>Al D．还原性：Na>Mg>Al

板书设计

第二节 原子结构与元素的性质 一、原子结构与元素周期表

1、价电子层：能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能层。

2、价电子：价电子层上的电子。

3、每个纵列的价电子层的电子总数相等

4、元素在周期表中的位置由原子结构决定：

（1）原子核外电子层数决定元素所在的周期；

周期数=最大能层数（钯除外）

（2）原子的价电子总数决定元素所在的族；

如：29Cu

3d104s1

，10+1=11尾数是1所以，是IB。Na

3s1

是IA。

二、元素周期律

1、原子半径

（1）定义：是由实验方法测定的两相邻同种原子核之间距离的半数值。包括共价半径，金属半径，范氏（范德华）半径。

（2）变化规律：

A、同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。

B、同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

2、电离能（KJ·mol）

（1）定义：气态电中性基态原子失去1个电子而变成气态＋1价阳离子所吸收的最低能量叫第一电离能（I1），通常叫电离能，（电离势）I1

（2）、递变规律：

A、同一周期：从左往右，第一电离能呈增大的趋势

B、同一族：从上到下，第一电离能呈增大趋势。

3、电负性：

-1

（1）定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。

（2）变化规律：

A：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大。

B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。

4、对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线规则。

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