复习题ppt专用说课稿内容

原子结构与性质

复习

一、教学目标

【知识与技能】：

1.了解原子核外电子的运动状态。

2.掌握原子结构的构造原理，能用电子排布式表示常见元素原子核外电子的排布。

3.理解元素电离能、电负性的含义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

【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。

二、教学重难、点

1、重点：运用所学原子结构和性质的相关知识解决相关问题。

2、难点：运用所学原子结构和性质的相关知识解决相关问题。

三、教学过程

【讲】：这节课我们将所学的原子结构与性质的相关知识点作以复习。原子结构与性质分为两部分内容：原子结构和原子性质，其中原子结构包括能层、能级与原子轨道，核外电子排布规律，及电子云和原子轨道；元素性质包括原子半径、电离能和电负性。

【复习知识点1】：1、能层和能级的数量关系

【复习知识点2】：2.原子轨道能量高低规律

(1)同能层:ns

(2)形状相同的原子轨道:1s<2s<3s<4s,2p<3p<4p。

(3)第六及以上电子层的亚层轨道:ns<(n-2)f<(n-1)d

【复习知识点3】：3.基态原子的核外电子排布规律

(1)能量最低原理:电子在核外的分布,应使该原子体系的能量处于最低状态,即遵循构造原理。

(2)泡利原理:一个原子轨道中最多只能容纳两个电子,并且这两个电子的自旋状态必须相反。

(3)洪特规则:当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先

单独占据一个轨道,而且自旋状态相同。注意洪特规则特例:处于能量相同的原子轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)状态时,具有较低的能量和较大的稳定性。如Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。

【学生】：观看ppt,回忆并记忆知识点

【学生练习】：书写Cl和Cu原子的电子排布式

【教师提问】：在书写原子电子排布式时应该注意哪些方面？

【学生总结】：1、应注意29号铜和33号铬原子电子排布式的书写。2、电子排布应按照构造原理进行排，但书写答案时应将各能级按能层顺序排列。

【学生练习】：课本24页第1,2题

【学生练习】：例1 【教师讲解】：由于第一、二层电子排布不出现能级交错,由题意可知A原子的L层已填满,共有8个电子,可得A的M层上有14个电子,则A的第三层电子排布为3s23p63d6,即可得A的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,即A为Fe原子,其两种阳离子为Fe3+和Fe2+,阳离子a的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5,阳离子b的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6,再根据洪特规则,a的3d轨道处于半充满状态,a比b稳定。

【复习知识点4】：4.元素性质的递变规律

【复习知识点5】：5.元素性质递变规律的应用

(1)元素第一电离能的应用

①用来比较元素的金属性的强弱:I1越小,金属性越强。

②验证原子核外电子分层排布。

(2)元素的电负性应用

①判断元素的类型: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。

②判断化学键的类型:如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键;如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键。

③判断元素价态正负:电负性数值大小与元素原子得失电子能力的关系为电负性越大的元素越容易得到电子,电负性越小的元素越容易失去电子,即电负性大的元素显负价,电负性小的元素显正价。

【学生练习】：ppt自我检测