归纳与整理教案设计

第一章《原子结构与性质》复习

知识与技能：

1、原子结构

2、元素周期表

3、元素周期律

过程与方法：归纳总结

情感态度与价值观：培养学生归纳总结、系统归类复习的能力。

教学重难点：

1、能层与能级

2、原子核外电子排布规律

3、构造原理

4、基态原子核外电子排布的表示方法

5、周期表的分区与原子的价电子排布的关系

6、电离能、电负性

7、对角线规则

教学过程：

重点知识梳理

一、原子核外电子排布及表示方法

自我诊断

1.请写出下列原子的电子排布式。

（1）N：

（2）Cl:

；

（3）Ca:

（4）Fe:

。

1、能层、能级及其最多容纳电子数的关系

2、原子轨道

电子云轮廓图给出了电子在

核外经常出现

的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。

原子轨道

s p 轨道形状

球形

纺锤形

轨道个数

1 3

第1电子层：只有s轨道。第2电子层：有s、p两种轨道。第3电子层：有s、p、d三种轨道。

3、构造原理

多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出大多数元素基态原子的电子排布式。

记住能级组顺序（最少记住前四组）：

1s；2s、2p；3s、3p；4s、3d、4p；

5s、4d、5p。

随着

核电荷数

的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s，2s，2p，

，

，

，

，

，5s……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。

4、原子核外电子排布规律

（1）能量最低原理

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。

②基态原子：

处于最低能量的原子

。当基态原子

吸收

能量后，电子会

跃迁到能量较高的能级

，变成

激发态

原子。

（2）泡利原理

一个原子轨道最多容纳

2个电子，而且

自旋方向

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

自旋方向

相同。

易错警示

洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全满、半满和全空状态时，体系的能量最低，如:24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满状态)；相似的还有29Cu。

二、元素周期表中元素及其化合物的性质递变规律

自我诊断

2、现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是（

）

A、第一电离能：④>③>②>①

B、原子半径：④>③>②>①

C、电负性：④>③>②>①

D、最高正化合价：④>③=②>①

1、电离能

（1）第一电离能：气态电中性基态原子

失去一个电子

转化为气态基态正离子所需要的最低能量。

（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。

第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的

金属性越强

；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。

（3）变化规律

①同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大

趋势，但有曲折变化，如

Be > B ，

N > O ，

Mg > Al ，

P > S 。

②同一族从上到下元素的第一电离能

变小

。

2、电负性

（1）键合电子：原子中用于形成

化学键

的电子。

（2）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。

（3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。

（4）变化规律

①同周期从

左

到

右

元素的电负性逐渐增大。

②同主族从上到下元素的电负性逐渐

减小

。

（5）应用

①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性>1.8;金属的电负性<1.8;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。

②判断化学键的类型：元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

指点迷津

在同周期元素第一电离能的递变过程中，ⅡA族和ⅤA族作为特例出现，第一电离能分别比同周期相邻的元素都高，这主要是因为ⅡA族元素原子最外电子层的s轨道处于全充满状态，p轨道处于全空状态，ⅤA族的元素原子最外层3个能量相同的p轨道处于半充满状态，均属于相对稳定的状态，故这两个主族的元素原子相对难失去第1个电子，第一电离能相对较大，属于电离能周期性变化的特例，如

I（Al)

要点精讲

要点一：表示原子结构和组成的常见化学用语

1、原子结构示意图

2、电子式

3、核素符号

4、电子排布式

（1）用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64s1。

（2）为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K：［Ar］4s1。

（3）有少数元素的基态原子的电子排布相对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如：Cr：1s22s22p63s23p63d44s2(×)，Cr：1s22s22p63s23p63d54s1(√)。

Cu：1s22s22p63s23p63d94s2(×)；Cu：1s22s22p63s23p63d104s1(√)

5、电子排布图

用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表

一个电子，如氮原子的电子排布图为：

归纳总结

（1）在作基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误。

①

（违反泡利原理）

②

（违反洪特规则）

③

（违反洪特规则）

（2）当出现d轨道时，虽然电子按ns,(n-1)d,np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前，如Fe:1s22s22p63s23p63d64s2，正确；Fe:1s22s22p63s23p64s23d6，错误。

要点二

元素周期律

1、概念

元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。

2、实质

元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。

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某些性质相似，如Li和Mg,Be和Al。

4、元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律

项目

最外层电子数

主要化合价

原子半径

金属性与

非金属性

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

非金属的

气态氢化物

得失电子能力

同周期（从左到右）

由1递增到7 最高正价由+1到+7（O、F除外）负价由-4到-1 逐渐减小（惰性气体除外）

金属性逐渐减弱

非金属性逐渐增强

同主族(从上到下) 相同

最高正价相同

逐渐增大

金属性逐渐增强

非金属性逐渐减弱

碱性逐渐减弱

酸性逐渐增强

生成由难到易

稳定性由弱到强

得电子能力逐渐增强

失电子能力逐渐减弱

逐渐增大(特例：Be>B，N>O，Mg>Al，P>S) 逐渐增大

碱性逐渐增强

酸性逐渐减弱

生成由易到难

稳定性由强到弱

得电子能力逐渐减弱

失电子能力逐渐增强

逐渐减小

逐渐减小

第一电离能

电负性

特别提醒

在比较元素的第一电离能时，要注意第ⅡA族和第ⅤA族较同周期相邻元素的第一电离能都大。

规律方法

微粒半径大小的比较

（1）电子数相同的微粒，核电荷数越大则半径越小。

①与He电子层结构相同的微粒：H->Li+>Be2+。

②与Ne电子层结构相同的微粒：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。

③与Ar电子层结构相同的微粒：S2->Cl->K+>Ca2+。

（2）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大，如：H+

（3）电子数和核电荷数都不同的微粒

常通过一种参照物进行比较，如比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+

电子数相同，与S2-同一族元素的O2-比较，Al3+