复习题新颖的课程导入教案

《原子结构与性质》章节复习

【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．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。

3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

4．了解第一电离能和电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

【教学重点】

1．原子核外电子排布规律及其表示方法。

2．元素性质的周期性变化规律及其应用。

【教学难点】

1．原子核外电子排布规律及其表示方法。

2．元素性质的周期性变化规律及其应用。

【教学过程】

一、知识网络梳理

（一）原子结构

1. 能层与能级

2. 构造原理，能量最低原理、基态与激发态、光谱

学会总结：

①现在物质结构理论原理证实，原子的电子排步遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，处于最低能量的原子叫做

原子。否则可称之为

原子

②不同元素的原子发生跃迁（从

态到

态或从

态到

态）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

，总称原子光谱。

③构造原理是本章重要的内容，必须要熟练掌握（按课本P6的方法或自己的方法）

3.电子云与原子轨道

小结归纳：

①量子力学告诉我们：ns 能级各有

个轨道，np能级各有

个轨道，nd能级各有

个轨道，nf能级各有

个轨道。每个原子轨道里最多只能容纳

个电子，而且自旋方向相反。

②人们把电子云轮廓图称为原子轨道，S电子的原子轨道都是

形的，P电子的原子轨道都是

形的，每个P能级有3个原子轨道，它们相互垂直，分别以

为其符号。

③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，

1

这个规则被称为

。

4.泡利原理、洪特规则及补充规则

【练习】

（第一部分）

画出19号K的原子结构示意图

写出24号Cr的电子排布式

写出26号Fe的简化电子排布式

画出7号N的电子排布图

写出35号Br的价电子排布式

画出86号Rn的价电子排布图

（第二部分）

1、以下能级符号不正确的是：

A . 5s

B . 4d

C . 3f

D . 6p 2、下列各原子或离子的电子排布式正确的是

A . F 1s22s22p7

B . Na+ 1s22s22p6

C . Fe 2+ 1s22s22p63s23p63d44s2

D. Al3+ 1s22s22p63s2

3、下列核外电子排布属于基态的是

A. C 1s22s12p3

B. N 1s22s23p3

C. Fe 1s22s22p63s23p63d64s2

D. Mg 1s22s22p63s13p1

4、下列原子结构与洪特规则有关的是

A . Cu原子的外围电子排布是

3d104s1而不是3d94s2。

B . S 原子的价电子排布是

3s23p4而不是3s13p5。

C . Fe 原子的外围电子排布是3d64s2

而不是3d8。

D . N原子的最外层有3个未成对电子，且自旋方向相同。

5、氢原子的电子云图中小黑点表示的是

A

１个小黑点表示１一个电子

Ｂ

黑点的多少表示电子个数的多少

Ｃ

表示电子运动的轨迹

Ｄ

表示电子在核外空间出现机会的多少

6、某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍,其质子数是最外层电子数的3倍,该元素基态原子的电子排布式

。

7、试用有关理论解释Cu元素原子的外围电子排布是3d104s1而不是3d94s2，简述其理由。

（二）原子结构与元素的性质

1.原子结构与元素周期表，分区

2.元素周期律

1、某元素原子简化电子排布式为[Xe]4f46S2，其应在

A、S区

B、p区

C、d区

D、f区

2、某元素原子的价电子构型为3S2，它是

区元素，元素符号为

。

3、某元素原子的价电子构型为3d104S2，它属于第

周期

族，

区元素，元素符号是

。

4、比较大小: (1)微粒半径:Mg2+,Na+,F-

2

(2)第一电离能:Na,Mg,K (3)电负性:F,S,O (4)热稳定性:HF,HCl,HBr,HI (5)酸性:H2SO4,HClO4,H3PO4,H2CO3

形成规律：

1. 微粒半径的比较

1电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。

○○2核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。

2.电离能：

第一电离能：

。

电离能反映了不同元素的原子失电子的难易，

同时也与元素的金属性密切相关。

每个周期的第一个元素第一电离能最

最后一个元素的第一电离能最

。

同族元素从上至下，元素的第一电离能逐渐

。

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。电负性的大小也可以作为判断

的尺度，金属的电负性一般

，非金属的电负性一般

，而位于非金属三角区边界的“类金属”电负性的电负性在1.8左右。它们既有

，又有

。

【巩固练习】

1. 下列说法中正确的是（

）

A. 处于最低能量的原子叫做基态原子

B. 3p2表示3p能级有两个轨道

C. 同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小

D. 同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多

2. X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是（

）

A. XYZ2

B. X2YZ3

C. X2YZ2

D. XYZ3 3. 下列说法中，不符合A族元素性质特征的是（

）

A.从上到下原子半径逐渐减小

B.易形成—1 价离子

C.从上到下单质的氧化性逐渐减弱

D.从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱

4.下列说法中，正确的是（

）

A.在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数

B.在周期表里，元素所在的周期数等于核外电子层数

C.最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子

D.元素的原子序数越大，其原子半径越大

5.化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X与Y属于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核内有16个中子，Y元素最外层电子数是K层所能容纳电子数的2倍，

则YX2为

；ZX2为

。

6．⑴观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外)的开头元素均是__

____，它们的价电子构型为__

；每一周期结尾元素均是____

____，它们的价电子构型为______

(第一周期除外)。

⑵周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的_____

。

⑶通常把“构造原理”中能量接近的________划分为一个能级组。1~7周期的价电子能级组分

3

别是__

___.可见，各周期元素的数目=_____________________ 7．______性质随_______

的递增发生周期性变化，称为元素周期律。

（1）原子半径：

r的大小取决于__

_、____

___两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_____；Z越大，则核对电子的引力越大，使原子半径______。

（2）电离能：

气态的原子或离子失去一个电子所需要的____

_叫做电离能，用符号__

表示，单位是______

_。

第一电离能：处于基态的气态原子生成__

_价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号___

表示。

电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子___

__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_____电子，即元素在气态时的__

__性越强。

电离能（I）变化规律：同周期，左右总体呈__

___趋势，____

_元素的I1最小，________的I1最大；

同族，上下I1

__ __ __

。

8. 电负性.⑴概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。

⑵x变化规律：同周期，x左右__ ___；同族，x上下__ ___。

⑶意义：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x__ ___，非金属的x_ ___

9. 下表列出了A～R九种元素在周期表中的位置

主族

ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 周期

2

E

F

3 A C D

G R 4 B

H

（1）这九种元素分别为A

、B

、C

、D

、E

、F

、G

、H

、R

，其中化学性质最不活泼的是

；

（2）A、C、D三种元素的氧化物对应的水化物，其中碱性最强的是

；

（3）A、B、C三种元素按原子半径由大到小的顺序排列为

；

（4）F元素氢化物的化学式是

，该氢化物在常温下跟A发生反应的化学方程式是

，所得溶液的pH

7；

（5）H元素跟A元素形成化合物的化学式是

；

（6）G元素和H元素两者核电核数之差是

。

10. 元素X和Y属于同一个主族。负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量分数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，这两种化合物中，X的质量分数分别为50%和60%。确定X、Y两种元素在周期表的位置，写出X、Y形成的两种化合物的化学式。

【课堂小结】

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【课堂反思】

总结知识要点，构建知识体系；反思自己在课堂上的表现，明确改进措施。

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