归纳与整理优质课教案设计

原子结构与性质

一、教学目标

1、了解原子核外电子排布原理及能级分布，能用电子式表示常见元素的电子排布式、价电子排布式。了解核外电子的排布状态。

2、了解元素第一电离能的含义，并能用其说明元素的某些性质。

3、了解核外电子在一定条件下能发生跃迁。

4、了解电负性的概念，并能应用。

二、教学重难点

1、原理核外电子排布原理，电子排布式、价电子排布式的书写。

2、电离能、电负性的应用

三、归纳整理过程

（一）原子核外电子排布原理

1．能层、能级与原子轨道

(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)

(3)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

哑铃形

轨道个数

1 3 特别提醒

第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。

2．基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

(2)泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

如2s轨道上的电子排布为(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，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或

，不能表示为。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。

3．基态、激发态及光谱示意图

（二）原子结构与元素性质

1.原子结构与周期表的关系

(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格) 能层数

2 3 4 5 6 每周期第一个元素

原子序数

3 11 19 37 55 基态原子的简化电子排布式

[He]2s1

[Ne]3s1

[Ar]4s1

[Kr]5s

[Xe]6s

11每周期最后一个元素

原子序数

10 18 36 54 86 基态原子的电子排布式

1s22s22p6

1s22s22p63s23p6

1s22s22p63s23p63d104s24p6

1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6

周期

二

三

四

五

六

(2)每族元素的价层电子排布特点

①主族

主族

排布特点

ⅠA ns1

ⅡA ns2

ⅢA ns2np1

ⅣA ns2np2

ⅤA ns2np3

ⅥA ns2np4

ⅦA ns2np5

②0族：He：1s2；其他ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1(3)元素周期表的分区

①根据核外电子排布

a.分区

～10ns12。

～

b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区

s区

p区

d区

ds区

f区

元素分布

ⅠA、ⅡA族

ⅢA族～ⅦA族、0族

ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) ⅠB族、ⅡB族

镧系、锕系

外围电子排布

ns12

～元素性质特点

除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应

通常是最外层电子参与反应

ns2np16

～(n－1)d1～10ns1～2

d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

金属元素

镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近

(n－1)d10ns12

～(n－2)f0～14 (n－1)d02ns2

～②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

注意：(1)“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。

2.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有些性质是相似的，如。

3.元素周期律

(1)原子半径

能层数：能层数越多，原子半径越大①影响因素核电荷数：能层数相同核电荷数越大，

原子半径越小②变化规律

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

(2)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，符号：I1，单位：kJ·mol1。

－

②规律

a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1

(3)电负性

①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律

金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

（三）、练习