归纳与整理教学实录及点评

第一章

原子结构与性质（归纳与整理）

教学设计

一．目标定位：

1.熟知核外电子能层与电子层的关系，能级的分布。

2.能根据构造原理写出1～36号元素的核外电子排布。

3.了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。了解泡利原理和洪特规则

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，能用元素的电离能说明元素的某些性质

二．重点：

1.

根据构造原理写出1～36号元素的核外电子排布

2.核外电子的运动状态，电子云和原子轨道。

3.泡利原理和洪特规则

4.元素的原子结构与元素周期表的结构

5.电离能，电负性与元素性质的关系

三．难点：

1.

电子云和原子轨道，基态，激发态与光谱

2.

元素周期表的分区

3.电离能，电负性

四．教学方法：提出问题，先思后教，及时跟踪训练，练后反思

五．教学过程：

1.核外电子排布

练习：根据构造原理，写出Na、F、Cr基态原子的电子排布式，简化电子排布式，电子排布图，价电子排布式。

小结：从电子排布式可以看出电子尽先排在能量低的能层里。在同一能层中也是先排在能量低的能级里。1 相对稳定状态：

（1）全充满： s2 p6 d10 f14

（2）半充满： s1 p3 d5 f7

（3）全 空： s0 p0 d0 f0

如对于Cr原子而言，外围电子呈3d54s1排布时，3d 、4s轨道上的电子均为半满状态时，整个体系的能量最低

2．元素性质的递变

专题一 原子核外电子的排布

专题归纳

1．

能层、能级和原子轨道的数量关系

2．原子核外电子排布的轨道能量顺序

多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：

(1)相同能层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜nd＜nf。

(2)形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……

(3)能层和形状均相同的原子轨道能量相等，例如2px、2py、2pz轨道的能量相等。

(4)能级交错规律：ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。

3．核外电子排布遵循的三个原理

核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则

泡利原理

能量最低原理

洪特规则

4.基态与激发态ˎ光谱

(1)处于__________的原子叫基态原子，当基态原子的电子____________后，电子会跃迁到____________而变成激发态原子。

（2）把原子吸收或释放的光的____________分布记录先来，即为光谱。

5.电子云和原子轨道

（1）电子云：描述电子在空间出现机会多少的___________ （2）原子轨道：表达电子在空间经常出现的电子云区域。

（3）原子轨道的形状

S能级的原子轨道是____ P能级的原子轨道是______ 例题分析：

例1 下列有关原子核外电子的排布规律，说法正确的是(

) A．原子核外电子都是先排内层后再排外层

B．Fe2＋的价层电子排布式为3d54s1

1C．15P的电子排布式是1s22s22p63s23p2x3py

D．同一原子中，ls、2s、3s能级最多容纳的电子数相同

练习1：

有A、B、C、D、E、F六种元素。请填空(填元素符号)：

(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，则A元素为__________。

(2)B－和C＋的电子层结构都与氩相同，则B元素为__________，C元素为__________。

(3)D3＋的3d能级为半充满，则D元素为____________，其基态原子的电子排布式为__________。

(4)写出3p能级上只有2个未成对电子的元素价电子排布式：____________________________________、________________。

(5)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，则E元素为__________，其基态原子的电子排布式为__________。

(6)F元素的原子价电子排布为3s23p2，则F元素在周期表中的位置是______________________。

专题二 元素性质递变规律

专题归纳

这一部分题目的解决要把握：同一周期、同一主族元素的第一电离能、电负性的变化规律和第ⅡA族、第ⅤA族元素电离能的特殊性。准确理解和应用元素的金属性和非金属性强弱的判断依据等。

【性质递变规律】

性质

(从左向右) (从上到下) 核外电子

的排布

电子层数

最外层

电子数

第一周期

(除外) 金属性和

非金属性

金属性

非金属性

原子半径

同一周期

同一主族

相

同

1→8

相

同

减

弱

增

强

减

小

增

加

增

强

减

弱

增

大

单质的氧化

性和还原性

氧化性

还原性

最高价氧化

物对应水化

物的酸碱性

酸

性

碱

性

气态氢化物的稳定性

第一电离能

电负性

比较微粒半径大小的规律

在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小：

“一看”电子的能层数：当电子的能层数不同时，能层数越多，半径

_________ 。

“二看”核电荷数：当电子的能层数相同时，核电荷数越大，半径_________ 。

“三看”核外电子数：当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径_________ 1．元素第一电离能

(1)变化规律：同周期，自左向右，元素第一电离能有逐渐增大趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。

同主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。

说明：同周期，自左向右，元素第一电离能呈增大趋势。电子层结构为全满、半满和全空时较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大

增

强

减

弱

增

强

减

弱

增

强

大体增大

变

大

减

弱

增

强

减

弱

增

强

减

弱

减

小

变

小

于同周期相邻元素，即I(Mg)＞I(Al)，I(P)＞I(S)等。

(2)电离能的应用。

①验证原子核外电子分层排布。

②用来比较元素的金属性的强弱：I1越小，金属性越强。

③表征原子失电子能力强弱。

2．元素电负性的周期性变化

(1)递变规律。

①同周期，自左向右，元素原子的电负性增大。

②同主族，自上而下，元素原子的电负性减小。

(2)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：电负性数值的大小与元素得失电子能力关系为：电负性越大越容易得到电子，电负性越小越容易失去电子，即电负性较大的为负价，电负性较小的为正价。

练习2 下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题(用元素符号填空)：

(1)写出下列元素符号：①__________，⑥__________，⑦__________，⑧__________。

(2)在①～⑧中电负性最大的元素是__________，第一电离能最小的元素是__________。

(3)在这些元素的最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是__________(填化学式，下同)，碱性最强的是__________，呈两性的氢氧化物是__________，写出三者之间两两相互反应的离子方程式______________。

(4)在这些元素中，原子半径最小的是__________，原子半径最大的的是__________(不考虑稀有气体)。

练习3： Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增，已知：

①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；

②Y原子价电子(外围电子)排布为msnmpn；

③R原子核外L层电子数为奇数；

④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。

请回答下列问题：

(1)Z2＋的核外电子排布式是________________________。

(2)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小至大的顺序为__________(用元素符号作答)。

(3)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物熔点__________(填“高”或“低”)。

六：小结