归纳与整理名师教学设计

高中化学人教版选修三 第一章

原子结构与性质

归纳整理

教学设计

知识与技能目标：

1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。

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.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。

4.了解电负性的概念并能用以说明元素的某些性质。

过程与方法目标：复习与延伸，类比和归纳法。

情感态度价值观：认识原子结构发展历程，感知科学发展是一个不断充实的过程。

教学过程：

［ppt展示］本节考纲要求——提示同学按要求着重听课复习。

［ppt展示］展示第一章

原子结构和性质

知识网络图——引导同学建立自己的知识框架。

一、原子结构——核外电子排布

1．能层与能级

能层(n) 能层符号

能级

最多容纳电子数

2.原子轨道

(1)轨道形状

①s电子的原子轨道呈球形对称。

②p电子的原子轨道呈哑铃形。

(2)各能级上的原子轨道数目

能级

原子轨道数

(3)能量关系

①相同能层上原子轨道能量的高低：ns

②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s…

③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。

一

K 1s 2 2 2s 2 8 二

L 2p 6 3s 2 三

M 3p 6 18 3d 10 4s 2 4p 6 32 四

N 4d 10 4f 14 …

…

…

…

…

n

…

…

…

2n2

ns 1 np 3 nd 5 nf 7 …

…

3．基态原子核外电子排布依据

(1)能量最低原理

原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

(2)泡利原理

1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。

(3)洪特规则

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，且自旋方向相同。

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)或全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s。

［课堂示例］利用Fe的核外电子排布图分析核外电子排布

4.基态、激发态及光谱

（1）基态原子

（2）激发态原子

（3）原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或放出不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素的种类，称为光谱分析。

［课堂练习］

二、

原子结构与元素性质

1.元素周期表结构复习（利用周期表分析-师生共同完成）

2.元素周期表的分区

2262651

3.元素周期律

（1）原子半径

呈现原子半径图示，引导学生分析原子半径的周期性变化。

规律：

①最外层电子数同时：电子层数越多,原子半径越大。

②电子层相同时：核电荷数越大，原子半径越小。

③核电荷数都相同时：电子数越多，原子半径越大

(2)电离能

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的最低能量。

分析电离能的周期性递变规律。

（3）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。

递变规律: ①同一周期主族元素：电负性从左到右逐渐增大。

②同一主族元素：电负性从上到下呈现减小趋势。

电负性的意义：

①判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱，

电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。

X＞1.8非金属 X＜1.8金属 X＝1.8类金属

②判断共价键的极性强弱 ③

判断化学键的类型 一般来说，△X＞1.7 离子键；△X ＜ 1.7 共价键；

④判断共价化合物中元素的化合价的正负

电负性小者显正价，电负性大者显负价

［归纳总结］利用周期表总结元素周期表及周期律

［课堂练习］

［教学反思］本节课对第一章知识进行了归纳整理，培养学生建立知识网络，由于内容多，还是放手让学生总结的少，课后应加强学生的针对性训练。