归纳与整理教学设计模板

1．了解原子结构的构造原理，知道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。

2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 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，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。

复习回顾

1.

原子序数：含义： （1）

原子序数与构成原子的粒子间的关系：

原子序数＝ ＝ ＝ ＝ 。

（2）

表示的意示： A B C D E 2.

元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。

（2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数

第一周期 第二周期 短周期

第三周期 周期

第四周期

（共七个）

第五周期 长周 第六周期 期

不完全周期

第七周期

②族 族序数

罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。

主族 7个

族

（共

18 个）

副族 7 个

第VIII族是第8、9、10纵行

零族是第 18 纵行

阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8 罗马数字： （3）元素周期表与原子结构的关系：

①周期序数＝

电子层数

②主族序数＝

原子最外层电子数＝元素最高正化合价数

(4)元素族的别称：①第ⅠA族：碱金属 第ⅠIA族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素 ③第0族：稀有气体元素 3、

有关概念：

（1）

质量数＝ ＋ （2）

核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。 （3）

同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。

（4）

同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同

②在天然存在的某种元素里，

无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。

（5）

元素的相对原子质量：

4、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据

金属性强弱

非金属性强弱

1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱

最高价氧化物对应水化物酸性强弱

2、与水或酸反应，置换出H的易难

3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属

5、比较微粒半径的大小

(1)同主族的元素,半径从上到下 (2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl Na (3)比较Ge、P、O的半径大小

知识新授

一、能层（电子层）与能级（电子亚层）

第一、二、三、四、五、六、七……能层

符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高

每层所容纳的最多电子数是：2n(n：能层的序数) 但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F) 能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：

能 层 K L M N O ……

能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……

最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……

各能层电子数 2 8 18 32 50 ……

（1）

每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

2- +与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性

活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

（2）

任一能层，能级数=能层序数

（3）

s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍

三、构造原理

（一）能量最低原理

根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。

即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……

钾 K 1s2s2p3s3p4s 【Ar】4s

有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差。

（二） [重点难点]泡利原理和洪特规则

一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。

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，这个规则是洪特规则。

〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。

2262611

〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。

它们是否符合构造原理?

洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。

[课堂练习] 1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布

氯：

钪：

溴：

2、写出1—36号元素的核外电子排布式或简化核外电子排布式。

3、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则

（1）A元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序数为 ；

（2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式 。

4、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。

(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg

二、电子云和原子轨道：

电子运动的特点：①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。

概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。

S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。

三、基态与激发态

处于最低能量的原子叫做基态原子。

当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能

2＋

量的重要形式之一。

不同元素的原子发生跃迁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吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

四、元素周期表分区

分区原则

纵列数

是否都是金属

s区

p 区

d 区

ds 区

f 区

区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。

〖归纳〗S区元素价电子特征排布为ｎS，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~101~2ns；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价1~2电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。

（1）原子核外电子总数决定所在周期数；周期数=最大能层数（钯除外）46Pd [Kr]4d,最大能层数是4，但是在第五周期。

（2）外围电子总数决定排在哪一族

如：29Cu 3d4s 10+1=11尾数是1所以，是IB。

五、电离能

1、递变规律

第一电离能

周一周期

从左往右，第一电离能呈增大的趋势

同一族

从上到下，第一电离能呈减小趋势。

101102、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。

3．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叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

4、Be有价电子排布为2s，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s2p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？

Mg：1s2s2p3s2262 22P:1s2s2p3s3p

22623那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。

5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

六、电负性 1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。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”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。

2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

3、对角线规则