归纳与整理教案及板书设计

新课标高中化学选修3教案

第一章

原子结构与性质

一. 原子结构

原子的诞生: 现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。宇宙的年龄至今有140亿年了, 但H 仍然是宇宙中最丰富的元素. 地球上的元素绝大多数是金属, 非金属(包括稀有气体)仅22种

〖复习〗核外电子排布的一般规律

(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。

(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。

(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。

(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。

〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？

1、能层与能级

我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异, 可以将核外电子分为不同的能层, 由内而外可以分为：

第一、二、三、四、五、六、七……能层

例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：

能

层

一

二

三

四

五

六

七……

符

号

……

容纳最多电子数

2

8

18

32

50……

即每层所容纳的最多电子数是：

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)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。

能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：

各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：

能 层

一

二

三

1 四

五

六

七

(n) 符 号

能 级(l) 最 多

电

子

数

K 1s 2 2 2s 2 8 L 2p 6 3s 2 M 3p 6 18 3d 10 4s 2 4p 6 N 4d 10 32 4f 14 5s 2 O …

…

……

P Q ……

……

2n2

注意: (1) 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

(2)

任一能层的能级数=该能层序数

(3)

s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍

(4) 不同能级的能量关系:

①能层相同时:

②不同能层, 能级符号相同时,

例1. 比较下列多电子原子的能级的能量高低

① 2s 3s ②2s 3d ③3p 3s ④4f 6f⑤3d 4s 例2、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：

（1）

EK

EN

EL

EM

，

（2）E3S

E2S

E4S

E1S

，

（3）E3S

E3d

E2P

E4f

。

2、构造原理及应用

(1) 、构造原理: 随着原子

的递增, 绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循以下的排布顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……

如图

(2) 应用:

①电子排布式：

例1根据构造原理写出下列原子或离子的核外电子排布式

O

;

Ca

;

S2-

;

Fe

;

Fe2+

;

Al3+

;

17Cl（氯）

29Cu:

; 21Sc(钪)

; 35Br-_

;

;

24Cr :

电子排布遵守构造原理, 但有例外

2

②

简化电子排布式

例K : 【Ar】4s1

如Na

Fe

练习:

写出下列元素原子的简化电子排布式

O

; Si

; Fe

; Br

; 38Sr

; 52Ti

; 25Mn

; ③

外围(价电子) 电子排布式

例:

写出下列元素原子的外围电子排布式

Cl :

;

Fe:

;

P:

; K

;

Al:

;

Si:

; S:

; 29Cu:

;

24Cr :

[练习]1. 根据要求完成填空:

(1)

写出具有下列电子排布的微粒的核电荷数, 元素符号及原子结构示意图

A原子

1s22s22p5

.

.

B- 1s22s22p63s23p6

.

.

C原子[He]2s22P3

.

.

(2) 外围电子排布为3d54s2的原子, 其原子结构示意图为

, 其最高价为

2、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。

（1）A元素的元素符号是

，A元素原子核外电子排布式为

B元素原子外围电子排布式为

, B元素原子的原子结构示意图为_________

（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是__

_____

_。

4、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C2＋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元素原子的简化电子排布式为

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

。

3、电子云和原子轨道：

(1)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。

因此，电子运动不能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。概率

3

分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。

(2) 原子轨道: ①定义：

常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，这种电子云轮廓图成为原子轨道。

②原子轨道的形状及原子轨道数目

S能级的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。ns能级各有

个原子轨道

P能级的原子轨道是纺锤形的，nP能级各有

轨道，它们互相垂直，能量相同, 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。

d 能级的原子轨道是梅花形的，nd能级各有

轨道，能量相同, f能级的原子轨道形状更复杂，nf能级各有

轨道，能量相同,

(2) 泡利原理和洪特规则

泡利原理: 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，用箭头“↑↓”来表示。

洪特规则:

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，

(3) 电子轨道表示式:

练习: 书写下列各原子的价电子轨道表达式

N

; S

; K

;

Fe

; 25Mn

;

练习: 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。练习：

1、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

4

2、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。

(1)

↑

↑

↑

↑

↓

↓

(3)

↑

↓↑

↑

(2)

↑↑

(4)

↓

↑

↑

↑

↑

(5)

↑

↑

↑

↓

↓

↑

6)

(↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

违反泡利不相容原理的有

，违反洪特规则的有

。

3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。

(1)氮原子：A．

B．

↓↑

↓↑

↓↑

↑

↑

↑

↑

2s

2p

2s

2p

(2)钠原子：A．3s1

B．3p1

(3)铬原子：A．3d54s1

B．3d44s2

4、下列元素原子的电子排布式各违背了哪一规律? ①

6C 1s22s22p2x ②21Sc 1s22s22p63s23p63d3

③

24Ti1s22s22p63s23p10

④29Cu1s22s22p63s23p6

小结: 1. 核外电子排布遵从三个规则

①能量最低原理,即构造原理

②泡利原理: 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

③洪特规则: 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，

④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。

2. 各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：

能

层(n)

符 号

能 级(l) 每个能级的轨道数

最多容纳电子数

…

……

……

2n2

一

二

三

四

五

…

六

七

……

3. 核外电子排布的表示方法总结(以Na为例) ①原子结构示意图 ②电子排布式 ③

简化电子排布式

④外围电子排布式 ⑤轨道表示式

4. 电子排布的特殊性: Cr , Cu

二. 原子结构与元素周期表

5

课前复习：

2、 ，叫做元素周期律，在化学（必修2）中元素周期律主要体现在 、 、 、 等的周期性变化。

3. 写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的电子排布式和简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。

碱金属

周期

锂

钠

钾

铷

銫

（一）、原子结构与周期表

1、元素周期系：

(1) 元素周期系的形成: 随着元素原子的 递增, 每到出现 , 就开始建立一个新的 ,随后最外层上的电子逐渐增多, 最后达到 个电子, 出现 , 然后又开始由 到 , 如此循环往复形成元素周期系. 可见元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生 的重复. 2、核外电子排布与周期的划分

根据构造原理, 将能量相近的能级分为一组, 按能量由低到高可分为七个能级组, 同一能级组内, 各能级能量相差较小, 各能级组之间能量相差较大

①每一能级组对应一个周期

②周期 . 能级组 . 元素数目的对应关系

周期

对应能级组

对应能级组电子最大容量

一

二

三

四

五

六

1、元素周期表中的周期是指 ；元素周期表中的族是指 基态原子的电子排布式和简化电子排布式

1s2s或[He] 2s

2110族

周期

氦

氖

氩

氪

氙

基态原子的电子排布式和简化电子排布式

二

周期中所含元素的数目

2 8

6 1s

2s . 2p

3s . 3p

七

3. 核外电子排布与族的划分: 族的划分依据是原子的价层电子排布

族

价电子排布

最高正价

ⅠA

ⅡA

ⅢA

ⅣA

ⅤA

ⅥA

ⅦA

0族

过渡元素的价电子排布

族

价电子排布

最高正价

(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同, 价电子全部排布在ns或ns np轨道上,价电子数与族相同

(2)稀有气体的价电子排布为1s或 (3) 过渡元素同一纵行原子的价层电子排布基本相同,价电子排布为(n―1)dⅢB∽ⅦB族的价电子数与族序数相同, 4. 元素周期表的分区

按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。

元素的分区和族

(1) s 区: (2) p区:(3) d区: (4) ds区: , 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属和少数金属; , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属; , (n-1)d全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , 过渡金属(d 1―102ⅢB 3d4s12 ⅣB 3d4s

22ⅤB 3d4s

=族数

32ⅥB 3d4s

=族数

51ⅦB 3d4s

=族数

52Ⅷ

3d6∽8ⅠB 4s

2ⅡB 13d4s

>族数

103d4s

=族数

102=族数

=族数

< 族数

ns1―2

和ds区金属合起来,为过渡金属); (5) f区: 总结: 1. 周期表分区

分区

s区

p 区

, 包括 元素, 称为内过渡元素或内过渡系. 元素分布

ⅠA . ⅡA

ⅢA∽ⅦA和0族

ⅢB∽Ⅷ

外围电子排布

ns1∽2 价电子数与族的关系

价电子数等于族序数

元素性质特点

除H外都是活泼金属

最外层电子参与反应

价电子总数等于主族序数(0族除外)

d 区

ⅢB∽ⅦB价电子总数等于副族序数

d轨道也不同程度的参与化学键的形成

ds 区

f 区

ⅠB∽ⅡB

镧系和锕系

价电子总数等于所在的列序数；

金属元素

7 镧系元素化学性质相

近; 锕系元素化学性质相近; 2.

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。

3. 周期数=最大能层数（钯除外）46Pd [Kr]4d,最大能层数是4，但却在第五周期。

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。

【练习】

1、外围电子构型为4f5d6s元素在周期表中的位置是 (

71210110

) A、第四周期ⅦB族 B、第五周期ⅢB族 C、

第六周期ⅦB族 D、

第六周期ⅢB族

2、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( ) A、在化合物中呈+2价 B、单质使水分解、放出氢气

C、氢氧化物呈两性

D、

碳酸盐难溶于水

3. 某元素的原子序数为29 , 试问:

(1) 该元素原子的电子排布式为

, 外围电子构型是

. (2) 该元素原子有

个电子层, 有

个能级, 有

个轨道

(3) 它在周期表中的位置是

, 属于

区, 有

个未成对电子

. 完成下表空白处

原子序数

15

1s22s22p63s23p4

第二周期VA族

电子排布式

在周期表中的位置

是金属还是非金属

最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性

气态氢化物的化学式

4. 具有如下电子层结构的原子, 其相应元素一定属于同一主族的是

A.3p能级上有2个未成对电子的原子和4p能级上有2个未成对电子的原子

B. 3p能级上只有1个空轨道的原子和4p能级上只有1个空轨道的原子

C. 最高能层电子排布为1s的原子和最高能层电子排布为4s的原子

D. 最高能层电子排布为1s的原子和最高能层电子排布为2s2p的原子

5. 下列各组原子中, 彼此化学性质一定相似的是

A. 原子核外电子排布式为1s的X原子和原子核外电子排布式为1s2s的Y原子

B. 原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子

C. 2p轨道上有一个未成队的电子的X原子与3p轨道上有一个未成队的电子的Y原子

D.最外层都只有一个电子的X . Y原子

6. 下列为周期表的一部分, 其中的编号代表对应的元素, 请回答下列问题:

8 22222622

(1) 表中属于d区的元素是 (填编号) (2) 表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子名称为 (3) 某元素的特征电子排布式为nsnpn n + 1 , 该元素原子的核外电子层电子的孤对电子对数为 ; 该元素与元素①形成的分子X的空间购型为 (4) 某些不同族元素的性质也有一定的相似性, 如表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质. 请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式

(二). 原子结构与元素的性质

1. 元素周期律

①原子半径 〖探究〗观察下列图表分析总结：

9

同周期主族元素从左到右，原子半径依次减小; 同主族元素从上到下，原子半径依次增大

电离能

1.

电离能的定义、第一电离能I1： 态

原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。

同一元素的第二电离能 第一电离能。

解释: 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

2、第一电离能的意义:

衡量元素的原子失去一个电子的难易程度, 第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。

3、元素第一电离能的变化规律

同周期, 从左往右，第一电离能呈增大的趋势,但有反常

同一族, 从上到下，第一电离能逐渐减小

解释: 1. 同主族, 同周期元素

原子的第一电离变化规律

2. 为什么Be的第一电离能大于B，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

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于Ga？ 答: 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？

3、电离能的应用:

(1)确定元素核外电子的排布

(2) 确定元素在化合物中的化合价

(3) 判断元素的金属性和非金属性强弱 例1: 阅读分析表格数据：

Na 496 4562 各级电离能(KJ/mol) 6912 9543 13353 16610 20114 数据的突跃变化说明了什么？

答: 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。

电离能变化规律

【练习】

1、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是

A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br 2+2+2+---C．Mg、Al、Zn D．Cl、Br、I 2、失去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。

右图 是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是

3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 (

) 23252426A nsnp B nsnp C nsnp D nsnp

（1）每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束

（2）f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素

（3）铝的第一电离能大于K的第一电离能

（4）B电负性和Si相近

（5）已知在20C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol （6）气态O原子的电子排布为：

↑↓ ↑↓ ↑↓

↑

↓

，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol

11 022Mg 738 1415 7733 10540 13630 17995 21703 Al 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293 思考: 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？

（7）半径：K>Cl

（8）酸性 HClO>H2SO4

，碱性：NaOH > Mg(OH)2

（9）第一周期有2*1=2，第二周期有2*2=8，则第五周期有2*5=50种元素

（10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数

－12、下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol）。

元素

Na Mg ＋222+-I1

496 738 2+I2

4 562 1 451 I3

6 912 7 733 2＋3+请试着解释：为什么钠易形成Na，而不易形成Na？为什么镁易形成Mg，而不易形成Mg？

电负性

1.键合电子和电负性的含义

(1)、元素相互化合时, 原子中用于形成 叫键合电子；

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(2)、用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小.电负性越大的原子, 对 的吸引力 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。 2. 标准: 以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准, 得出各元素的电负性, 金属的电负性一般小于1.8， 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”则在1.8左右，他们既有 性又有 性。

3. 变化规律

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。

说明: 同一元素的不同价态有不同的电负性如Fe和Fe的电负性分别为1.83和1.96

解释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。

解释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。

4. 应用: (1)判断金属性和非金属性强弱

例: 根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？

(2)判断化学键的类型

一般认为: 如果两种成键元素原子之间的电负性差值大于1.7 , 它们之间通常形成离子键; 如果两种成键元素原子之间的电负性差值小于1.7 , 它们之间通常形成共价键; (3) 解释对角线规则: 某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近, 性质相似，被称为对角线原则

2+3+

请查阅电负性表给出相应的解释？

[思考1]在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，

例: 查表说明NaH中H元素的化合价

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练习、根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。

【练习】

1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是 A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大 B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大

C．电负性越大，金属性越强 D．电负性越小，非金属性越强

2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( ) A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价

B、第一电离能可能Y小于X C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的

D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX 3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ ） A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金

【课后作业】

1、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（ ）

A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性

C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能

2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ） A．Na > K > Rb B．N > P > As C．O > S > Cl D．Si > P > Cl 3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ ） A．碱性：NaOHMg>Al D．还原性：Na>Mg>Al

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