归纳与整理教案2

《原子结构与元素的性质》复习课

教学设计

授课人：冯雪梅

教学目标：

知识与技能：

⑴进一步了解原子核外电子的能级分布，巩固用电子排布式表示常见的元素（1～36号）元素的原子核外电子的排布，进一步认识原子核外电子的运动的状态；

⑵进一步了解元素电离能、电负性的含义，并能用以说明元素的某些性质；

⑶进一步学会知识系统化的方法，学会归纳与整理。

过程与方法：利用图片、表格等方式对知识进行归纳与整理，利用典型例题对每个知识点加以巩固，从而培养学生的解题能力。

情感态度与价值观：让学生将所认识微观原子结构的周期性变化的知识应用到宏观元素性质的递变性，让学生在知识的迁移上有所提升。

教学重点：

原子核外电子排布，电离能、电负性及其应用

教学难点：原子核外电子排布，电离能、电负性及其应用

教学过程：

[讲述]通过本章的学习，我们已经初步建立了电离能、能级、能量最低原理、原子轨道、电负性等概念，学习了用能级图表示核外电子的排布，知道了原子结构的周期性变化规律，来学习元素性质的递变性。现从两个方面进行归纳与整理。

[归纳与整理一]原子结构

1、原子核外电子运动特征：

⑴能层与能级

能层：K、L、M、N、O、P、Q……

能级：第n能层就有n个能级，分别用s、p、d、f…来表示，其符号表示为ns、pp、nd、nf…，能量高低可以顺序为ns＞np＞nd＞nf…

⑵电子云和原子轨道

电子云：一段时间内电子运动情况的统计结果，表明电子在原子核外某空间

出现的机会的多少，其中s电子云为球形，p电子云为纺缍形。

原子轨道：电子云所包围的空间。

能层n

符号

能级

轨道数

最多容纳的电子数

一

K

s

1

2

2

s

1

2

二

L

p

3

6

8

s

1

2

p

3

6

18

三

M

d

5

10

s

1

2

p

3

6

四

N

d

5

10

32

f

7

14

2n2

2、原子核外电子排布规律

⑴构造原理——核外电子填入轨道的顺序[通式：ns( n-2)f (n-1)d np] 第一能级

1s 第二能级

2s 2p 第三能级

3s 3p第四能级

4s 3d 4p

第五能级

5s 4d 5p第六能级

6s 4f 5d 6p 第七能级

7s 5f 6d 7p第八能级

……

①从第四能层开始，该能层的ns与np能级之间插入了(n-1)层的d能级；

②第六能层开始还插入(n-2)f，其能量关系是：ns＜(n-2)f ＜

(n-1)d ＜np; ③构造原理通式的应用（解释核外电子排布规律、最外层电子排列规律、周期元素数等）。

⑵泡利原理：电子排入同一能级的不同轨道时，电子总是优先占据一条轨道，。一条轨道只能容纳2个电子，且运动自旋方向相反。

⑶洪特规则：能级处于全空、全满或半满状态时，能量处于较低状态。

3、基态原子核外电子的表示方法：

[练习]下列电子排布图分别违背了什么原理？

2、已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。

3、试确定32号元素在周期表中的位置。

4、写出下列微粒的电子排布式：

5、

Cu

Fe

Cr

Fe3+

Mn

Cu2+

[归纳与整理二]元素周期表与元素周期律

一、周期表的分区与原子的价电子排布的关系

分区

s区

p区

d区

ds区

f区

元素分布

ⅠA族、ⅡA族及He ⅢA族～ⅦA族、0族

ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族

ⅠB族、ⅡB族

镧系、锕系

(除钯外)

(n－2)f0～14外围电子排布

(n－1)d02ns2

～典例1、第四周期中，未成对电子数最多的元素是

。(填名称) (1)它位于第

族。

(2)核外电子排布式是

。

(3)它有

个能层，

个能级，

有

种运动状态不同的电子。

(4) 属于

分区。

二、元素周期律

元素性质随原子序数的递增发生周期性变化的规律，称为元素周期律。

三、元素的性质：包括主要化合价、原子半径、元素的金属性与非金属性、电负性、第一电离能。元素性质周期性变化是原子结构周期性变化的必然结果。

⑴元素的原子半径

原子半径的大小取决于能层数、原了序数两个因素。电子的能层数越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径越大；原子序数越大，则核对电子的引力越大，使原子半径越小。

⑵元素的电离能

①概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的能量，叫做电离能，用符号I表示，单位是kJ/mol。电离能反映了不同元素的原子失去电子的难易，

同时也与元素的金属性强弱密切相关。

②第一电离能：处于基态的气态原子生成+1价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号I1表示。每个周期的第一个元素第一电离能最小，

最后一个元素的第一电离能最大。同族元素从上至下，元素的第一电离能逐渐减小。

[注意]第一电离能变化曲线中的“凸”点（ns2、ns2np3、ns2np6，）与“凹”点（ns2np1、ns2np4）及其原因。

③意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子失电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，即元素在气态时的金属性越强。

典例2：(1)N、O、S中第一电离能最大的是

(填元素符号)。

(2)镁所在周期中第一电离能最大的主族元素是

。

(3)第一电离能：Si

S(用“>”或“<”填空)。

⑶元素的电负性

①概念：电负性是原子在化学键中对键合电子吸引能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。

②x变化规律：同周期元素，从左至右，电负性增大；同族，从上向下，电负性变小。

③意义。用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。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”电负性的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。

一般情况下，金属的电负性越小，非金属的电负性的越大，金属与非金属的电负性差值越大越容易形成离子键，电负性相差越小，越容易形成共价键。

对角线规则：右下方(左上方)主族元素电负性相差不大，元素的性质相似。

典例3：根据信息，回答下列问题：

(1) 已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：

元素

电负性

元素

电负性

Al 1.5 Mg

B 2.0 N 3.0 Be 1.5 Na 0.9 C 2.5 O 3.5 Cl 3.0 P 2.1 F 4.0 S 2.5 Li 1.0 Si 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。

①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是

；

②通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围

；

小结：原子结构与元素性质的递变性：

项目

原子核外电子排布

同周期（从左至右）

能层数 ；最同主族（从上至下）

最外层电子数 能

外层电子数 层数 ；

原子半径

元素第一电离能

元素的电负性

巩固训练：

1、按电子的排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于p区的

（ ） A.Fe B.Mg C.P D.La 2、某元素原子价电子构型，3d54s2，其应在（ ）

A.第四周期ⅡA族 B.第四周期ⅡB族

C.第四周期ⅦA族 D.第四周期ⅦB族

3、某元素电子构型为[Xe]4f14s2,其应在 ( ) A.s区 B.p区 C.d区 D.f区

4、某元素原子的价电子构型为3d54s1,它属于四周期,d区元素,最高的化合价为 元素符号是 。

5、价电子满足4s和3d为半满的元素是( ) A. Ca B. V C. Cr D.Cu

课后作业：完成讲学稿课后习题

教学反思：

一、分析教材

本节课是在必修2第一章《物质结构

元素周期律》, 选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素性质的关系，为后阶段学习元素周期律和分子结构奠定了基础。尽管本节内容比较抽象，学生学起来有困难，但教科书在内容编排上注重了由易到难层层深入，能够激发和保持学生的学习兴趣。

二、分析学生

1、知识技能方面：学生已学习了原子结构及元素周期表的相关知识和元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性变化等知识，为 （0族除外）

依次增大

呈递增趋势

依次增大

逐渐减小

逐渐减小

学习本节奠定了一定的知识基础。

2、学法方面：在必修2第一章《物质结构

元素周期律》的学习过程中已经初步掌握了理论知识的学习方法——逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法，具有一定的学习方法基础。

根据以上两个分析，我确定本课教学重点和难点。

本节课，我充分体现以学生为主体的教学原则，由浅入深不断地设置问题，鼓励学生观察、交流、归纳，让学生在自主探索与合作交流中获得了新知，充分发展了学生的思维能力，培养了学生思维的灵活性。我重视创建具体的情景，让学生在我创设的情景中学习。引起学生的兴趣，调动了学生的情感投入，同时也激活了学生原有的知识和经验，以此为基础展开想象和思考，学会本节课的重难点知识。