(人教版)高中化学选修3物质结构与性质全册教学案5.pdf

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1、第一章 原子结构与性质教材分析：一、本章教学目标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（13 6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。本章知识分析：本章是在学生已有

2、原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上,介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章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的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现

3、象。注意本章不能挖得很深，属于略微展开。相关知识回顾(必修2)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=o (3)原子组成的表示方法a.原子符号：A z X A zb,原子结构示意图：c.电子式：d.符号 表示的意义：A BCDE (4)特殊结构微粒汇总：无电子微粒 无中子微粒2 e-微粒 8 e-微粒1 0e-微粒1 8 e-微粒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

4、数第一周期22第二周期81 0第三周期81 8第四周期1 836第五周期1 85 4第六周期328 6不完全周期第七周期261 1 8 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个副 族7个第V III族是第8、9、1 0纵行零 族 是 第1 8纵行阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 78罗马数字：I II III IV V V I V IIV III(3)元素周期表与原子结构的关系：周期序数=电子层数主族序数=原子最外层电子数=元素最高正化合价数(4)元素族的别称：第I A族：碱金属 第I IA族：碱土金属第V D A族:卤族元素第0 族：稀有气

5、体元素3、有关概念：(1)质量数：(2)质量数()=(3)元素：具有相同的总称。(4)核素：具有一定数目的原子。(5)同位素：相同而()+()的 原子和一定数目 的不同的同一元素的 原子,互称同位素。(6)同位素的性质：同位素的化学性质几乎完全相同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。(7)元素的相对原子质量：a、某种核素的相对原子质量=b、元素的相对原子质量=练习：用 A 质子数B中子数C 核外电子数D 最外层电子数E电子层数填下列空格。原子种类由决定元素种类由决定元素有无同位素由决定 元 素 原 子 半 径 由决定元素的化学性质由4、元素周期律：(1

6、)原 子层分别用n =决定决定决定核外电子或同位素相对原子质量由 元 素 的 化 合 价 由(2)排布原理：核外电子一般总是尽先从的排布：电 子O来表示从内到外的电子层。排起，当一层充满后再填充。5、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的易难与H 2化合的难易及气态氢化物的稳定性3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质6、比较微粒半径的大小(1)核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越如：H+V IK H-;Fe Fe2+Fe3+Na+Na;C

7、lCl-(2)电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越.如：与He电子层结构相同的微粒：H-Li+Be2+与Ne电子层结构相同的微粒：02-F-Na+Mg2+A13+与A r电子层结构相同的微粒：S2-Cl-K+Ca2+7、电子数和核电荷数都不同的微粒：(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)比较比、P、0 的半径大小8、核外电子排布的规律：(1)(2)(3)第一章 原子结构与性质第一节 原子结构：（第一课时）知识与技能：1、进一步认识原子核外电子的分层排布2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系3、知道原子核外电子的能级分布及其能

8、量关系4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布6、能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排布方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。教学过程：1、原子结构理论发展从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。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、少量的氢以及极少量的锂。其后，经过或

9、长或短的发展过程，氢、氢等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。K复习必修中学习的原子核外电子排布规律：核外电子排布的尸般规律（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2 9 个电子。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3 2个。说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子K思考U这些规律是如何

10、归纳出来的呢？2、能层与能级由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七.能层符号表示 K、L、M、N、0、P、Q.能量由低到高例如：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 旨 K L M N 0 P Q.最多电子数 2 8 18 3 2 5 0.即每层所容纳的最多电子数是：2 n 2（n：能层的序数）但是同

11、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:台匕hits层 KL MN0 .能 级 I s4 f .最多电子数 214 .各 能 层 电 子 数 22 s 2 p 3 s 3 p 3 d2 6 2 6 1 08 1 84 s 4 p 4 d2 6 1 03 25 0 .(1)每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf.(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3 构造原理根据构造原理，只要我们知道原子序数，

12、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：Is 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 p7 s.元素原子的电子排布：(1-3 6 号)氢 H Is l钠 N a Is 2 2 s 2 2 p6 3 s l钾 K Is 2 2 s 2 2 p6 3 s 2 3 p6 4 s l A r 4 s l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，如：铭 2 4 C r A r 3 d 5 4 s l铜 2 9 C u A r 3 d l0 4 s l 课堂练习1、写出1 7 C 1 （氯）、2 1

13、Sc（铳）、3 5 B r （浪）的电子排布氯：Is 2 2 s 2 2 P6 3 s 2 3 P5铳：Is 2 2 s 2 2 p6 3 s 2 3 p6 3 d l4 s 2漠:ls 2 2 s 2 2 p6 3 s 2 3 p6 3 d l0 4 s 2 4 p5根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。2、写出1-3 6 号元素的核外电子排布式。3、写出I 3 6 号元素的简化核外电子排布式。总结并记住书写方法。4、画出下列原子的结构示意图：B e N、N a、N e Mg回答下列问题：在 这 些 元 素 的 原 子 中，最外层电子数大

14、于次外层电子数的有，最外层电子数与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有；L 层电子数达到最多的有，K 层与M 层电子数相等的有。5、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)E K E N E L E M,(2)E 3 S E 2 S E 4 S E IS,(3)E 3 S E 3 d E 2 P E 4 f 。6、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，B元素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第一节 原子结构：(第二课时)知识与技能

15、：1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布2、能用电子排布式表示常见元素(13 6 号)原子核外电子的排布3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理4、知道原子的基态和激发态的涵义5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用教学过程：K 课前练习1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下：(1)根据的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为，除K 层外，其他能层作最外层时，最多只 能 有 电 子。(2)从上表中可以发现许多的规律

16、，如 s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与 相 等。请再写出一个规律。2、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 2 +离子与氟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。K 引入X电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？4、电子云和原子轨道：(1)电子运动的特点：质量极小运动空间极小极高速运动。因此，电子运

17、动来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，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。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9 0%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P x、P y、P z 为符号。P 原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。s 电子的原子轨道都是球形的（原子核位于球心），能层序数，2 越大,原子轨道的半径越大。这

18、是由于I s,2 s,3 s 电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动（提供能量）才能克服地球引力上天，2 s 电子比1 s 电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1 s 大，因而2 s 电子云必然比1 s 电子云更扩散。（2）重点难点 泡利原理和洪特规则量子力学告诉我们：ns 能级各有一个轨道，np 能级各有3 个轨道，nd能级各有5 个轨道，nf能级各有7 个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头tr 来表示。一个原子轨道里最多只能容纳2个电子

19、，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。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。K 练习写 出 5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。K 思考U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。K 思考写出2 4 号、2 9 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？

20、2.电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成 N e 3 S l。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8 号元素氧、第 1 4 号元素硅和第2 6号元素铁的简化电子排布式吗？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、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。(1)N (2)C 1 (3)0 (4)M g2、以下列出的是一些原子的2 p 能级和3 d 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。(4)(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

21、，那一种状态的能量较低？试说明理由。(1)氮原子:(2)钠原子:(3)铭原子:3 d 5 4 s l3 d 4 4 s 24、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种表示方式的共同点和不同点。5、原子核外电子的运动有何特点？科学家是怎样来描述电子运动状态的？以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循的原理。第一节 原子结构：(第3课时)知识与技能：1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理2、知道原子的基态和激发态的涵义3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用 重点难点 能量最低原理、基态、激发态、光谱教学过程：K引入11在日常生活中，

22、我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。提出问题：这些光现象是怎样产生的？问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氨，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他

23、们的知识面。K总结原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。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。K阅读分析X分 析 教 材P8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。阅读P 8科学史话

24、，认识光谱的发展。K课堂练习X1、同一原子的基态和激发态相比较A、基态时的能量比激发态时高C、基态时的能量比激发态时低（）B、基态时比较稳定D、激发态时比较稳定2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（）A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放的焰火C、金属导线可以导电 D、卫生丸久置后消失3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（）A.元素原子的核电荷数 B.原子核外电子的多少C.电子离原子核的远近 D.原子核外电子的大小4、当氢原子中的电子从2 P能级，向其他低能量能级跃迁时（）A.产生的光谱为吸收光谱 B.产生的光谱为发射光谱C.产生的光谱线的条数可能是2条 D.电子的势能将升高

25、.第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质（第1课时）知识与技能1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系教学过程K复习U必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？K课前练习1写出锂、钠、钾、锄、葩基态原子的简化电子排布式和氢、氟、氨、氟、旅的简化电子排布式。一、原子结构与周期表1 周期系：随着元素原子的核电-荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层

26、上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复一这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氮的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氮的最外层电子排布一从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。2、周期表我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？说

27、到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型（教材P 15页）到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行,称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共 有18个纵行，1 6个族。16个族又可分为主族、副族、0族。K思考元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求

28、学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。K总结元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。K分析探索每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布,可把周期表里的元素划分成5个区，除d s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。s区、d区和p区分别有几个纵列？为什么s区、d区和d s区的元素都是金属？元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？基础要点 分析图1-16s区P区d区d s区f区

29、分区原则纵列数是否都是金属区全是金属元素，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。思考 周期表上的外围电子排布称为“价电子层，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？K归纳U S区元素价电子特征排布为n S r 2,价电子数等于族序数。d区元素价电子排布特征为(n-1)d1 0 n s l 2；价电子总数等于副族序数；d s区元素特征电子排布为(n-l)d l 0 n s r 2,价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为n s 2 n p6；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

30、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（钿除外）4 6 Pd K r 4 d l 0,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：2 9 C u 3 d l 0 4 s l1 0+1=1 1尾 数 是1所以，是I B。元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。原子结构与元素的性质（第2课时）知识与技能：1、掌握原子半径的变化规律2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系5、认识原子结构与元素周期

31、系的关系，了解元素周期系的应用价值教学过程：二、元素周期律（1）原子半径K探究X观察下列图表分析总结:元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？K归纳总结X原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。(2)电离

32、能 基础要点 概念1、第一电离能n；态电 性基态原子失去 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。2、如何理解第二电离能1 2、第三电离能1 3、1 4、1 5.?分析下表:K科学探究1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么B e的第一电离能大于B,N的第一电离能大于0,M g的第一电离能大于A l,Zn的第一电离能大于G a?第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系?2、阅读分析表格数据：N aM gA l各级电离能(K J

33、/m ol)4 9 67 3 85 7 84 5 6 21 4 1 51 81 76 9 1 27 7 3 32 7 4 59 5 4 31 0 5 4 01 1 5 7 51 3 3 5 31 3 6 3 01 4 83 01 6 6 1 01 7 9 9 51 83 7 62 0 1 1 42 1 7 0 32 3 2 9 3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？数据的突跃变化说明了什么？K 归纳总结X1、递变规律周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈增大趋势。2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此

34、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 I I 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 1 2 表示），依次类推，可得到1 3、1 4、1 5.同 一 种 元 素 的 逐 级 电 离 能 的 大 小 关 系：I 1 I 2 I 3 I 4 C 1-(9)酸性 H C 1 0 H 2 S0 4 ,碱性：N a O H Mg(O H)2(1 0)第一周期有2*1 2=2,第二周期有2*2 2=8,则第五周期有2*5 2=5 0种元素元素的最高正化合价=其最外层电子

35、数=族序数4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。气态原子失去1 个电子，形成+1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+1 价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用 1 2 表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能(K Jm o l -l)。兀素I I1 21 3N a4 9 64 5 6 26 9 1 2Mg7 3 81 4 5 17 7 3 3(1)分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：元素的电离能和元素性质之间的关系是：(2)分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有

36、关的一些规律。(3)请试着解释：为什么钠易形成N a+,而不易形成N a 2+?原子结构与元素的性质(第3 课时)知识与技能：1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能根据元素的电负性资料，解释元素的对角线”规则，列举实例予以说明3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力教学过程：K复习X 1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？电负性：K思考与交流1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教 材p 2

37、 0页表同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？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？科学探究1 .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I A、V H A元素的电负性变化图。2 .电负性的周期性变化示例K归纳志与总结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

38、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L8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。思 考5 对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似,被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？3 .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，镀和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强

39、弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。4.对角线规则课时作业：题目123456789101112131415答案一、选择题1.居室装修用石材的放射性常用2 2 6 88Ra 作为标准，居里夫人(M a r i eC ur i e)因对Ra 元素的研究两度获得诺贝尔奖。下列叙述中正确的是A.R a C12的熔点比Ca C12高 B.R a 元素位于元素周期表中第六周期H A 族C.一个226 8 8 R a 原子中含有138 个中子 D.R a(0H)2 是一种两性氢氧化物2.下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是()A、D30+B、L i+C O D D、O H3

40、.最近，意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由4个氧原子构成的氧分子，并用质谱仪探测到了它存在的证据。若该氧分子具有空间对称结构，下列关于该氧分子的说法正确的是A.是一种新的氧化物 B.不可能含有极性键C,是氧元素的一种同位素 D.是臭氧的同分异构体4 .下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是()A.N:Is 22s 22p 3 B.S 2-：Is 22s 22p 6 3s 23p 6C.N a:Is 22s 22p 5 3s 2 D.S i:Is 22s 22p 6 3s 23p 25.有四种氯化物，它们的通式为X C12,其中最可能是第H A族元素的氯化物是:A.

41、白色固体，熔点低，完全溶于水，得到一种无色中性溶液，此溶液导电性差B.绿色固体，熔点高，易被氧化，得到一种蓝绿色溶液，此溶液具有良好的导电性C.白色固体，极易升华，如与水接触，可慢慢分解D.白色固体，熔点较高，易溶于水，得无色中性溶液，此溶液具有良好的导电性6 .气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是A.Is 22s 22P 6 3s 23P 2f l s 22s 22P 6 3s 23P lB.Is 22s 22P 6 3s 23P 3-l s 22s 22P 6 3s 23P 2C.Is 22s 22P 6 3s 23P 4-Is 22s 22P 6 3s 23P

42、 3D.Is 22s 22P 6 3s 23P 6 4 s 24 P 2-Is 22s 22P 6 3s 23P 6 4 s 24 P l7 .等物质的量的主族金属A、B、C 分别与足量的稀盐酸反应，所得氢气的体积依次为V A、V B、V C,已知V B=2V C,V A=V B+V C,则在C 的生成物中，该金属元素的化合价为A.+1 B.+2 C.+3D.+48.元素周期表中I A族元素有R 和 R 两种同位素，R 和 R 的原子量分别为a 和 b,R 元素中R 和 R 原子的百分组成分别为x和 y ,则R 元素的碳酸盐的式量是A 2(a x+b y)+6 0B、a x+b y+6 0C

43、(a x+b y)/2+6 0D、a y+b x+6 09.下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是A.半导体材料碑化钱B.吸氢材料镰I 银合金C.透明陶瓷材料硒化锌D.超导材K 3C6 010.X 和 Y 属短周期元素，X 原子的最外层电子数是次外层电子数的一半,Y 位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则 X 和 Y 所形成的化合物的电子式可表示为（）A.X Y B.X Y 2 C.X Y 3D.X 2Y 311.A、B都是短周期元素，原子半径B A,它们可形成化合物A B 2,由此可以得出的正确判断是（）A.原子序数：A N a HC 0 3D、A 1 2 0 31

44、 5 .下列说法中错误的是A、原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数；B、元素周期表中从M B族到H B 族 1 0 个纵行的元素都是金属元素；C、除氨外的稀有气体原子的最外层电子数都是8；D、同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同二、填空题（每空2 分，共 2 4 分）1 6.1 994 年度诺贝尔化学奖授予为研究臭氧作出特殊贡献的化学家。0 3能吸收有害紫外线，保护人类赖以生存的空间。0 3 分子的结构如图5,呈V 型，键角1 1 6.5 o三个原子以一个0 原子为中心，与另外两个。原子分别构成一个非极性共价键；中间0 原子提供2 个电子，旁边两个。原子各提供1 个电子，

45、构成一个特殊的化学键一三个0原子均等地享有这4个电子。请回答：图5 0 3的分子结构（1）臭氧与氧气的关系是（2）选出下列分子与0 3 分子的结构最相似的的是A.H 2 0 B.C 0 2 C.S 0 2 D.B e C 1 2(3)分子中某原子有1 对没有跟其他原子共用的价电子叫孤对电子，那么0 3 分子有 对孤对电子。(4)0 3 分 子 是 否 为 极 性 分 子 (是或否)。(5)0 3 与0 2 间 的 转 化 是 否 为 氧 化 还 原 反 应 (若否，请回答A小题；若是，请回答B小题)A.0 3 具有强氧化性，它能氧化P b S 为P b S 0 4 而0 2 不能，试配平：P

46、b S+0 3 P b S 0 4+0 2B.0 3 在催化剂作用下生成Im o 1 0 2 转移电子数 m。11 7.已知元素的某种性质 X和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值：兀素A 1BB eCC lFL iX的数值1.52.01.52.52.84.01.0兀素MgNa0PSS iX的数值1.20.93.52.12.51.7试结合元素周期律知识完成下列问题：（1）经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断A lB r 3中的化学键类型是 o（2）根据上表

47、给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系;简述第二周期元素（除惰性气体外）的X的数值大小与原子半径之间的关系（3）请你预测B r与I元素的X数值的大小关系 o（4）某有机化合物分子中含有S-N键,你认为该共用电子对偏向于原子（填元素符号）。三、计 算 题（共1 8分）1 8.（8分）某核素Z A X的氯化物X C 1 2 1.1 1 g配成溶液后，需 用I m o l/L的硝酸银溶液2 0 m L才能把氯离子完全沉淀下来，试计算：（DX的质量数。（2）若X的核内中子数为2 0,求3 7 g X C 1 2中所含质子的物质的量是多少？1 9.（1 0分）电解普

48、通水和重水（1 2 H 2 0）的混合物，通电一段时间后，两极共 生 成气体1 8.5 g,体 积 为3 3.6 L（标况下）。求所生成的气体中笈和笊的原子个数比是多少？参考答案:一、选择题题目1234567891 01 11 21 31 41 5答案CDBCDBAACAA CAA BB CA D二、填空题1 6.(1)同素异形体(2)C (3)5 (4)是(5)否 1 4 1 41 7.(1)共价键(2)元 素X的数值越大，元素的非金属性越强(或元素X的数值越小，元素的金属性越强)原子半径越小，X的数值越大(3)B r 大于 I (4)N二、计算题1 8.(1)4 0 (2)1 8 m o

49、l1 9.3 ：1第 二 章 分子结构与性质教材分析本章比较系统的介绍了分子的结构和性质，内容比较丰富。首先，在第一章有关电子云和原子轨道的基础上，介绍了共价键的主要类型。键和n键，以及键参数一键能、键长、键角；接着，在共价键概念的基础上,介绍了分子的立体结构，并根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论对简单共价分子结构的多样性和复杂性进行了解释。最后介绍了极性分子和非极性分子、分子间作用力、氢键等概念，以及它们对物质性质的影响，并从分子结构的角度说明了相似相溶“规则、无机含氧酸分子的酸性等。化 学2已介绍了共价键的概念，并用电子式的方式描述了原子间形成共价键的过程。本章第一节“共价键是在化学2已

50、有知识的基础上，运用的第一章学过的电子云和原子轨道的概念进一步认识和理解共价键，通过电子云图象的方式很形象、生动的引出了共价键的主要类型。键 和“键，以及它们的差别，并用一个科学探究让学生自主的进一步认识。键和五键。在第二节分子的立体结构“中，首先按分子中所含的原子数直间给出了三原子、四原子和五原子分子的立体结构，并配有立体结构模型图。为什么这些分子具有如此的立体结构呢？教科书在本节安排了价层电子对互斥模型和杂化轨道理论”来判断简单分子和离子的立体结构。在介绍这两个理论时要求比较低，文字叙述比较简洁并配有图示。还设计了思考与交流”、科学探究等内容让学生自主去理解和运用这两个理论。在第三节分子的