2023年人教版高中化学选修3物质结构与性质全册教学案.pdf

《2023年人教版高中化学选修3物质结构与性质全册教学案.pdf》由会员分享，可在线阅读，更多相关《2023年人教版高中化学选修3物质结构与性质全册教学案.pdf（92页珍藏版）》请在淘文阁 - 分享文档赚钱的网站上搜索。

1、（人教版）高中化学选修3物质结构与性质全册教学案.t x t懂得放手的人找到轻松，懂得遗忘的人找到自由，懂得关怀的人找到幸福！女人的聪明在于能欣赏男人的聪明。生活是灯，工作是油，若要灯亮，就要加油！相爱时，飞到天边都觉得踏实，由于有你的牵挂：分手后,坐在家里都觉得失重，由于没有了方向。（人教版）高中化学选修3 物质结构与性质所有教学案第一章 原子结构与性质教材分析：一、本章教学目的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，能用电子排布式表达常见元素（1 3 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

2、解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。4.结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：本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步进一步地研究原子的结构，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，本章按照课程标准规定比较系统而进一步地介绍了原子结

3、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爱好，重视培养学生的科学素养，有助于增强学生学习化学的爱好。通过本章的学习，学生可以比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上结识物质构成的规律,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=。（3）原子组成的表达方法a .原子符号：Az X A zb.原子结构示意图：c,电子式：d.符号 表达的意义：A B C DE

4、（4）特殊结构微粒汇总：无电子微粒 无中子微粒2 e-微粒 8e-微粒10e-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 族元素的原子序数第一周期 2 2第二周期 8 1 0第三周期 8 18第四周期183 6第五周期1854第六周期 3 2 86不完全周期第七周期 26 118族 族序数罗马数字 用表达;主族用A 表达；副 族 用 B 表达。主 族 7 个副 族 7 个第 V I I I 族是第8、9、1

5、 0 纵行零 族 是 第 1 8 纵行阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8罗马数字：I II I I I IV V V I VI I VIII(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 I A族:碱土金属第VDA族：卤族元素 第 0 族:稀有气体元素3、有关概念：(1)质量数：质 量 数()=()+()(3)元素：具有相同 的 原子的总称。(4)核 素：具有一定数目的 和一定数目 的原子。(5)同位素：相同而 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

6、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，各种元素所占的比例是不变的。(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同位素相对原子质量由决定元素原子半径由决定元素的化合价由决定元素的化学性质由决定4、元素周期律:分别用n=来表达从内到外的电子层。原子核外电子 的 排布电 子或（2）排布原理：核外电子一般总是尽先从排起，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11、最高价氧化物相应水化物

7、碱性强弱最高价氧化物相应水化物酸性强弱2、与水或酸反映，置换出H的易难由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+H F e 2+F e 3 +N a+N a;C 1 C 1 -（2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越.如：与H e电子层结构相同的微粒：H-L i +B e 2 +与N e 电子层结构相同的微粒：0 2-F-N a+M g 2+A 1 3+与Ar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：

8、(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 C 1 -Na+(3)比较Ge、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、进一步结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量关系4、能用符号表达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,能用构造原理结识原子的核外电子排布6、能用电子排布式表达常见元素（1 36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

9、。情感和价值观：充足结识原子结构理论发展的过程是一个逐步进一步完美的过程。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通过多次演变,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、少量的氮以及很少量的锂。其后，通过或长或短的发展过程，氢、氮等发生原子核的熔合反映,分期分批地合成其他元素。K复习H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）

10、。（2）原子核外各电子层最多容纳2 9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1 8 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。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1 8 个电子R 思考2这些规律是如何归纳出来的呢？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.能层符号表达 K、L、M、N、0,P、Q.能量由低到高例如:钠原子有1 1 个电

11、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，电子总是尽也许先从内层排起，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 K L M N 0 P Q.最多电子数 2 8 1 8 32 50.即每层所容纳的最多电子数是：2 n2（n：能层的序数）但是同一个能层的电子，能量也也许不同，还可以把它们提成能级（$、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同样的。能级的符号和所能容纳的最多电子数如下:能层KLM0.能 级 1 s2 s

12、2 p 3 s 3 p 3d4s 4p 4d 4 f最多电子数2 2 62 6 1 02 6 1 0 1 4各 能 层 电 子 数 2 81 83250 .（1）每个能层中，能级符号的顺序是n s、n p 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，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：1 s 2 s 2 P 3s 3 P 4 s 3 d 4p 5 s 4d 5p 6s 4 f 5 d 6p 7s.元素原子的电子排布：（1-3 6 号）氢 H 1 s i钠 N

13、a I s 2 2 s 2 2 p 6 3s l钾 K 1 s 2 2 s 2 2 p 63s 2 3 p 64s l A r 4s 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 4c r A r 3 d 5 4 s 1铜 2 9Cu A r 3d l 0 4 s i 课堂练习1、写出1 7c 1（氯）、2 1 S c（铳）、35B r （澳）的电子排布氯：I s 2 2 s 2 2 P 6 3 s23 P5铳:ls 2 2 s 2 2 p 63s 2 3p 63d 1 4s 2溪：1 s 2 2 s 22 p 6 3 s23p6 3 dl 0 4s 2 4p5根据

14、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 1-36号元素的核外电子排布式。3、写 出 136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、Ne、M g回答下列问题：在这些元素的原子中，最外层电子数大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层电子数达成最多的有，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)EK EN EL E M ,(2)E3S E2S E4S E1S,(3)E3

15、S E 3d E2P E4f。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一第一节 原子结构：(第二课时)知识与技能：1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理结识原子的核外电子排布2、能用电子排布式表达常见元素(1 36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取或发射光谱，了解其简朴应用教学过程：K课前练习1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布提成不

16、同的能层，同一能层的电子,还可以提成不同的能级。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，原子核外电子可以提成不同的能层，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,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，己知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+离子与就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(D A元素在周期表中

17、的位置是，B元素的原子序数为；(2)写出C和 D的单质发生反映的化学方程式。R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，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用记录的观点来描述。我们不也许像描述宏观运动物体那样,拟定一定状态的核外电子在某个时刻处在原子核外空间如何,而只能拟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,

18、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。这是由于Is,2s,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,打个比方,神州五号必须依靠推动（提供能量）才干克服地球引力上天，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1s电子云更扩散。（2）重点难点 泡利原理和洪

19、特规则量子力学告诉我们：n s能级各有一个轨道,np能级各有3个轨道，n d能级各有5个轨道，n f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 t I”来表达。一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，并且自旋方向相反，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，并且自旋方向相同，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思考下列表达的是第二周期中一些原子的核外电

20、子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。R思考II写出2 4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？2.电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成 Ne 3S1。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14号元素硅和第26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、用轨道表达式表达下列原子的价电子排布。(1 )N (2)C 1 (3)0 (4)M

21、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。(1)(2)(3)(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.2 s 2 p 2 s 2 p(2)钠原子:A.3 s 1 B.3 p l(3)铭原子：A.3 d 5 4 s l B.3 d 4 4 s 24、核外电子排布式和轨道表达式是表达原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种表达方式的共同点和不同点。5、原子核外电子的运动有何特点？科学家是如何来描述电子运动状

22、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取或发射光谱，了解其简朴应用 重点难点 能量最低原理、基态、激发态、光谱教学过程：K引入在平常生活中，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:运用录像播放或计算机演示平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：这些光现象是如何产生的？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结识光产生的

23、因素。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，并运用这些概念解释光谱产生的因素。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氢,化学研究中运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在最低状态，简称能量最低原理。处在最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸取能量后，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

24、形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸取或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸取光谱或发射光谱，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,常运用原子光谱上的特性谱线来鉴定元素，称为光谱分析。K 阅读分析H分析教材P8发射光谱图和吸取光谱图，结识两种光谱的特点。阅读P 8 科学史话，结识光谱的发展。R 课堂练习1、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B、基态时比较稳定C、基态时的能量比激发态时低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

25、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.产生的光谱为吸取光谱 B.产生的光谱为发射光谱C.产生的光谱线的条数也许是2 条 D.电子的势能将升高.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、进一步结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、结识周期表中各区、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

26、关系教学过程R 复习2 必修中什么是元素周期律？元素的性质涉及哪些方面?元素性质周期性变化的主线因素是什么？工课前练习1写出锂、钠、钾、枷、葩基态原子的简化电子排布式和氯、氮、氮、氮、放的简化电子排布式。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,随后最外层上的电子逐渐增多，最后达成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 1 1 号元素钠到第1 8 号元素氮的最外层电子排布反复了第3 号元素锂到第1 0号元素窟的最外层电子排布-从1 个电子到8个电子；再往后，尽管情

27、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反复。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如何呢？说到元素周期表，同学们应当还是比较熟悉的。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 1 5 页）到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。一方面我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是如何

28、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 1 8 个纵行，16个族。1 6 个族又可分为主族、副族、。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？规定学生记住这些术语。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2 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。

29、R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提成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ds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性是什么？基础要点 分析图1-16S区JP区d 区 d s 区4 区扮区原则333纵列数JJ是否都是金属J 区全是金属元素，非金属元素重要集中 区。主族重要含区，副族重要含 区，过渡元素重要含 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映中

30、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D S 区元素价电子特性排布为nS l 2,价电子数等于族序数。d 区元素价电子排布特性 为（n-1）dllOnsr2;价电子总数等于副族序数；ds区元素特性电子排布为(n-1)dlOns P 2,价电子总数等于所在的列序数；p 区元素特性电子排布为n s2npi 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(钢除外)46P d Kr4d 1 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：29Cu 3d 1 0 4sl10+1=

31、11尾数是1 所以，是 IB。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，初步结识物质的结构与性质之间的关系4、结识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系5、结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教学过程：二、元素周期律(1)原子半径R探究U 观测下列图表分析总结：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

32、?应如何理解这种趋势？K归纳总结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长，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)电离能 基础要点 概念1、第一电离能II；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13、1 4、1 5.

33、?分析下表：K 科学探究1 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O,M g 的第一电离能大于A l,Z n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：与aM gA l珞 级 电 离 能(K J/m ol)4 96 j 7 3 8 无 7 84 5 6 2 j l41 51 8 1 7J6912J77 3 3J2 7 4 5J 954 3 j lO 5 4 0 1 1 57 5j1 3 3 5 3 U 3 6 3

34、0 j j l4 8 3 0 j l 6 6 1 01 7 995,1 8 3 7 61 2 0 2 3 42 1 7 0 32 3 2 9 3 j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1、递变规律周一周期同一族j第一电离能j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II表达），从一价气态基态正离子中再失去一个电

35、子所需消耗的能量叫做第二电离能（用12表达），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.即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是由于随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。4、B e有价电子排布为2 s2,是全充满结构，比较稳定,而B的价电子排布为2 s 2 2 p 1 ,、比B e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：ls2 2 s2 2 p6 3 s2P：1 s2 2 s 2 2 p6 3 s2 3

36、p3那是由于镁原子、磷原子最外层能级中，电子处在半满或全满状态,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0,Mg的第一电离能大于A l,Z n的第一电离能大于Ga。5、Na的 I I,比 1 2 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N a 容易失去一个电子形成+1 价离子；Mg的 I I 和 1 2 相差不多，而 I 2比 1 3 小很多，所以M g容易失去两个电子形成十2价离子;A 1 的 I I、1 2、1 3 相差不多，而 13比 1 4 小很多，所以A 1 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

37、排布的。K 课堂练习1、某元素的电离能（电子伏特）如下：1 1 X 2I 3I4JI5JI 6I 7 j l 4.52 9.6 7 7 1 7.5 97,955 1 .9j 6 6 6.8 批元素位于元素周期表的族数是A.I A B.I I A C.I I I A D、I VA E、VI A F、VA G、VD A2、某元素的所有电离能（电子伏特）如下：I b l 2 jI 31 4I 5 JI6JI7JI 8 3 5 4 3.6,15 4.9 7 7 s 41 1 3.91 3 8.I j7 3 9.I j8 7 1.1回答下列各问：（1 ）由 I 1 到 1 8 电离能值是如何变化的?。为

38、什么?(2)1 1 为什么最小？_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _(3)I 7 和 I 8为什么是有很大的数值_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _(4)1 6到 I 7间，为什么有一个很大的差值？这能说明什么问题？(5 )H至也6中,相邻的电离能间为什么差值比较小？(6)I 4和 I 5间，电离能为什么有一个较大的差值(7)此元素原子的电子层有 层。最外层电子构型为_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

39、 _ _ _ _ _电子轨道式为_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _此元素的周期位置为 周期族。2、讨论氢的周期位置。为什么放在I A的上方?还可以放在什么位置，为什么？答：氢原子核外只有一个电子(I sl),既可以失去这一个电子变成+1 价，又可以获得一个能。电子变成一 1 价，与稀有气体H e 的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在I A,又可以放在V I I A。3、概念辩析：(1 )每一周期元素都是从

40、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S i 相近(5 )已知在2 0 0 c l m o l N a 失 去 1 m o l 电子需吸取6 5 O k J能量，则其第一电离能为6 5 0 K J/m o 1(6)Ge的电负性为1.8,则其是典型的非金属(7)气态0 原子的电子排布为：t I f I t I ,测得电离出1 m o l 电子的能量约为1300KJ,则其第一电离能约为1 3 OOKJ/mol(8)半径:K+C1-(9)酸性 HC10H2s04,碱性：NaOH Mg(0 H)2(1 0)第一

41、周期有2*12=2,第二周期有2*2 2=8,则第五周期有2*52=50种元素元素的最高正化合价=其最外层电子数=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 表达，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能(KJ mol-1)。元素jl 1I2JI3J Na4 9 6,4 5 626 912JI g7 3 81 45 17 733j(1)分析表中数据，请你说明元素的电离能和原

42、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Na2+?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、进一步结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 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

43、能变化有什么规律？(3)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 20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 II 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

44、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，表白金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表白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

45、 对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，钺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，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1J2 3J4J5J67j891 01 1 j l 2 j l 3141 5番案力JJJJUL、选择题1.居室装修用石材的放射性常用22688Ra作为标准，居里夫人(Mar i e Cu r i e)因对Ra元素的研究两度获得诺贝尔奖。下列叙述中对的的是A.RaC12的熔点比C aC 12高 B.Ra元素位于元素周期表中第六周期IIA族C.一个22 6 88Ra原子中具有13 8个中子 D.R a(Oil)

46、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、D3O+B Li+e C、OD-D,OH-3.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对的的是A.是一种新的氧化物o B.不也许具有极性键C.是氧元素的一种同位素 虫.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:I s 2 2 s 2 2 p 3 B.S 2-：l s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6C.Na：I s 2 2 s 2

47、 2 p 5 3 s 2 D.S i :1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 25.有四种氯化物,它们的通式为XC 12,其中最也许是第I I A 族元素的氯化物是：A.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，吸取能量最多的是A.I s 2 2 s 2 2 P6 3 s 2 3 P2 fl s 2 2 s 2

48、 2 p 6 3 s 2 3 p 1B.I s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 P3 f 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 2C.1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 4 fl s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3D.1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 4 P2 fl s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 4 p 17 .等物质的量的主族金属A、B、C分别与足量的稀盐酸反映，所得氢气的体积依次为VA、VB、V C,已知VB=2 VC,V A=V B+V C,则

49、在C的生成物中，该金属元素的化合价为A .+1 B.+2 .+3 D.+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 (ax+b y)+6 0 B、a x +b y+6 0 C、(a x +b y)/2+6 0 D、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.半导体材料神化像。B.吸氢材料锢银合金C.透明陶瓷材料硒化锌8。D.超导材K 3 C 6 01 0.X 和 Y 属短周期元素,X 原子的最外层电子数是次外层

50、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达为（）A.X Y 8B.XY2 o C.XY3。D.X2 Y311.A、B都是短周期元素，原子半径B A,它们可形成化合物AB 2,由此可以得出的对的判断是（）A.原子序数:A C C 1 4 键角 1 0 9 2 8 4、C D 5、D 6、D 7、中心原子上的价电子都用于形成共价键 中心原子上有孤对电子 B N B F 3分子中B原子的3 个价电子都与F原子形成共价键，而 NF3分子中N原子的3个价电子与F原子形成共价键，尚有一对为成键的电子对，占据了 N原子周边的空间，参与互相排斥,形成