2022年人教版高中化學選修三 第一章原子結構與性質(zhì) 章末復習 教案1

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1、2022年人教版高中化學選修三 第一章原子結構與性質(zhì) 章末復習 教案1 【教學目的】 整理有關原子結構與性質(zhì)的基礎知識，提升對相關知識的理解與應用能力。 【教學重點】 1.能量構造原理 2.元素周期律及其應用 【教學過程】 一、開天辟地——原子的誕生 現(xiàn)代大爆炸宇宙學理論認為，我們所在的宇宙誕生于一次大爆炸。大爆炸后約兩小時，誕生了大量的 、少量的 以及極少量的鋰。其后，經(jīng)過或長或短的發(fā)展過程， 氫、氦等發(fā)生原子核的熔合反應，分期分批地合成其他元素。 核外電子排布的一般規(guī)律 (1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排

2、布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。 (2)原子核外各電子層最多容納 個電子。 (3)原于最外層電子數(shù)目不能超過 個(K層為最外層時不能超過2個電 子)。 (4)次外層電子數(shù)目不能超過 個(K層為次外層時不能超過2個)，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過 個。 說明：以上規(guī)律是互相聯(lián)系的，不能孤立地理解。例如；當M層是最外層時，最多可排8個電子；當M層不是最外層時，最多可排18個電子 二、能層與能級 多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內(nèi)而外可以分為： 第一、二、三、四、五、六、七……能層 符

3、號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高 ，原子核外每一層所能容納的最多電子數(shù)如下： 能 層 一 二 三 四 五 六 七 …… 符 號 …… 最多電子數(shù) …… 即每層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù)) 但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)， 能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下： 能 層 K

4、 L M N O …… 能 級 [來源:學&科&網(wǎng)] 最多電子數(shù) … 各能層電子數(shù) …… (1)每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf…… (2)任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù) (3)s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次

5、是1、3、5、7……的兩倍 三、構造原理 根據(jù)構造原理，只要我們知道原子序數(shù)，就可以寫出幾乎所有元素原子的電子排布。 電子所排的能級順序： 1. 寫出17Cl（氯）、21Sc(鈧)、35Br（溴）的電子排布 氯 鈧： 溴：

6、 根據(jù)構造原理只要我們知道原子序數(shù)，就可以寫出元素原子的電子排布，這樣的電子排布是基態(tài)原子的。 2. 寫出1—36號元素的核外電子排布式。 3. 寫出1—36號元素的簡化核外電子排布式。 4. 畫出下列原子的結構示意圖：Be、N、Na、Ne、Mg 回答下列問題： 在這些元素的原子中，最外層電子數(shù)大于次外層電子數(shù)的有 ，最外層電子數(shù)與次外層電子數(shù)相等的有 ，最外層電子數(shù)與電子層數(shù)相等的有

7、 ； L層電子數(shù)達到最多的有 ，K層與M層電子數(shù)相等的有 。[來源:Z*xx*k] 5. 下列符號代表一些能層或能級的能量，請將它們按能量由低到高的順序排列： （1）EK EN EL EM ， （2）E3S E2S E4S E1S ， （3）E3S E3d E2P E4f 。 6. A元素原子的M電子層

8、比次外層少2個電子。B元素原子核外L層電子數(shù)比最外層多7個電子。 ? （1）A元素的元素符號是 ，B元素的原子結構示意圖為________________； （2）A、B兩元素形成化合物的化學式及名稱分別是__ _____ _。 四、電子云和原子軌道： (1)電子運動的特點：①質(zhì)量極小 ②運動空間極小 ③極高速運動。 電子云： 稱作電子云 。 常 成為

9、原子軌道。 S的原子軌道是 的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑 。 P的原子軌道是 的，每個P能級有3個軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)增大而增大。 五、泡利原理和洪特規(guī)則 量子力學告訴我們：ns能級各 軌道，np能級各有 個軌道，nd能級各有 軌道，nf能級各有 個軌道.而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭“↑↓”來表示。 一個原子軌道里最多只能容納 電子，而且自旋方向 ，這個原理成為泡利原理。 當

10、電子排布在同一能級的不同軌道時，總是 而且 ，這個規(guī)則是洪特規(guī)則。 洪特規(guī)則的特例：對于同一個能級，當電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩(wěn)定的。 六、能量最低原理、基態(tài)、激發(fā)態(tài)、光譜 原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。 處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子。 當基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能量。光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一。 七、原子結構與周期表

11、 1. 周期系： 隨著元素原子的核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn) ，就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達到8個電子，出現(xiàn) 。然后又開始由堿金屬到稀有氣體，如此循環(huán)往復——這就是元素周期系中的一個個周期?？梢?，元素周期系的形成是 2. 周期表 在周期表中，把 元素，按原子序數(shù) 的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有 個；在把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素，按能層數(shù)遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有

12、 個縱行， 個族。16個族又可分為主族、副族、0族、 。 〖思考〗元素在周期表中排布在哪個橫行，由什么決定？什么叫外圍電子排布？什么叫價電子層？什么叫價電子？要求學生記住這些術語。元素在周期表中排在哪個列由什么決定？ 〖總結〗元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族。 〖分析探索〗每個縱列的價電子層的電子總數(shù)是否相等?按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自 。 s區(qū)、d區(qū)和p區(qū)分別有幾個縱列?為什么s區(qū)

13、、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬? 元素周期表可分為哪些族?為什么副族元素又稱為過渡元素？各區(qū)元素的價電子層結構特征是什么？ [基礎要點]分析圖1-16 s區(qū) p 區(qū) d 區(qū) ds 區(qū) f 區(qū) 分區(qū)原則 縱列數(shù) 是否都是金屬 區(qū)全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區(qū)。主族主要含 區(qū)，副族主要含 區(qū)，過渡元素主要含 區(qū)。 〖歸納〗S區(qū)元素價電子特征排布為 價電子數(shù)等于族序數(shù)。ｄ區(qū)元素價電子排布特征為 ；價電子總

14、數(shù)等于副族序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為 ，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為 ；價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。原子結構與元素在周期表中的位置是有一定的關系的。 （1）原子核外電子總數(shù)決定所在周期數(shù) 周期數(shù)=最大能層數(shù)（鈀除外） 46Pd [Kr]4d10,最大能層數(shù)是4，但是在第五周期。 （2）外圍電子總數(shù)決定排在哪一族 如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾數(shù)是1所以，是IB。 元素周期表是元素原子結構以及遞變規(guī)律的具體體現(xiàn)。 八、元素周期律 (1)原子半徑　 元素周期表中同周期主族元素從左到右

15、，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？ 〖歸納總結〗原子半徑的大小取決于兩個相反的因素： ，另一個是 。顯然電子的能層數(shù)越大，電子間的負電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸 。而當電子能層相同時，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑 ，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸 。 (2)電離能 1. 第一電離能I1； 態(tài)電 性基態(tài)原子失去

16、 個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的 叫做第一電離能。第一電離能越大，金屬活動性越 。同一元素的第二電離能 第一電離能。 〖科學探究〗1. 原子的第一電離能有什么變化規(guī)律呢？堿金屬元素的第一電離能有什么變化規(guī)律呢？為什么Be的第一電離能大于B，N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga？第一電離能的大小與元素的金屬性和非金屬性有什么關系？堿金屬的電離能與金屬活潑性有什么關系？ 2. 閱讀分析表格數(shù)據(jù)： Na Mg Al 各級電離能(KJ/mol) 496 738 578 4

17、562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 xx4 21703 23293 為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)與鈉、鎂、鋁的化合價有什么關系？ 數(shù)據(jù)的突躍變化說明了什么？ 〖歸納總結〗 1. 遞變規(guī)律 周一周期 同一族 第一電離能 從左往右， 從上到下， 2. 第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。因此堿金屬元素的第一電離

18、能越小，金屬的活潑性就越強。 3．氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用I1表示)，從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5……同一種元素的逐級電離能的大小關系：I1

19、B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，為什么呢？ Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3 那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處于半滿或全滿狀態(tài)，相對比較穩(wěn)定，失電子較難。如此相同觀點可以解釋N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga。 5. Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I

20、3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。 (3) 電負性： 〖思考與交流〗1. 什么是電負性？電負性的大小體現(xiàn)了什么性質(zhì)？ 同周期元素、同主族元素電負性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(guī)律？根據(jù)電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？ 〖歸納與總結〗 1. 金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力 ，電負性 ，其金屬性 ；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力 ，電負性 ，其非金屬性 ；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性則在1.8左右，他們既有金屬性又有非金屬性。 2. 同周期元素從左往右，電負性逐漸 ，表明金屬性逐漸 ，非金屬性逐漸 。同主族元素從上往下，電負性逐漸 ，表明元素的金屬性逐漸 ，非金屬性逐漸 。 【習題鞏固】略