原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)復(fù)習(xí)課教學(xué)設(shè)計

1、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)復(fù)習(xí)課教學(xué)設(shè)計教學(xué)目標(biāo)（知識與技能、過程與方法、情感態(tài)度與價值觀）進一步了解原子核外電子的能級分布，鞏固用電子排布式表示常見的元素 （1 13636 號）元素的原子核外電子的排布，進一步認(rèn)識原子核外電子的運動的狀 態(tài)；進一步了解元素電離能、電負(fù)性的含義，并能用以說明元素的某些性質(zhì)；進一步了解原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷，進一步了解其簡單的應(yīng)用；進一步了解化學(xué)鍵類型、性質(zhì)及判斷；進一步學(xué)會知識系統(tǒng)化的方法，學(xué)會歸納與整理。教學(xué)重點： 原子核外電子排布，電離能、電負(fù)性及其應(yīng)用，化學(xué)鍵類型、性質(zhì) 及判斷教學(xué)難點：原子核外電子排布，電離能、電負(fù)性及其應(yīng)用，化學(xué)鍵類型、性質(zhì)及 判斷教

2、學(xué)過程：講述通過本章的學(xué)習(xí)，我們已經(jīng)初步建立了電離能、能級、能量最低原 理、原子軌道、電負(fù)性等概念，學(xué)習(xí)了用能級圖表示核外電子的排布，知道了化 學(xué)鍵類型、性質(zhì)及判斷?，F(xiàn)從三個方面進行歸納與整理。歸納與整理一原子結(jié)構(gòu)1 1、原子結(jié)構(gòu)的基本概念原子序數(shù)；質(zhì)量數(shù)及其與質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)之間的關(guān)系，與相對原子質(zhì)量之間的關(guān)系；核素，氫的三種核素之間關(guān)系；同位素。2 2、原子核外電子排布規(guī)律能層與能級能層：K K、L L、M M、N N、0 0、P P、Q Q能級：第 n n 能層就有 n n 個能級，分別用 s s、p p、d d、f f來表示，其符號表示 為、，能量高低可以順序為電子云和原子軌道電子云：一

3、段時間內(nèi)電子運動情況的統(tǒng)計結(jié)果， 表明電子在原子核外某空間 出現(xiàn)的機會的多少，其中 s s 電子云為球形，p p 電子云為紡綞形。原子軌道：電子云所包圍的空間。能層 n-一-二二三四符號KLMN能級ssPsPdsPdf軌道數(shù)1131351357最多容納2262610261014的電子數(shù)2818322n2構(gòu)造原理一一核外電子填入軌道的順序通式：（2 2）f fd d 第一能級 1s1s 第二能級 2s2s 2p2p 第三能級 3s3s 3p3p 第四能級 4s4s 3d3d 4p4p第五能級 5s5s 4d4d 5p5p 第六能級 6s6s 4f4f 5d5d 6p6p 第七能級 7s7s 5f

4、5f 6d6d 7p7p 第八能級1從第四能層開始，該能層的與能級之間插入了 層的 d d 能級；2第六能層開始還插入（2 2）f f，其能量關(guān)系是：v（2 2）f fv（1 1）d dV；3構(gòu)造原理通式的應(yīng)用（解釋核外電子排布規(guī)律、最外層電子排列規(guī)律、周 期元素數(shù)等）。基態(tài)原子遵循的基本原理基態(tài)原子：處于最低能量的原子。激發(fā)態(tài)原子：處于除最低能量狀態(tài)以外的其它狀態(tài)下的原子，處于激發(fā)態(tài)原子部分電子排布不符合構(gòu)造原理。原子光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，用光譜儀可以攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜。1構(gòu)造原理：原子的核外電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最 低狀

5、態(tài)，電子填充必須遵循電子排布填充圖。2泡利原理：電子排入同一能級的不同軌道時，電子總是優(yōu)先占據(jù)一條軌 道，。一條軌道只能容納 2 2 個電子，且運動自旋方向相反。3洪特規(guī)則：能級處于全空、全滿或半滿狀態(tài)時，能量處于較低狀態(tài)。練習(xí)寫出24和29元素的電子排布式。3 3、核外電子排布表示方法電子排布式1基態(tài)原子電子排布式29電子排布式：1s1s22s2s22p2p63 3（3p3p63d3d104s4s1思考電子填入順序與電子排布順序有什么不同？2外圍電子排布式29外圍電子排布式：3d3d104s4s13簡化的電子排布式29簡化的電子排布式：3d3d104s4s1電子排布圖寫出9F F、15P P

6、 原子電子排布的軌道表示式。電子式1表示原子；表示分子；表示離子化合物；表示離子鍵形成過程； 表示共價鍵形成過程。練習(xí)：用電子式表示出下列物質(zhì)的結(jié)構(gòu)： N N2、3、H H2O O2、20 02、2、，能改寫 成結(jié)構(gòu)式的改成結(jié)構(gòu)式。歸納與整理二 元素周期律與元素周期表1 1、元素周期律 元素性質(zhì)隨原子序數(shù)的遞增發(fā)生周期性變化的規(guī)律，稱為元素周期律。元素 性質(zhì)包括：主要化合價、原子半徑、元素的金屬性與非金屬性、電負(fù)性、第一電 離能。元素性質(zhì)周期性變化是原子結(jié)構(gòu)周期性變化的必然結(jié)果。元素的原子半徑原子半徑的大小取決于能層數(shù)、 原了序數(shù)兩個因素。 電子的能層數(shù)越多， 則 電子間的負(fù)電斥力越大， 使原

7、子半徑越大； 原子序數(shù)越大， 則核對電子的引力越 大，使原子半徑越小。元素的電離能 . .1概念：氣態(tài)的原子或離子失去一個電子所需要的能量， 叫做電離能，用符 號 I I 表示，單位是。電離能反映了不同元素的原子失去電子的難易， 同時也與 元素的金屬性強弱密切相關(guān)。2第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子生成 +1+1 價氣態(tài)陽離子所需要的能量，稱為第一電離能，常用符號 I Il表示。每個周期的第一個元素第一電離能最小，最后一個元素的第一電離能最大。 同族元素從上至下， 元素的第一電離能逐漸減小。注意第一電離能變化曲線中的“凸”點（2、23、26，）與“凹”點（21、24） 及其原因。3意義：電離能是

8、原子核外電子排布的實驗佐證，是衡量氣態(tài)原子失電子難 易能力的物理量。元素的電離能越小， 表示氣態(tài)時越容易失電子， 即元素在氣態(tài) 時的金屬性越強。元素的電負(fù)性1概念：電負(fù)性是原子在化學(xué)鍵中對鍵合電子吸引能力的標(biāo)度，常用符號 X X 表示。x x 為相對值，無單位。以氟的電負(fù)性為 4.04.0,鋰的電負(fù)性為 1.01.0 作為相對標(biāo) 準(zhǔn), ,得出了各元素的電負(fù)性。2x x 變化規(guī)律：同周期元素，從左至右，電負(fù)性增大；同族，從上向下，電 負(fù)性變小。3意義。用于比較元素金屬性、非金屬性的相對強弱。金屬的電負(fù)性一般小于 1.81.8，非金屬的電負(fù)性一般大于 1.81.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的 “類金

9、屬 ”電負(fù) 性的電負(fù)性在 1.81.8 左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。一般情況下， 金屬的電負(fù)性越小， 非金屬的電負(fù)性的越大， 金屬與非金屬的 電負(fù)性差值越大越容易形成離子鍵，電負(fù)性相差越小，越容易形成共價鍵。對角線規(guī)則：右下方 （左上方 ）主族元素電負(fù)性相差不大，元素的性質(zhì)相似。2 2、元素周期表元素周期表結(jié)構(gòu)族2周期思考114114 號元素和將來發(fā)現(xiàn)了 119119 號元素，試分析它在周期表中的位置？ 元素周期表的分區(qū)1s s、p p、d d、f f、區(qū)，除區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入的電子能級 的符號；2金屬區(qū)、非金屬區(qū)、稀有氣體元素區(qū)。3 3、元素周期表中元素性質(zhì)遞變規(guī)律

10、元素性質(zhì)微觀性質(zhì) 原子半徑、主要化合價、第一電離能、電負(fù)性宏觀性質(zhì) 金屬性、非金屬性金屬性、非金屬性和氧化性、還原性的關(guān)系 一般說來，元素的金屬性強，元素的失電子能力增強，單質(zhì)的還原性增強， 其陽離子的氧化性減弱， 如鈉和鎂； 元素的非金屬性強， 元素的原子得電子能力 增強，單質(zhì)的氧化性增強，其陰離子的還原性減弱。如硫和氯。金屬性和非金屬性強弱判斷依據(jù)一一越易越強、越強越強1金屬性強弱的判斷依據(jù)；2非金屬性強弱判斷依據(jù)。元素性質(zhì)的遞變規(guī)律1由左至右： 金屬性減弱， 非金屬性增強； 最高價氧化物對應(yīng)水化物酸性增 強，堿性減弱；氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性增強。2由上至下：最高價氧化物的水化物酸性減弱、 堿性

11、增強；氣態(tài)氫化物穩(wěn)定 性減弱還原性增強；金屬性增強非金屬性減弱。注意 第三周期元素的氫化物穩(wěn)定性比較、最高價氧化物水化物的性質(zhì)比 較，以及它們與酸反應(yīng)或與氫結(jié)合的難易比較。 “位、構(gòu)、價、性”的關(guān)系主族元素：最外層電子數(shù) = =最高正化合價 = =價電子數(shù) = =主族的族序數(shù)最高正化合價與負(fù)價的絕對值之和 =8=8副族元素：價電子數(shù) = =副族的族序數(shù) = =最高正化合價。歸納與整理二 化學(xué)鍵1 1化學(xué)鍵原子與原子或離子與離子結(jié)合成單質(zhì)或化合物時， 相鄰的粒子之間強烈的相 互作用。 注意 必須是直接相鄰的原子間。 此強烈的作用是指靜電作用， 包括吸 引力和排斥力， 且達到平衡。 此作用很強烈，

12、 一般需要 120-800120-800 的能量才能破 壞。2 2離子鍵和共價鍵離子鍵：陰陽離子結(jié)合形成化合物時的這種靜電的作用，叫做離子鍵。1成鍵粒子：陰陽離子2成鍵方式：靜電作用（靜電引力和斥力）3離子鍵的實質(zhì)：陰陽離子間的靜電吸引和靜電排斥。4形成條件：電子得失5離子鍵的強弱比較： 離子半徑越小， 帶電荷越多， 陰陽離子間作用力就越 強。6表示離子化合物的形成過程共價鍵1共價鍵的形成條件：兩原子電負(fù)性相同或相近、一般成鍵原子有未成對電子、成鍵原子的原子軌道在空間上發(fā)生重疊2共價鍵的本質(zhì)： 成鍵原子相互接近時， 原子軌道發(fā)生重疊， 自旋方向相反 的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間的電子

13、云密度增加，體系能量降低3共價鍵的類型及判斷 單鍵、雙鍵、叁鍵；c鍵、n鍵；共價單鍵是c鍵；而共價雙鍵中有一個c鍵，另一個是n鍵; 共價三鍵由一個c鍵和兩個n鍵組成；極性鍵、非極性鍵。4雜化軌道常見分子中（鍵與：鍵的類型與區(qū)別。5鍵參數(shù) 鍵能、鍵長與鍵角 鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成 l l 化學(xué)鍵釋放的最低能量。通常取正值。 注意鍵能與鍵長、鍵的穩(wěn)定性、鍵的類型、化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)的關(guān)系。 鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。 注意鍵長與鍵的穩(wěn)定性、成鍵原子半徑的關(guān)系。鍵角：在原子數(shù)超過 2 2 的分子中，兩個共價鍵間的夾角稱為鍵角。 注意 鍵角與分子的空間構(gòu)型的關(guān)系。等電子原理 等電子原理：原

14、子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)是相近的，如、N N23 3、氫鍵有把參與的一種相對化學(xué)鍵較弱的一種分子間作用力?？梢员硎緸椋篩, X X、丫可以表示為 N N、0 0、F F。應(yīng)用為什么、出 0 0、3在主族氫化物中的熔沸點特別高？這什么氨氣、氟化氫在水中的溶解度特別大？為什么氨容易液化？4 4、離子化合物、共價化合物離子化合物：含有離子鍵的化合物。共價化合物：只含有共價鍵的化合物。辯析離子化合物、共價化合物、離子鍵、共價鍵、極性鍵、非極性鍵的關(guān) 系。問題研究1 1、下列電子排布式表示激發(fā)態(tài)的是1 2 2 2 2 1 2 22626 10 1A A. 4s

15、4s1B B . 1s1s22s2s22p2p2C C. 1s1s22s2s12p2p2D D . 1s1s22s2s22p2p63s3s23p3p63d3d104s4s12 2、根據(jù)對角線原理回答下列問題寫出鋰在空氣中燃燒的化學(xué)方程式；寫出（）（）2與反應(yīng)的化學(xué)方程式。3 3、指出 114114 號元素在周期表中的位置，寫出外圍電子排布式，指出該元素 在周期表中哪個區(qū)，最高價氧化物的電子式？4 4、某主族元素的原子逐級失去電子的電離能（）分別是 578578 /1817/1817/ 2745/11575/14830/2745/11575/14830/18376/2329318376/23293 判斷元素位周期表哪個周期，哪個族？為什么？5 5、 有 A A、B B、C C、D D、E E 五種元素，其中 A A、B B、C C 屬于同一周期，A A 原子最 外層 p p 能級的電子數(shù)等于次外層的電子總數(shù)；B B 原子最外層中有兩個不成對的電 子；D D、E E 原子核內(nèi)各自的質(zhì)子數(shù)與中子數(shù)相等；B B 元素可分別與 A A、C