新教材選擇性必修二丨物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)教學(xué)課件

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)新課講解課程學(xué)習(xí)目標(biāo)

了解構(gòu)造原理的發(fā)現(xiàn)史。1通過(guò)理解構(gòu)造原理逐步建立核外電子排布式書(shū)寫(xiě)的思維模型，并學(xué)會(huì)應(yīng)用模型熟練書(shū)寫(xiě)常見(jiàn)原子的核外電子排布式。3理解能層與能級(jí)的概念及關(guān)系，理解核外電子的排布規(guī)律。了解基態(tài)與激發(fā)態(tài)、原子光譜的含義。2新課講解導(dǎo)入1869年俄國(guó)化學(xué)家門捷列夫發(fā)現(xiàn)了元素周期律1920年丹麥科學(xué)家波爾提出了構(gòu)造原理，即從氫開(kāi)始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入原子核外“殼層”的順序，1925年，波爾的“殼層”落實(shí)為“能層”與“能級(jí)”，厘清了核外電子的可能狀態(tài)，復(fù)雜的原子光譜得以詮釋。元素周期律提出構(gòu)造原理“能層、能級(jí)”完整的構(gòu)造原理1936年馬德隆發(fā)表了以原子光譜事實(shí)為依據(jù)的完整的構(gòu)造原理復(fù)習(xí)回顧：1.原子的結(jié)構(gòu)新課講解原子核核外電子Z個(gè)質(zhì)子

Z個(gè)中子（A—Z）個(gè)原子X(jué)AZ

(幾乎集中原子的全部質(zhì)量)

(其運(yùn)動(dòng)空間幾乎占據(jù)了原子的整個(gè)體積)①數(shù)量關(guān)系：核電荷數(shù)(Z)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)②質(zhì)量關(guān)系：質(zhì)量數(shù)（A）=質(zhì)子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N）質(zhì)量數(shù)：對(duì)質(zhì)子和中子的相對(duì)質(zhì)量取整數(shù)相加的數(shù)值，即近似原子量。新課講解原子質(zhì)量主要集中在原子核上。原子核體積很小，只占原子體積的幾億分之一。復(fù)習(xí)回顧：2.原子核外電子層的表達(dá)方式電子層數(shù)（n）1234567電子層符號(hào)離核遠(yuǎn)近

能量高低

KLMNOPQ近遠(yuǎn)低高新課講解復(fù)習(xí)回顧：3.核外電子排布的一般規(guī)律（1）先排能量低的電子層，再排能量高的電子層，由內(nèi)向外。（2）每一層最多容納電子數(shù)：2n2個(gè)。（3）最外層電子數(shù)不超過(guò)8個(gè)（K層為最外層時(shí)不超過(guò)2個(gè)）。（4）次外層電子數(shù)不超過(guò)18個(gè)，倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè)。（5）倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè)電子?！耙坏退牟怀毙抡n講解1.能層

一、能層與能級(jí)（1）含義：核外電子按能量不同分成能層，即電子層。（2）符號(hào)及能量關(guān)系：能層一二三四五六七符號(hào)KLMNOPQ最多電子數(shù)281832507298離核遠(yuǎn)近近遠(yuǎn)能量高低低高能層越高，電子的能量越高，離原子核越遠(yuǎn)

新課講解2.能級(jí)（1）含義：同一能層的電子，還被分成不同能級(jí)。（2）能級(jí)符號(hào)與所能容納電子數(shù)如下表：能層12345能層符號(hào)KLMNO能級(jí)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多電子數(shù)226261026101426281832……新課講解KLMN

O+能級(jí)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f最多容納電子數(shù)2262610261014新課講解思考與討論：(1)一個(gè)能層的能級(jí)數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關(guān)系?一個(gè)能層最多可容納的電子數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關(guān)系?(2)以s、p、d、f為符號(hào)的能級(jí)分別最多可容納多少個(gè)電子?

3d、4d、5d能級(jí)容納的最多電子數(shù)是否相同？(3)第五能層最多可容納多少個(gè)電子?

它們分別容納在幾個(gè)能級(jí)中?

各能級(jí)最多容納多少個(gè)電子?(注：本書(shū)只要求到f能級(jí)。)2n2相等2.6.10.14相同50s-2，p-6，d-10，f-14新課講解歸納小結(jié)：(1)能層序數(shù)_____該能層所包含的能級(jí)數(shù)，如第三能層有____個(gè)能級(jí)。(2)s、p、d、f各能級(jí)可容納的電子數(shù)分別為_(kāi)__、___、___、___的2倍。(3)原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數(shù)是____(n為能層的序數(shù))。(4)f能級(jí)的從第

能層開(kāi)始，d能級(jí)從第

能層開(kāi)始等于313572n243①不同能層中，能級(jí)的能量高低是1s<2s<3s<4s….能量規(guī)律：②在同一能層中，能級(jí)的能量高低是ns<np<nd<nf……1.判斷正誤課堂練習(xí)(1)能層就是電子層(

)(2)不同能層，s能級(jí)能量相同(

)(3)s能級(jí)的能量一定比p能級(jí)的低(

)(4)高能層的所有能級(jí)能量都比低能層的能級(jí)能量高(

)(5)各能層的能級(jí)數(shù)等于其所處能層序數(shù)(

)(6)任一能層的s能級(jí)最多容納的電子數(shù)均為2(

)(7)3p3表示3p能級(jí)只能填充3個(gè)電子(

)(8)各能級(jí)最多可容納的電子數(shù)按s、p、d、f……的順序依次為1、3、5、7……的2倍(

)√×××√√×√2.符號(hào)為M的能層所含的能級(jí)有（

）A.2種B.3種C.8種D.18種3.某一能層上nd能級(jí)最多所能容納的電子數(shù)為(

)A.6

B.10

C.14

D.154.下列能級(jí)符號(hào)表示正確且最多容納的電子數(shù)按照從少到多的順序排列的是（

）A.1s、2p、3dB.1s、2s、3sC.2s、2p、2d

D.3p、3d、3f5.原子核外P能層和p能級(jí)可容納的最多電子數(shù)分別為（）A.32和2 B.50和6 C.72和6 D.86和10CABB課堂練習(xí)新課講解

二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜1.基態(tài)與激發(fā)態(tài)(1)基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。(2)激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，它的電子會(huì)躍遷到較高能級(jí)，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。原子處于最低能量狀態(tài)基態(tài)原子處于較高能量狀態(tài)激發(fā)態(tài)原子（電子躍遷到較高能級(jí)）吸收能量釋放能量新課講解生活中，我們看到的許多可見(jiàn)光，都與原子核外電子躍遷釋放能量有關(guān)。新課講解2.原子光譜(1)含義：不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。(2)成因及分類：基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子吸收能量釋放能量吸收光譜發(fā)射光譜明亮背景的暗色譜線暗色背景的明亮譜線新課講解(3)光譜分析：在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來(lái)鑒定元素，稱為光譜分析。例如：銫(1860年)和銣(1861年),其光譜圖中有特征的藍(lán)光和紅光，它們的拉丁文名稱由此得名。又如，稀有氣體氦的原意是“太陽(yáng)元素”,是1868年分析太陽(yáng)光譜發(fā)現(xiàn)的，最初人們以為它只存在于太陽(yáng)，后來(lái)才在地球上發(fā)現(xiàn)。新課講解

三、構(gòu)造原理與電子排布式1.構(gòu)造原理(1)內(nèi)容：以光譜學(xué)事實(shí)為基礎(chǔ)，從氫開(kāi)始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級(jí)的順序成為構(gòu)造原理。新課講解(2)構(gòu)造原理示意圖：能層能級(jí)OLMNPKQ1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s電子填充一般規(guī)律：新課講解(3)對(duì)構(gòu)造原理的理解：①構(gòu)造原理是絕大多數(shù)基態(tài)原子的核外電子排布順序。②電子按照構(gòu)造原理排布，會(huì)使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，原子相對(duì)較穩(wěn)定。③從構(gòu)造原理圖可以看出，從第三能層開(kāi)始，不同能層的能級(jí)出現(xiàn)“能級(jí)交錯(cuò)”現(xiàn)象。能級(jí)交錯(cuò)指電子層數(shù)較大的某些能級(jí)的能量反而低于電子層數(shù)較小的某些能級(jí)的能量的現(xiàn)象，如4s＜3d、6s＜4f＜5d，一般規(guī)律為ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。新課講解2.電子排布式(1)含義：電子排布式是用核外電子分布的能級(jí)及各能級(jí)上的電子數(shù)來(lái)表示電子排布的式子。(2)表示方法：新課講解(3)書(shū)寫(xiě)方法：第一步：按照構(gòu)造原理寫(xiě)出電子填入能級(jí)的順序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s第二步：根據(jù)各能級(jí)容納的電子數(shù)填充電子。第三步：去掉空能級(jí)，并按照能層順序排列即可得到電子排布式。例如：8O：_________。1s22s22p4新課講解例：試書(shū)寫(xiě)7N、17Cl、19K、26Fe、21Sc、35Br原子的核外電子排布式。N：1s22s22p3Cl：1s22s22p6

3s23p5K：1s22s22p63s23p6

4s1Fe：1s22s22p63s23p63d6

4s2Sc：1s22s22p63s23p63d1

4s2Br：1s22s22p63s23p63d10

4s24p5新課講解要求熟練書(shū)寫(xiě)1～36號(hào)元素原子的電子排布式原子序數(shù)元素名稱元素符號(hào)電子排布

KLMN1氫H2氦He3鋰Li4鈹Be5硼B(yǎng)6碳C7氮N8氧O1s11s2

2s11s21s2

2s21s2

2s22p11s2

2s22p21s2

2s22p31s2

2s22p4原子序數(shù)元素名稱元素符號(hào)電子排布

KLMN新課講解9氟F10氖Ne1s2

2s22p51s2

2s22p611鈉Na12鎂Mg13鋁Al14硅Si15磷P16硫S17氯Cl18氬Ar1s22s22p6

3s11s22s22p6

3s21s22s22p6

3s23p11s22s22p6

3s23p21s22s22p6

3s23p31s22s22p6

3s23p41s22s22p6

3s23p51s22s22p6

3s23p6新課講解原子序數(shù)元素名稱元素符號(hào)電子排布

KLMN19鉀K20鈣Ca21鈧Sc22鈦Ti23釩V24鉻Cr25錳Mn26鐵Fe27鈷Co28鎳Ni1s22s22p63s23p6

4s11s22s22p63s23p6

4s21s22s22p63s23p63d1

4s21s22s22p63s23p63d2

4s21s22s22p63s23p63d3

4s21s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p63d5

4s21s22s22p63s23p63d6

4s21s22s22p63s23p63d7

4s21s22s22p63s23p63d8

4s2新課講解原子序數(shù)元素名稱元素符號(hào)電子排布

KLMN29銅Cu30鋅Zn31鎵Ga32鍺Ge33砷As34硒Se35溴Br36氪Kr1s22s22p63s23p63d10

4s24p11s22s22p63s23p63d10

4s24p21s22s22p63s23p63d10

4s24p31s22s22p63s23p63d10

4s24p41s22s22p63s23p63d10

4s24p51s22s22p63s23p63d10

4s24p61s22s22p63s23p63d104s11s22s22p63s23p63d10

4s2注意：在得出構(gòu)造原理之前，由原子光譜得知有些過(guò)渡金屬元素基態(tài)原子電子排布不符合構(gòu)造原理，如Cr和Cu的最后兩個(gè)能級(jí)的電子排布分別為3d54s1和3d104s1。新課講解3.簡(jiǎn)化電子排布式（1）含義：將原子中已經(jīng)達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分，用相應(yīng)的稀有氣體元素符號(hào)外加方括號(hào)表示的式子稱為簡(jiǎn)化電子排布式。（2）表示方法：K的簡(jiǎn)化電子排布式：[Ar]4s1N的簡(jiǎn)化電子排布式：[He]2s22p3Na的簡(jiǎn)化電子排布式：[Ne]3s1新課講解（3）練習(xí)：寫(xiě)出14、24、26、31號(hào)元素的簡(jiǎn)單電子排布式。14Si：[Ne]3s23p224Cr：[Ar]3d54s126Fe：[Ar]3d64s231Ga：[Ar]3d104s24p1課堂練習(xí)1.下列能級(jí)符號(hào)正確的是（）A.6s B.2d C.1d D.3fA2.符號(hào)為M的能層所含的能級(jí)有（）A.2種

B.3種

C.8種

D.18種B3.按能量由低到高的順序，下列排列正確的是（）A.1s、2p、3d、4s B.1s、2s、3s、2pC.2s、2p、3s、3p D.4p、3d、4s、3pC課堂練習(xí)4.請(qǐng)根據(jù)構(gòu)造原理，寫(xiě)出下列原子的電子排布式：(1)16S__________________________。(2)10Ne_________。(3)20Ca__________________________。(4)26Fe_______________________________。(5)29Cu________________________________。(6)11Na_____________________。1s22s22p63s23p4(或[Ne]3s23p4)1s22s22p61s22s22p63s23p64s2(或[Ar]4s2)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)5.(1)Cl原子核外能量最高的電子所在的能級(jí)是____。(2)基態(tài)Si原子中，核外電子占據(jù)最高能層的符號(hào)為_(kāi)__，該能層上有__個(gè)能級(jí)，電子數(shù)為_(kāi)___。3pM34原子結(jié)構(gòu)課堂小結(jié)

一、能層與能級(jí)能層12345能層符號(hào)KLMNO能級(jí)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多電子數(shù)226261026101426281832……課堂小結(jié)

二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子吸收能量釋放能量吸收光譜發(fā)射光譜課堂小結(jié)

三、構(gòu)造原理與電子排布式1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s1.電子填充一般規(guī)律：2.電子排布式：3.簡(jiǎn)化電子排布式：用相應(yīng)的稀有氣體元素符號(hào)外加方括號(hào)表示的式子。[Ar]4s1第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)第二課時(shí)新課講解課程學(xué)習(xí)目標(biāo)了解有關(guān)核外電子運(yùn)動(dòng)模型的發(fā)展歷史，認(rèn)識(shí)核外電子的運(yùn)動(dòng)特點(diǎn)。1認(rèn)識(shí)基態(tài)原子中核外電子的排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理。3知道電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)（空間分布及能量）?？赏ㄟ^(guò)原子軌道和電子云模型來(lái)描述。2新課講解導(dǎo)入1911年，英國(guó)物理學(xué)家盧瑟福根據(jù)1910年進(jìn)行的α粒子散射實(shí)驗(yàn)，提出了原子結(jié)構(gòu)的行星模型。在這個(gè)模型里，電子像太陽(yáng)系的行星圍繞太陽(yáng)轉(zhuǎn)一樣圍繞著原子核旋轉(zhuǎn)。α粒子散射實(shí)驗(yàn)原子核外的電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)是怎么樣呢？新課講解氫原子模型1913年，丹麥科學(xué)家玻爾在盧瑟福模型的基礎(chǔ)上，他提出了氫原子模型，電子在線性軌道上運(yùn)行，解決了原子結(jié)構(gòu)的穩(wěn)定性問(wèn)題，描繪出了完整而令人信服的原子結(jié)構(gòu)學(xué)說(shuō)。氫原子結(jié)構(gòu)理論成功的闡述了原子的穩(wěn)定性，氫原子光譜的產(chǎn)生和不連續(xù)性。氫原子光譜與氫原子能級(jí)新課講解概率密度：1926年，量子力學(xué)推翻了玻爾的氫原子模型，指出一定空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子并不在玻爾假定的線性軌道上運(yùn)行，而在核外空間各處都可能出現(xiàn)，但出現(xiàn)的概率不同，可以算出它們的概率密度分布。一、電子云

P表示電子在某處出現(xiàn)的概率；V表示該處的體積；新課講解圖1-7氫原子1s電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度分布圖一、電子云圖1-7中的小點(diǎn)是什么呢？是電子嗎？小點(diǎn)是1s電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度的形象描述。小點(diǎn)越密，表明概率密度越大。由于核外電子的概率密度分布看起來(lái)像一片云霧，因而被形象的稱作“電子云”。新課講解一、電子云1.電子云概念電子在原子核外一定空間范圍內(nèi)出現(xiàn)的概率統(tǒng)計(jì)起來(lái)，好似在原子核外籠罩著一團(tuán)帶負(fù)電的云霧，形象稱為“電子云”。2.電子云輪廓圖電子云圖很難繪制，使用不便，我們常使用電子云輪廓圖。電子云是處于一定空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。新課講解為了表示電子云輪廓的形狀，對(duì)核外電子的空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)有一個(gè)形象化的簡(jiǎn)便描述。把電子在原子核外空間出現(xiàn)概率P=90%的空間圈出來(lái)，即電子云輪廓圖。新課講解同一原子的s電子的電子云輪廓圖1s2s3s4s所有原子的任意能層的s電子的電子云輪廓圖都是一個(gè)球形，只是球的半徑不同。同一原子的能層越高，s電子云半徑越大，是由于電子的能量依次增高，電子在離核更遠(yuǎn)的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來(lái)越向更大的空間擴(kuò)展。就像宇宙飛船必須提供能量推動(dòng)才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子核的吸引在離核更遠(yuǎn)的空間出現(xiàn)的概率就比1s大，因而2s電子云必然比1s電子云更彌散。新課講解二、原子軌道1.定義：電子在原子核外的一個(gè)空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)稱為一個(gè)原子軌道。2.形狀：（1）s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。1s2s3s4s（2）除s電子云外，其他電子云都不是球形的。例如p電子的原子軌道呈啞鈴狀。新課講解p能級(jí)有三個(gè)原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示，同一能層中px、py、pz的能量相同。能層能級(jí)原子軌道數(shù)原子軌道名稱電子云輪廓圖的形狀與取向形狀取向K1s11s球形L2s12s球形2p32px、2py、2pz啞鈴形相互垂直M3s13s球形3p33px、3py、3pz啞鈴形相互垂直3d5………………N4s14s球形4p34px、4py、4pz啞鈴形相互垂直4d5………………4f7………………………………………………左表為不同能層的能級(jí)、原子軌道及電子云輪廓圖。n能層能級(jí)數(shù)：n軌道數(shù)：n2電子數(shù)：2n2新課講解三、泡利原理能層12345能層符號(hào)KLMNO能級(jí)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多電子數(shù)226261026101426281832……回顧每個(gè)能級(jí)最多容納的電子數(shù)。s—2??1=2p—2??3=6d—2??5=10f—2??7=14為什么一個(gè)軌道允許容納2個(gè)電子呢？新課講解三、泡利原理1.電子自旋與泡利原理1925年，兩個(gè)荷蘭年輕人提出：電子除了空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)外，還有一種狀態(tài)叫做自旋。（1）自旋：是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質(zhì)量一樣的內(nèi)在屬性。電子自旋在空間有順時(shí)針和逆時(shí)針兩種取向，簡(jiǎn)稱自旋相反，常用上下箭頭（?和?）表示自旋相反的電子。（2）泡利原理：1925年，泡利正式提出，在一個(gè)原子軌道里，最多只能容納兩個(gè)電子，它們自旋相反，這個(gè)原理被稱為泡利原理，也稱為泡利不相容原理。新課講解三、泡利原理2.電子排布的軌道表示式（1）軌道表示式（又稱電子排布圖）：表示電子排布的一種圖式，如氫和氧的基態(tài)原子的軌道表示式如下：1s11H1sO1s2s2p注意：在軌道表示式中，用方框（也可用圓圈）表示原子軌道，能量相同的原子軌道（簡(jiǎn)并軌道）的方框相連，箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，“”稱為電子對(duì)，“”或“”稱為單電子（或稱未成對(duì)電子）。箭頭同向的單電子稱自旋平行，如基態(tài)氧原子有2個(gè)自旋平行的2p電子。通常應(yīng)在方框下方或上方標(biāo)記能級(jí)符號(hào)。有時(shí)畫(huà)出的能級(jí)上下錯(cuò)落，以表達(dá)能量高低不同。新課講解三、泡利原理2.電子排布的軌道表示式——例鋁原子核外電子排布式新課講解四、洪特規(guī)則1.洪特規(guī)則1925年，洪特在詮釋復(fù)雜原子光譜時(shí)，得出了判斷基態(tài)原子光譜項(xiàng)三條經(jīng)驗(yàn)規(guī)則，后人歸并簡(jiǎn)化為一條：基態(tài)原子中，填入簡(jiǎn)并軌道的電子總是先單獨(dú)分占，且自旋平行，稱為“洪特規(guī)則”。新課講解四、洪特規(guī)則1.例1：畫(huà)出氧的基態(tài)原子最外層軌道表示式。如果不考慮洪特規(guī)則，又認(rèn)定3個(gè)2p軌道有區(qū)別，可畫(huà)出怎樣的軌道表示式？若遵循洪特規(guī)則，且不區(qū)分3個(gè)2p軌道，只需畫(huà)出軌道表示式：注意：①洪特規(guī)則不僅適用于基態(tài)原子，也適用于基態(tài)離子。

②洪特規(guī)則是針對(duì)電子填入簡(jiǎn)并軌道而言的，并不適用于電子填入能量不同的軌道。四、洪特規(guī)則新課講解例2：請(qǐng)寫(xiě)出24、29號(hào)元素原子的電子排布式。29Cu

1s22s22p63s23p63d104s124Cr

1s22s22p63s23p63d54s1在簡(jiǎn)并軌道（同一能級(jí)）上的電子排布處于全充滿、半充滿和全空狀態(tài)時(shí)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。相對(duì)穩(wěn)定的狀態(tài)全充滿：p6、d10、f14全空：p0、d0、f0半充滿：p3、d5、f7新課講解思考與討論1.下列軌道表示式中，哪個(gè)是硼的基態(tài)原子？為什么？2.下列軌道表示式中，哪個(gè)是氧的基態(tài)原子？為什么？答案：A。在一個(gè)原子軌道里，最多只能容納兩個(gè)電子，它們自旋相反。答案：A?；鶓B(tài)原子中，填入簡(jiǎn)并軌道的電子總是先單獨(dú)分占，且自旋平行。新課講解五、能量最低原理1.內(nèi)容基態(tài)是能量最低的狀態(tài)，所以，基態(tài)原子的電子排布是能量最低的原子軌道組合。在構(gòu)建基態(tài)原子時(shí)，電子將盡可能的占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個(gè)的原子的能量最低。注意：整個(gè)原子的能量由核電荷數(shù)、電子數(shù)和電子狀態(tài)三個(gè)因素共同決定，相鄰能級(jí)能量相差很大時(shí)，電子填入能量低的能級(jí)即可使整個(gè)原子能量最低；而當(dāng)相鄰能級(jí)能量相差不太大時(shí)，有1-2個(gè)電子占據(jù)能量稍高的能級(jí)反而降低了電子排斥能而使整個(gè)原子能量最低（如所有副族元素的基態(tài)原子）。新課講解思考與討論1.為什么基態(tài)氦原子的電子排布是1s2而不是1s12s1？2.為什么基態(tài)氮原子的電子軌道表示式是，而不是？3.為什么基態(tài)鉀原子和鈣原子的價(jià)電子排布是4s1和4s2，而不是3d1和3d2？泡利原理洪特規(guī)則能量最低原理課堂練習(xí)1.判斷正誤。（1）2s的電子云比1s的電子云大，說(shuō)明2s的電子云中的電子比1s的多。（2）當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，電子總是先占滿1個(gè)軌道，然后再占據(jù)其它原子軌道。（3）氫原子電子云的一個(gè)小黑點(diǎn)表示一個(gè)電子。（4）6C的電子排布式1s22s22px2違反了洪特規(guī)則。。答案：×

×

×√課堂練習(xí)2.在d軌道中電子排布成，而不排布成，遵循的是（）A.能量最低原理B.泡利原理C.原子軌道構(gòu)造原理D.洪特規(guī)則答案：D課堂練習(xí)3.下列電子排布的軌道表示式所表示的元素原子中，能量處于最低狀態(tài)的是（）答案：C課堂練習(xí)4.在1s、2px、2py、2pz軌道中，具有對(duì)稱性的是（）A.1sB.

2pxC.2pyD.2pzA5.(1)金屬鋁質(zhì)輕且有良好的防腐蝕性，在國(guó)防工業(yè)中有非常重要的作用。鋁原子核外電子云有__________種不同的伸展方向，有__________種不同運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子。

(2)基態(tài)鐵原子有__________個(gè)未成對(duì)電子，三價(jià)鐵離子的電子排布式為_(kāi)_________。

(3)29Cu+的價(jià)電子排布式為_(kāi)_________。課堂小結(jié)

一、電子云1.定義：電子在原子核外的一個(gè)空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)稱為一個(gè)原子軌道。2.形狀：（1）s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。（2）除s電子云外，其他電子云都不是球形的。例如p電子的原子軌道呈啞鈴狀。二、原子軌道電子云是處于一定空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。課堂小結(jié)三、泡利原理1.電子自旋與泡利原理（1）自旋：是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質(zhì)量一樣的內(nèi)在屬性。（2）泡利原理：在一個(gè)原子軌道里，最多只能容納兩個(gè)電子，它們自旋相反。2.電子排布的軌道表示式課堂小結(jié)四、洪特規(guī)則基態(tài)原子中，填入簡(jiǎn)并軌道的電子總是先單獨(dú)分占，且自旋平行。相對(duì)穩(wěn)定的狀態(tài)全充滿：p6、d10、f14全空：p0、d0、f0半充滿：p3、d5、f7五、能量最低原理在構(gòu)建基態(tài)原子時(shí)，電子將盡可能的占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個(gè)的原子的能量最低。第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第一課時(shí)新課講解課程學(xué)習(xí)目標(biāo)了解三張有重要?dú)v史意義的周期表，了解元素周期表的發(fā)展歷史。1通過(guò)自主探究元素周期表，理解構(gòu)造原理與元素周期表之間的聯(lián)系。3知道元素周期律、元素周期系和元素周期表的概念。2新課講解導(dǎo)入1869年，門捷列夫制作了歷史上第一張周期表，圖1-14是該表的修訂版，又稱短式周期表。門捷列夫周期表最重要的特征是從第四周期開(kāi)始每個(gè)周期截成兩截，第1-7族分主副族，第八族稱為過(guò)渡元素（第八族是鐵、鈷、鎳等“三素組”）。主副族和第八族的概念使用至今，但過(guò)渡元素的概念不同了?？茖W(xué)史話新課講解1905年，配位化學(xué)鼻祖維爾納制作了一張周期表，如圖1-15所示。維爾納周期表是特長(zhǎng)式周期表，每個(gè)周期一行，各族元素、過(guò)渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有各的位置，同族元素上下對(duì)齊，盡管當(dāng)時(shí)錒系和鑭系的概念尚未形成，不知道它們有多少種元素。維爾納周期表前五個(gè)周期表相似，但也有差異，如今維爾納周期表中Be、Mg的位置與現(xiàn)今周期表不同?！璈…HeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbSrYZrNbMo…RuRhPdAgCdInSnSbTeIXeCsBaLaCeNdPr……SmEuGdTbHoErTmYb……TaW…OsIrPtAuHgTlPbBi…………RaLaαTh……………U…………Ac………………………………PbαBiαTeα……圖1-15維爾納的特長(zhǎng)式周期表新課講解1922年，玻爾獲諾貝爾獎(jiǎng)時(shí)做了題為“原子結(jié)構(gòu)”的報(bào)告，其中有一張周期表，如圖1-16所示。它是1895年湯姆孫周期表的改進(jìn)版。在玻爾所作的改進(jìn)中，特別重要之處是把21-28、39-46等元素用方框框起。這是因?yàn)椴栍迷咏Y(jié)構(gòu)來(lái)解釋周期系了，他已經(jīng)認(rèn)識(shí)到，這些框內(nèi)元素的原子新增加的電子是填入內(nèi)層軌道的。玻爾已經(jīng)得知鑭后14種元素基原子有4f電子，也用方框框起，而且第六周期為32種元素，但第七周期元素所知甚少。玻爾周期表還用直線連接前后周期的相關(guān)元素（同族元素），這是因?yàn)椴栆呀?jīng)知道，它們的價(jià)電子數(shù)相等。圖1-16玻爾元素周期表新課講解一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1.元素周期律1869年，門捷列夫發(fā)現(xiàn)，按相對(duì)原子質(zhì)量從小到大的順序?qū)⒃嘏帕衅饋?lái)，得到一個(gè)元素序列，并從最輕的元素氫開(kāi)始進(jìn)行編號(hào)，稱為原子序數(shù)。這個(gè)序列中的元素性質(zhì)隨著原子序數(shù)遞增發(fā)生周期性的重復(fù)，這一規(guī)律被門捷列夫稱作元素周期律。2.元素周期系1913年，英國(guó)物理學(xué)家莫塞萊證明原子序數(shù)即原子核電荷數(shù)。隨后元素周期律表述為元素的性質(zhì)隨元素原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變。元素的這一按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。3.元素周期表元素周期表是呈現(xiàn)元素周期系的表格。元素周期系只有一個(gè)，元素周期表多種多樣。新課講解2.原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質(zhì)子數(shù)與核外電子數(shù)的關(guān)系原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)注意：1.元素周期系與元素周期表的關(guān)系新課講解二、構(gòu)造原理與元素周期表1.元素周期表的結(jié)構(gòu)：根據(jù)構(gòu)造原理得出的核外電子排布，可以解釋元素周期系的基本結(jié)構(gòu)。（1）周期（七橫七周期，三短四長(zhǎng)）從上到下類別各周期原子的電子層數(shù)各周期最多容納的元素種類數(shù)第一周期短周期12第二周期28第三周期38第四周期長(zhǎng)周期418第五周期518第六周期632（含鑭系15種元素）第七周期732（含錒系15種元素）新課講解二、構(gòu)造原理與元素周期表（2）核外電子排布與周期的劃分周期外圍電子排布各周期增加的能級(jí)元素種類第ⅠA族0族最外層最多容納電子數(shù)一1s11s221s2二2s12s22p682s、2p8三3s13s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s15s25p685s、4d、5p18六6s16s26p686s、4f、5d、6p32七7s17s27p687s、5f、6d、7p32表：每一周期元素原子的外圍電子排布與元素種類新課講解注意：核外電子排布與周期劃分的關(guān)系ⅰ根據(jù)構(gòu)造原理,將能量相近的能級(jí)分為一組,按能量由低到高可分為7個(gè)能級(jí)組,同一能級(jí)組內(nèi),各能級(jí)能量相差較小,各能級(jí)組之間能量相差較大。ⅱ每一個(gè)能級(jí)組對(duì)應(yīng)一個(gè)周期,且該能級(jí)組中最高的能級(jí)對(duì)應(yīng)的能層數(shù)等于元素的周期序數(shù)。元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外電子的排布發(fā)生周期性的重復(fù)。新課講解（3）根據(jù)構(gòu)造原理得出的核外電子排布與周期中元素種類數(shù)的關(guān)系元素周期系中每個(gè)周期的元素?cái)?shù),第一周期從1s1開(kāi)始,以1s2結(jié)束,只有兩種元素。中間按照構(gòu)造原理依次排滿各能級(jí)。其余各周期總是從ns能級(jí)開(kāi)始,以np結(jié)束,遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個(gè)周期里的元素?cái)?shù)。具體數(shù)據(jù)如下:新課講解周期ns→np電子數(shù)元素?cái)?shù)目一1s1～2二2s1～22p1～6三3s1～23p1～6四4s1～23d1～104p1～6五5s1～24d1～105p1～6六6s1～24f1～145d1～106p1～6七7s1～25f1～146d1～107p1～62288881818181832323232遞增的核電荷數(shù)=元素個(gè)數(shù)新課講解若以一個(gè)方格代表一種元素，每個(gè)周期排成一個(gè)橫排，并按s、p、d、f分段，左側(cè)對(duì)齊，可得到如下元素周期表：新課講解思考與討論：1950年國(guó)際純粹與應(yīng)用化學(xué)聯(lián)合會(huì)（IUPAC）推薦了一張?jiān)刂芷诒?，?shū)末的元素周期表就是參照其新版制作的。請(qǐng)問(wèn)：怎樣將圖1-17變成書(shū)末的元素周期表？pfdsspsdpfsdpdsppss新課講解（4）族（十八縱行十六族，七主七副一VIII一0）列數(shù)123456789101112131415161718類別主族副族第VIII族副族主族0族名稱IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIB第VIII族IBIIBIIIAIVAVAVIAVIIA0族注意：1.從第四周期開(kāi)始的長(zhǎng)周期,比短周期多出的元素全部是金屬元素,這是因?yàn)樗鼈兊淖钔鈱与娮訑?shù)始終不超過(guò)2,即為ns1~2(Pd例外)。而第六、七周期比第四、五周期多出14個(gè)元素的基態(tài)原子最外層也只有2個(gè)s電子,所以也是金屬元素。2.電子層數(shù)=周期序數(shù)3.主族元素族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)新課講解新課講解（5）核外電子排布與族的關(guān)系元素周期表中,同族元素價(jià)層電子數(shù)相同,這是同族元素性質(zhì)相似的結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)。主族元素的價(jià)電子為該元素原子的最外層電子。如堿金屬元素的基態(tài)原子的價(jià)電子排布為ns1。元素周期表最右側(cè)稀有氣體元素的基態(tài)原子,除氦(1s2)外,最外層都是8電子,即ns2np6。副族元素的價(jià)電子與其最外層電子和次外層電子有關(guān)(鑭系、錒系元素還與次次外層的f電子有關(guān))。如鐵元素的價(jià)電子排布式為3d64s2。新課講解新課講解再探元素周期表問(wèn)題：仔細(xì)考察書(shū)末的元素周期表，你能提出哪些問(wèn)題？例如：（1）元素周期表共有幾個(gè)周期？每個(gè)周期各有多少種元素？為什么第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟同族的其他周期元素的不同？（2）元素周期表共有多少個(gè)列？各列的價(jià)層電子數(shù)各為多少？同列元素價(jià)層電子數(shù)是否相等？元素周期表可分為哪些族？族序有什么規(guī)律？（3）為什么在元素周期表中非金屬主要集中在右上角三角區(qū)（如圖1-18）？回答上述問(wèn)題和你提出的問(wèn)題，并整理出你對(duì)元素周期表的新認(rèn)識(shí)。（1）現(xiàn)行元素周期表包含118種元素，共有七個(gè)周期，每個(gè)周期包含的元素?cái)?shù)目，分別是按照周期序數(shù)一二三四五六七，元素種類數(shù)依次為2、8、8、18、18、32、32。第一周期結(jié)尾元素(He)原子核外只有2個(gè)電子，根據(jù)構(gòu)造原理，其電子排布式為1s2。與該元素同族的其他周期元素Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等，原子核外電子數(shù)依次增加了8、8、18、18、32。根據(jù)構(gòu)造原理，它們的最外層電子排布通式為ns2np6。所以，第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟同族的其他周期元素的不同。新課講解新課講解（2）元素周期表共有18個(gè)列。從左向右，第1~12列中，除第3列中的鑭系和錒系以外，其他的價(jià)層電子數(shù)都等于列數(shù)；第13~18列中，除第18列中的氦以外，其他的價(jià)層電子數(shù)都等于列數(shù)減10。除了鑭系、錒系和氦以外，同列元素價(jià)層電子數(shù)相等。元素周期表所劃分的族及族序數(shù)，從左向右排列如下：IA族、ⅡA族；ⅢB族→ⅦB族；Ⅷ族；IB族、ⅡB族；ⅢA族→ⅦA族；0族。新課講解（3）從原子結(jié)構(gòu)方面來(lái)說(shuō)，元素周期表中右上角三角區(qū)的元素，大多數(shù)的價(jià)層電子排布為ns2np1-6(He除外),價(jià)層電子數(shù)較大，得電子相對(duì)容易，失電子相對(duì)困難。從元素周期表中元素性質(zhì)遞變規(guī)律來(lái)說(shuō)，同周期元素從左到右非金屬性逐漸增強(qiáng)(不包括0族元素),同主族元素從下向上非金屬性逐漸增強(qiáng)。綜上可知，在元素周期表中非金屬主要集中在右上角三角區(qū)內(nèi)。新課講解再探元素周期表討論：（1）為什么副族元素又稱為過(guò)渡元素？過(guò)渡元素價(jià)層電子數(shù)跟它們的族序數(shù)有什么關(guān)系？寫(xiě)出它們的價(jià)層電子排布通式。答：副族元素介于s區(qū)元素(主要是金屬元素)和p區(qū)元素(主要是非金屬元素)之間，處于由金屬元素向非金屬元素過(guò)渡的區(qū)域，因此副族元素又稱為過(guò)渡元素。過(guò)渡元素價(jià)層電子數(shù)跟它們的族序數(shù)的關(guān)系是：第ⅢB族到第ⅦB族元素的價(jià)層電子數(shù)等于它們的族序數(shù)；第Ⅷ族有3列元素，其族序數(shù)等于該族的第1列元素的價(jià)層電子數(shù)；第IB族、第ⅡB族的族序數(shù)等于它們的最外層電子數(shù)。過(guò)渡元素的價(jià)層電子排布通式為(n-1)d1-10ns2(除鑭系和錒系)。新課講解（2）按照核外電子排布，可把元素周期表劃分成5個(gè)區(qū)，如圖1-19所示。除ds區(qū)外，各區(qū)的名稱來(lái)自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)。s區(qū)、d區(qū)和p區(qū)分別有幾個(gè)列？為什么s區(qū)（除氫元素）、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬元素？答：s區(qū)有2列，d區(qū)有8列，p區(qū)有6列。s區(qū)元素的價(jià)層電子排布通式為ns1-2,d區(qū)元素的價(jià)層電子排布通式為(n-1)d1-9ns1-2,ds區(qū)元素的價(jià)層電子排布通式為(n-1)d10ns2,它們的最外層電子數(shù)均不超過(guò)2,在化學(xué)反應(yīng)中容易失去電子，所以s區(qū)(除氫元素外)、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬元素。新課講解（3）處于非金屬與金屬分界線上的元素常被稱為半金屬或類金屬，為什么？由于元素的金屬性和非金屬性之間并沒(méi)有嚴(yán)格的界限，處于非金屬與金屬分界線上的元素既能表現(xiàn)出一定的非金屬性，又能表現(xiàn)出一定的金屬性，因此這些元素常被稱為半金屬或類金屬。新課講解（4）在周期表里找出Cr和Cu的價(jià)層電子。它們的電子排布符合構(gòu)造原理嗎？此外還有哪些元素的基態(tài)原子排布不符合構(gòu)造原理？Cr的價(jià)層電子排布式為3d54s1,Cu的價(jià)層電子排布式為3d104s1,不符合構(gòu)造原理(它們的3d軌道達(dá)到半充滿或全充滿結(jié)構(gòu)，是一種能量較低的穩(wěn)定結(jié)構(gòu))。此外，Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Ag、Pt、Au、La、Ce、Gd、Ac、Th、Pa、U、Np、Cm等的基態(tài)原子電子排布均不符合構(gòu)造原理。新課講解（5）語(yǔ)言119號(hào)元素基態(tài)原子最外層電子排布；預(yù)言第八周期有多少種元素。119號(hào)元素應(yīng)位于第八周期第IA族，故基態(tài)原子最外層電子排布為8s1;周期分別為一、二、三、四、五、六、七，元素種數(shù)分別為2x12、2×22、2×22、2×32、2×32、2×42、2×42,以此預(yù)測(cè)第八周期元素種數(shù)為2×52=50(種)。新課講解思考與討論在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素（如圖1-20）的有些性質(zhì)是相似的（如鋰和鎂在過(guò)量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過(guò)氧化物），這種相似性被稱為對(duì)角線規(guī)則。（1）對(duì)角線規(guī)則是從相關(guān)元素及其化合物的許多性質(zhì)中總結(jié)出來(lái)的經(jīng)驗(yàn)規(guī)則，不是定理。在科學(xué)研究中，你對(duì)類似對(duì)角線規(guī)則這樣的經(jīng)驗(yàn)規(guī)則有何看法？（2）以“對(duì)角線規(guī)則”為關(guān)鍵詞，利用互聯(lián)網(wǎng)搜索有關(guān)資料，比較鋰和鎂、鈹和鋁、硼和硅三對(duì)元素及其化合物性質(zhì)的相似性。新課講解對(duì)角線規(guī)則1.鋰和鎂能直接與氮?dú)夥磻?yīng)生成氮化物溶解性，鋰的化合物比其他堿金屬的鹽更難溶于水，與鎂鹽相似。2.鈹和鋁它們的氫氧化物具有兩性；且都難溶于水，只能溶于強(qiáng)酸和強(qiáng)堿溶液中。3.硼和硅硼與硅都能生成揮發(fā)性、活潑的氫化物；它們的鹵化物（BF3除外）能水解生成硼酸和硅酸。課堂練習(xí)1.判斷正誤。答案：×

×

×

×

×

×√(1)除0族外,短周期元素的最高化合價(jià)在數(shù)值上都等于該元素所屬的族序數(shù)(

)(2)除短周期外,其他周期均有18種元素 (

)(3)堿金屬元素是指第ⅠA族的所有元素(

)(4)在元素周期表中,所有非金屬都位于p區(qū)(

)(5)價(jià)電子數(shù)與最高化合價(jià)相等的元素一定是主族元素(

)(6)次外層全充滿而最外層有不成對(duì)電子的元素一定是主族元素 (

)(7)元素周期表5個(gè)區(qū)中都有金屬元素 (

)課堂練習(xí)2.下列關(guān)于原子核外電子排布與元素在周期表中位置關(guān)系的敘述中,正確的是(

)A.原子價(jià)電子排布為ns2np1~6的元素一定是主族元素B.基態(tài)原子最外電子層的p能級(jí)上有5個(gè)電子的元素一定是第ⅦA族元素C.原子的價(jià)電子排布為(n-1)d6~8ns2的元素一定位于第ⅢB~ⅦB族D.基態(tài)原子N能層上只有1個(gè)電子的元素一定是主族元素答案：B課堂練習(xí)3.外圍電子構(gòu)型為3d104s1的元素在周期表中位于(

)A.第五周期第ⅠB族B.第五周期第ⅡB族C.第四周期第ⅦB族D.第四周期第ⅠB族答案：D課堂練習(xí)4.已知某元素基態(tài)原子的價(jià)電子排布為(n-1)dansb(a、b均為大于0的正整數(shù)),下列有關(guān)說(shuō)法正確的是(

)A.該元素一定位于元素周期表中的d區(qū)B.該元素一定位于元素周期表中的ds區(qū)C.該元素的族序數(shù)為a+bD.該元素一定為金屬元素答案：D課堂練習(xí)5.指出下列元素是主族元素還是副族元素,及其在元素周期表中的位置。(1)1s22s22p63s2是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,屬于

區(qū)元素。

(2)[Kr]4d105s25p2是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,屬于_____

區(qū)元素。

(3)[Ar]3d14s2是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,屬于

區(qū)元素。

(4)[Ar]3d104s1是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,屬于

區(qū)元素。

主三ⅡAs主五ⅣAp副四ⅢBd副四ⅠBds課堂小結(jié)一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1.元素周期律2.元素周期系3.元素周期表二、構(gòu)造原理與元素周期表1.原子的電子排布與周期的劃分：2.原子的電子排布與族的劃分主族元素：族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù)=價(jià)電子數(shù)

副族元素：大多數(shù)族序數(shù)=（n-1)d+ns的電子數(shù)=價(jià)電子數(shù)

3.原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū):周期序數(shù)=能層數(shù)5個(gè)區(qū)：s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū)第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第二課時(shí)新課講解課程學(xué)習(xí)目標(biāo)了解原子半徑的周期性變化規(guī)律。1理解電離能與原子半徑的關(guān)系，并掌握電離能的周期性變化及規(guī)律。3知道電離能的概念與表示方法。2新課講解導(dǎo)入根據(jù)已學(xué)知識(shí)回顧：元素周期律的內(nèi)涵豐富多彩，在元素周期表中，原子核電荷數(shù)、電子層數(shù)、原子半徑、元素金屬性與非金屬性、原子得電子與失電子能力有什么周期性的變化規(guī)律呢？復(fù)習(xí)回顧導(dǎo)入同周期：從左到右，最外層電子數(shù)依次增加；核電荷數(shù)依次增加；原子半徑逐漸減??；元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)；原子得電子能力增強(qiáng)，失電子能力減弱。同主族：從上到下，最外層電子數(shù)相同，核電荷數(shù)依次增加，原子半徑逐漸增大，元素金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。原子得電子能力減弱，失電子能力增強(qiáng)。復(fù)習(xí)回顧新課講解一、原子半徑1.原子半徑的大小取決于兩個(gè)相反的因素：顯然，電子的能層越多，電子之間的排斥作用將使原子的半徑增大；而核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。這兩個(gè)因素結(jié)合的結(jié)果使原子半徑呈現(xiàn)周期性的遞變。①電子的能層數(shù)②核電荷數(shù)新課講解例如，主族元素的原子半徑如圖1-21所示：新課講解思考與討論1.元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢(shì)如何？如何解釋這種趨勢(shì)？元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑依次減小。解釋：同周期，原子半徑大小主要影響因素為核電荷數(shù)，從左到右，原子核外電子的能層不變，而原子核電荷數(shù)依次增加，原子核對(duì)電子的吸引作用就越大，使原子的半徑減小。新課講解思考與討論2.元素周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢(shì)如何？如何解釋這種趨勢(shì)？元素周期表中同主族元素從上到下，原子半徑依次增大。解釋：同主族，原子半徑大小主要影響因素為電子的能層數(shù)，從上到下，原子核外電子的能層依次增加，電子的能層越多，電子之間的排斥作用將使原子的半徑增大。新課講解二、電離能2.表示方法氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去了一個(gè)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。保持“最低能量”的條件：“氣態(tài)”、“基態(tài)”、“電中性”、”失去一個(gè)電子“等。思考：什么又叫第二電離能？第三電離能？第四？第五？······1.概念用符號(hào)

I1

表示，單位：kJ/mol新課講解二、電離能N(g)＝N＋(g)＋e－

I1（第一電離能）N＋(g)＝N2＋(g)＋e－

I2（第二電離能）N2＋(g)＝N3＋(g)＋e－

I3（第三電離能）

......一價(jià)氣態(tài)正離子再失去一個(gè)電子所需要的能量叫做第二電離能,符號(hào)I2。以此類推，第三、第四電離能……新課講解二、電離能元素的第一電離能大小與原子失電子的難易的關(guān)系：元素的第一電離能越小，越易失去電子，元素金屬性越強(qiáng)；元素的第一電離能越大，越難失去電子，元素金屬性越弱。思考：元素的第一電離能大小與原子失電子的難易有何關(guān)系？新課講解討論：觀察右圖，思考原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么規(guī)律呢？同學(xué)之間相互交流并作分享。新課講解每個(gè)周期的第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小，最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最大；同族元素從上到下第一電離能變小，如He、Ne、Ar、Kr、Xe的第一電離能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一電離能也依次下降。元素的第一電離能的周期性特點(diǎn)：規(guī)律小結(jié)：（1）同主族：從上到下，元素第一電離能逐漸減小。（2）同周期：從左到右，元素第一電離能總體呈增大趨勢(shì)。中間有反常。新課講解思考：為什么B、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低，而使Li—Ni和Na—Ar的電離能曲線呈現(xiàn)鋸齒狀變化？新課講解對(duì)于B和Al這兩個(gè)鋸齒狀變化，一般的解釋為：B和Al的第一電離能失去的電子是np能級(jí)的，該能級(jí)的能量比左邊的位于ns能級(jí)的能量高。對(duì)于O和S這兩個(gè)鋸齒狀變化，有兩種解釋，其一是N和P的電子排布式半充滿的，比較穩(wěn)定，電離能較高；其二是O和S失去的是已經(jīng)配對(duì)的電子，配對(duì)電子相互排斥，因而電離能較低。哪一種解釋更合理？需要做定量計(jì)算才能判斷。資料卡片：新課講解二、電離能（1）原子核對(duì)核外電子的引力（即原子半徑）（2）原子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的趨勢(shì)影響元素的第一電離能大小的因素：新課講解（1）堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？思考與討論：堿金屬元素，從上到下，原子半徑逐漸增大，越易失去電子，第一電離能減小，元素金屬性增強(qiáng)，堿金屬的活潑性增強(qiáng)。元素LiNaKRbI1（kJ·mol－1)587.1496418.6402.9新課講解（2）下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級(jí)失去電子的電離能。為什么原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么聯(lián)系？元素NaMgAl電離能（kJ·mol-1）49673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293思考與討論：新課講解為什么原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大？思考與討論：原子的逐級(jí)電離能逐漸增大，即I1<I2<I3<I4<·······解釋：因?yàn)殡S著電子的逐個(gè)失去，陽(yáng)離子所帶的正電荷數(shù)越來(lái)越大，再要失去一個(gè)電子需克服的電性引力也越來(lái)越大，消耗的能量也越來(lái)越多。所以原子的逐級(jí)電離能逐漸增大。新課講解這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么聯(lián)系？思考與討論：NaMgAl電離能（kJ·mol－1）I1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376I7201142170323293鈉、鎂、鋁的最高化合價(jià)分別是＋1、＋2、＋3同一元素的不同電離能變化規(guī)律：（1）逐級(jí)增大，且存在突躍。（2）根據(jù)主族元素原子不同級(jí)電離能的突躍性變化，判斷元素性質(zhì)（通常價(jià)態(tài)）、元素在周期表中的位置等。課堂練習(xí)答案為

C。A．第一電離能越小，說(shuō)明越易失電子，元素金屬性越強(qiáng)，故A正確；B．元素原子的能量越高，第一電離能越小，越易失去電子，故B正確；C．同一周期元素的第一電離能隨著原子序數(shù)的增大而增大，同一周期中稀有氣體的第一電離能最大，但稀有氣體非金屬性弱，故C錯(cuò)誤；D．第一電離能是基態(tài)的氣態(tài)原子失去最外層的一個(gè)電子所需能量，故D正確；1．關(guān)于元素第一電離能元素性質(zhì)的下列說(shuō)法中，不正確的是（）A．第一電離能越小，元素金屬越強(qiáng)B．第一電離能越小，該元素原子的能量越高C．第一電離能越大，該元素的非金屬性強(qiáng)D．第一電離能失去的電子，一定是最外層上的電子課堂練習(xí)2．下列說(shuō)法正確的是(

)A．第三周期所含的元素中鈉的第一電離能最小B．鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大C．在所有元素中，氟的第一電離能最大D．鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大答案：AA.金屬性越強(qiáng)，第一電離能越小，所以第三周期所含的元素中鈉的第一電離能最小，選項(xiàng)A正確；B.由于鎂原子的3s軌道處于全充滿狀態(tài)，穩(wěn)定性強(qiáng)，所以第一電離能是鎂的大于鋁的，選項(xiàng)B不正確；C.第一電離能最大的是稀有氣體元素，選項(xiàng)C不正確；D.鉀的金屬性強(qiáng)于鎂的，所以鉀的第一電離能小于鎂的，選項(xiàng)D不正確；課堂練習(xí)3．以下說(shuō)法不正確的是（）A．第一電離能越小，表示氣態(tài)原子越容易失電子B．同一元素的電離能，各級(jí)電離能逐級(jí)增大C．在元素周期表中，主族元素原子的第一電離能從左到右一定是越來(lái)越大D．在元素周期表中，同主族元素從上到下，第一電離能呈現(xiàn)遞減的趨勢(shì)

CA.第一電離能越小，氣態(tài)原子失去一個(gè)電子所需要的最小能量越小，越容易失電子，故A正確；B.同一元素的電離能，各級(jí)電離能逐級(jí)增大，故B正確；C.在元素周期表中，主族元素原子的第一電離能從左到右呈增大的趨勢(shì)，當(dāng)外圍電子在能量相等的軌道上形成全空、半滿或全滿結(jié)構(gòu)時(shí)，原子的能量較低，元素的第一電離能較大，故C錯(cuò)誤；D.在元素周期表中，同主族元素從上到下，第一電離能呈現(xiàn)遞減的趨勢(shì)，這是因?yàn)橥髯逶氐膬r(jià)電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對(duì)核外電子的有效吸引作用逐漸減弱，故D正確。課堂練習(xí)4.

根據(jù)有關(guān)知識(shí)，回答下列問(wèn)題。（1）化學(xué)元素（0族和放射性元素除外）中，第一電離能最小的元素是___（填元素符號(hào)，下同），第一電離能最大的元素是___，電負(fù)性最大的元素是___。（2）銅的原子序數(shù)是29，其價(jià)電子排布式為_(kāi)__。（3）元素的電負(fù)性越大，則在形成化合物時(shí)此元素___越強(qiáng)。（4）Be的第一電離能大于B的第一電離能，這是因?yàn)開(kāi)__。答案：（1）

CsF

F（2）3d104s1

（3）吸引成鍵電子的能力

（4）Be的2s能級(jí)為全滿狀態(tài)，較穩(wěn)定，而B(niǎo)失去一個(gè)電子后變?yōu)?s能級(jí)全滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以B的第一電離能比Be的小。

課堂練習(xí)5．第一電離能I1是指氣態(tài)原子X(jué)(g)處于基態(tài)時(shí)，失去一個(gè)電子成為氣態(tài)陽(yáng)離子X(jué)＋(g)所需的能量。下圖是部分元素原子的第一電離能I1隨原子序數(shù)變化的曲線圖(其中12號(hào)至17號(hào)元素的有關(guān)數(shù)據(jù)缺失)。

(1)認(rèn)真分析上圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律，推斷Na～Ar元素中，Al的第一電離能的大小范圍為_(kāi)___<Al<__；(填元素符號(hào))Na

Mg

課堂練習(xí)(2)從上圖分析可知，同一主族元素原子的第一電離能I1變化規(guī)律是_____。(3)上圖中第一電離能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族；從上到下依次減小5

ⅠA課堂小結(jié)一、原子半徑二、電離能1.概念2.表示方法：3.影響因素:①電子的能層數(shù)②核電荷數(shù)用符號(hào)

I1

表示，單位：kJ/mol（1）原子核對(duì)核外電子的引力（即原子半徑）（2）原子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的趨勢(shì)第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第三課時(shí)電負(fù)性新課講解課程學(xué)習(xí)目標(biāo)了解電負(fù)性的概念。1通過(guò)思考討論，學(xué)會(huì)應(yīng)用電負(fù)性判斷元素的原子半徑大小、化合物元素化合價(jià)正負(fù)、元素金屬性與非金屬性強(qiáng)弱、解釋對(duì)角線規(guī)則。3通過(guò)主動(dòng)探究，理解電負(fù)性的周期性變化趨勢(shì)。2新課講解導(dǎo)入根據(jù)已學(xué)知識(shí)回顧：我們學(xué)過(guò)的化學(xué)鍵有哪幾種類型？復(fù)習(xí)回顧離子鍵、共價(jià)鍵。思考：什么是化學(xué)鍵？如何理解？新課講解一、電負(fù)性1.化學(xué)鍵原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。元素相互化合，可理解為相鄰原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。2.鍵合電子新課講解鮑林一、電負(fù)性電負(fù)性的概念是由美國(guó)化學(xué)家鮑林提出的，用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。鮑林利用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計(jì)算，以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。新課講解（1）定義一、電負(fù)性用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。（2）意義電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。（3）大小標(biāo)準(zhǔn)以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性是相對(duì)值，沒(méi)單位。新課講解思考與討論觀察圖1-23，思考各元素的電負(fù)性有何周期性變化？并回答下列問(wèn)題。①同一周期中，元素的電負(fù)性如何變化？②同一主族中，元素的電負(fù)性如何變化？③電負(fù)性最大的元素和電負(fù)性最小的元素分別在元素周期表的什么位置？新課講解（3）變化規(guī)律一、電負(fù)性①同一周期：主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強(qiáng)。(稀有氣體元素除外)②同一主族：元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢(shì)，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。③金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。電負(fù)性最大的是氟，最小的是銫。新課講解①電負(fù)性的大小也可以作為判斷元素金屬性與非金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)。一、電負(fù)性（4）應(yīng)用電負(fù)性越大,元素的非金屬性越強(qiáng),電負(fù)性越小,元素的非金屬性越弱。a.金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8。b.非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8。c.位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”,電負(fù)性在1.8左右,既表現(xiàn)金屬性,又表現(xiàn)非金屬性。新課講解②電負(fù)性也可以用來(lái)判斷化合物的化學(xué)鍵類型。一、電負(fù)性（4）應(yīng)用電負(fù)性相差很大離子鍵(相差>1.7)電負(fù)性相差不大共價(jià)鍵(相差<1.7)但也有特例（如HF）但也有特例（如NaH）電負(fù)性相差越大的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)偏向電負(fù)性大的原子趨勢(shì)越大，鍵的極性越大。新課講解③電負(fù)性也可以用來(lái)判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)。一、電負(fù)性（4）應(yīng)用a.電負(fù)性數(shù)值小的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力弱,元素的化合價(jià)為正值。b.電負(fù)性數(shù)值大的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力強(qiáng),元素的化合價(jià)為負(fù)值。電負(fù)性大的顯負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的顯正價(jià)。新課講解④電負(fù)性也可以用來(lái)解釋元素的“對(duì)角線”規(guī)則。一、電負(fù)性（4）應(yīng)用例：“Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2;Be、Al的電負(fù)性分別為1.5、1.5;B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8。它們的電負(fù)性接近,說(shuō)明它們對(duì)鍵合電子的吸引力相當(dāng),它們表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。如Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為L(zhǎng)i2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。新課講解一、電負(fù)性（5）第一電離能與電負(fù)性的關(guān)系電負(fù)性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負(fù)性大的原子吸引電子的能力強(qiáng)，所以一般來(lái)說(shuō)，電負(fù)性大的原子對(duì)應(yīng)元素的第一電離能也大。新課講解探究：元素的電負(fù)性變化趨勢(shì)【繪制