第一单元 原子结构与性质（单元教学设计）-【大单元教学】高二化学同步备课系列（人教版2019选择性必修第二册）

原子结构与性质 一、大单元教学主题内容分析 1.课程标准 《普通高中化学课程标准（2017年版2020年修订）》要求：了解有关核外电子运动模型的历史发展过程，认识核外电子的运动特点。知道电子运动的能量状态具有量子化的特征（能量不连续），电子可以处于不同的能级，在一定条件下会发生激发与跃迁。知道电子的运动状态（空间分布及能量）可通过原子轨道和电子云模型来描述。知道原子核外电子的能级高低顺序，了解原子核外电子排布的构造原理，认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则等。知道1~36号元素基态原子核外电子的排布。 认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征，了解元素周期律（表）的应用价值。 2.教材分析 本章教材充分考虑了初中化学和高中化学必修阶段中的原子结构知识的基础，注意知识的衔接与深化。本章内容包括原子结构、元素周期表和元素周期律等知识，教材以原子结构为基础，并在此基础上推演元素的性质。在第一节“原子结构”中，在学生已有原子结构知识的基础上，直接给出核外电子的能层（即"电子层"）和能级（即"电子亚层"）两个概念，给出每一能层有几个能级，每个能级最多可以容纳的电子数，并在能级的基础上引出原子的基态和激发态，以及原子光谱。有了能层和能级的概念，教材直接给出构造原理，并根据构造原理进行核外电子排布。这样一来，教材中没有出现四个量子数的概念，降低了学习难度。构造原理是一个经验规律，构造原理直接给出了原子核外电子排布的次序。该节在描述原子核外电子的运动状态时，借助电子云的概念，形象地引出了原子轨道。有了原子轨道的概念，运用原子轨道对原子核外电子的排布作进一步研究，进而介绍了泡利原理和洪特规则，以及能量最低原理。第二节"原子结构与元素的性质"中，首先，从元素周期律、元素周期系的角度说起元素周期表，然后，根据构造原理得出的核外电子排布，解释了元素周期系的基本结构，再通过“探究”栏目要求学生进一步认识元素周期表的结构。关于元素周期律，重点讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。除学科知识外，本章栏目的选材也注意了对学生进行科学方法、科学态度的教育，如"科学史话"中提供的素材，既有利于对学生进行科学方法、科学态度的教育，也有利于激发学生的学习兴趣。 3.学情分析 学科知识方面：在初中阶段，学生简单认识了原子结构，知道原子是由原子核和核外电子构成。必修阶段，学生初步学习了原子结构、元素周期表、元素周期律相关知识，认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系，对于原子结构中的能层概念有了清晰的认识，了解原子核外电子排布的一般规律；对于元素周期表可以简单描述，能够初步掌握元素周期表的结构；学生通过实验收获对大量具体元素化合物的认知，认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。熟练掌握元素周期表中原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、金属性和非金属性的递变规律。 化学学科素养方面：通过必修的学习，学生已经初步具备宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知、科学态度与社会责任的化学学科核心素养。 二、单元教学设计思路及教学目标 “原子结构”单元整体教学主要涉及两方面内容：第一，原子结构模型，主要是原子结构模型的发展历程、核外电子运动模型的历史发展过程和原子结构的量子力学模型；第二，元素周期律模型，主要包括核外电子排布的原则、周期表的划分、原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律。整体构思及课时安排如下图所示： （一）单元教学设计 （二）教学目标及教学课时安排 课时1 能层与能级　原子光谱 1. 认识核外电子的运动特点。通过认识原子结构及核外电子排布，辨识微观粒子的运动状态不同于宏观物体的运动状态。 2. 知道电子运动的能量状态具有量子化的特征(能量不连续)，电子可以处于不同的能级，在一定条件下会发生激发与跃迁。知道原子光谱形成的原因，能论证核外电子运动的能量特点。 课时2 构造原理与电子排布式 1. 了解原子结构的构造原理,学会书写基态原子的核外电子排布式。 2. 通过认识原子核外电子排布,能辨识原子核外电子的能层、能级分布及其能量的关系。 课时3 电子云与原子轨道 1. 知道电子的运动状态(空间分布及能量)可通过原子轨道和电子云模型来描述。 2. 通过认识原子结构及核外电子排布，辨识微观粒子的运动状态不同于宏观物体的运动状态。 3. 结合原子核外电子排布规律及核外电子排布的原则建立观点、结论和证据之间的逻辑关系。 课时4 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 1. 认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则等。 2. 理解能量最低原理、泡利原理和洪特规则，能书写1-36号元素的基态原子的轨道表示式，初步学会运用模型解决实际问题。 3. 能解释一些元素的基态原子的核外电子排布不遵循构造原理的原因。 课时5 原子结构与元素周期表 1. 通过分析核外电子排布与元素周期表中周期划分的联系，熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。 2. 能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。 课时6 元素周期律 1. 认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对"结构"与"性质"关系的理解 2. 建构元素周期律模型，能列举元素周期律的应用。 三、教学内容 课时1 能层与能级　原子光谱 任务 活动 设计意图 任务1：回顾原子结构模型发展简史 问题1：结合所学，请画出钠原子原子结构示意图，谈谈你对原子结构的认识。 问题2：研究核外电子排布的实验依据是什么？ 研究原子结构的方法——原子光谱 回顾原子结构模型发展历程，体会理论形成过程。引出丹麦科学家玻尔 根据原子光谱实验，进一步建立起核外电子分层排布的原子结构模型。 任务 活动 设计意图 任务2：研究原子结构的方法——原子光谱 问题3：原子光谱是如何产生的？ 不同元素原子的电子发生跃迁时可以吸收不同的光，用光谱仪可以摄取各种原子吸收光谱。 不同元素原子的电子发生跃迁时可以发射不同的光，用光谱仪可以摄取各种原子的发射光谱。 各种原子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。 问题4：原子光谱的应用 （1）发现新元素 （2）鉴定元素 （3）检验元素 分析原子光谱产生的原因，从原子中能量变化的角度认识光产生的原因，了解历史上许多元素是通过原子光谱发现的，知道现代化学中常利用原子光谱的特征谱线的原因。 任务 活动 设计意图 任务3：能层与能级 问题5：回忆所学，核外电子运动特点和排布规律是什么？ ①含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动 ②核外电子是分层排布的 ③离核较近的电子，能量较低，离核较远的电子，能量较高。 1、 能层——电子层 (1)分类依据：在多电子的原子中，核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异， 可以将核外电子分成不同的能层。 (2)能层的表示方法及各能层最多容纳的电子数：2n2 (3)核外电子的排布规律 问题6：分析钠原子光谱时发现：即便是相同的两个能层之间发生电子跃迁，也会出现多条谱线。对于这个现象，你会提出何种假设？ 多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同。 还可以把一个能层分为不同能级。 2、 能级 (1)分类依据：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级。 (2)符号 ：任一能层的能级都是从 s 能级开始，依次称p、d、f、g能级…… (3)能级表示方法及各能级最多容纳的电子数 利用学生对原子结构的已有知识，复习强化核外电子是分层排布的，引入能层概念。 通过光谱现象创设认知冲突，借助已有原子结构知识，建立新的原子结构模型。 课时2 构造原理与电子排布式 任务 活动 设计意图 任务1：核外电子在能级中的排布规律 问题1：结合已有的能级知识，分析1-18号元素核外电子在能级中的排布规律。 (1)结合H、He的原子结构示意图可知，电子首先填入能量最低的1s能级，直至将该能级填满。 (2)结合Li、Be的原子结构示意图可知，当1s能级填满之后，电子优先填入能量较低的2s能级，直至填满。 (3)B至Ne元素，在1s、2s能级填满后，电子填入2p能级，直至2p能级填满。 (4)Na至Ar元素，电子首先填入3s能级。3s填满后继续填入3p能级，直至3p能级填满。 根据1-18号元素核外电子排布，分析得到电子在能级中的填充顺序为：1s → 2s → 2p → 3s → 3p 问题2：结合1-18号元素核外电子在能级中的排布规律，画出K的原子结构示意图。 根据K元素核外电子排布，分析得到电子在能级中的填充顺序为：1s → 2s → 2p → 3s → 3p→ 4s 一、构造原理 1.内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。 2.构造原理示意图 3.规律 (1)电子在能级上优先排布能量更低的能级，然后依次排布在能量较高的能级上。 (2)随电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。从第三能层开始，不同能层的能级出现“能级交错” 现象。 (3)电子填入能级的顺序： 1s； 2s 2p； 3s 3p； 4s 3d 4p； 5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p； 7s 5f 6d...... (4) 能层、能级中的电子能量关系 通过1-18号元素原子结构示意图分析得到核外电子在能级中的排布规律，体会探究过程，辨识原子核外电子的能层、能级分布及其能量的关系 任务 活动 设计意图 任务2：原子核外电子排布的表示方式 问题3：如何表示能级中核外电子排布？ 二、电子排布式。 1.含义：将能级上所容纳的电子数标在该能级符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子叫电子排布式。 问题4：阅读课本P9表1-1，总结电子排布式的书写原则。 2.原则 填——电子填充时依构造原理中的顺序填充 写——能层小的写在前边 3.简化电子排布式 为了避免电子排布式过于繁琐，我们可以把内层电子达到稀有气体结构的部分，以相应稀有气体元素符号外加方括号来表示。 4.价电子排布式 “价电子层”定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层) 主族元素原子的价电子一般是在最外面能层的电子（即最外层电子）。 过渡元素原子的价电子则通常包括最外能级组的电子（即最外层电子和部分内层电子）。 课堂训练 3. 请写出写出25Mn、23V基态原子的价层电子排布式，试推测25Mn、23V两种元素可能的化合价。 5.下列基态原子的电子排布式，书写正确的是(D) A.F:1s22s22p6 B.P:1s22s22p63s23p2 C.Sc:1s22s22p63s23p64s23d1 D.Br:1s22s22p63s23p63d104s24p5 总结 在了解原子结构的构造原理基础上,学会书写基态原子的核外电子排布式，通过大量练习，进一步引出简化电子排布式和价电子排布式的书写方法。 课时3 电子云与原子轨道 任务 活动 设计意图 任务1：电子在核外的空间分布 引入：回忆原子结构理论的发展 1913年，玻尔提出氢原子模型，电子在线性轨道上绕核运行。 1926年薛定谔提出：可以用一个数学方程描述核外电子的运动状态，为近代量子力学奠定了理论基础。量子力学推翻了玻尔的线性轨道模型。 量子力学指出：一定空间运动状态的电子并不在玻尔假设的线性轨道上运动，而是在核外空间各处都可以出现，只是出现的概率不同，可以算出它们的概率密度分布。 1.概率密度 用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则 P/V称为概率密度，用ρ表示 氢原子1s电子的概率密度分布图 2.电子云 核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。 电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率分布的形象化描述。 注意： (1)小黑点表示电子在原子核外出现的概率密度。 (2)小点越密，表明概率密度越大。 (3)电子云图很难绘制,使用不方便,故常使用电子云轮廓图。 3.电子云轮廓图 将电子在原子核外空间出现的概率P＝90% 的空间圈出来，绘制电子云的轮廓图，便可描绘电子云的形状。1s电子的电子云轮廓图绘制过程 问题1：观察相同原子的s电子的电子云轮廓图，总结规律 (1)能层越高，s电子的电子云半径越大。 (2)不同能层s电子的电子云形状相同，均为球形。 问题2：为什么能层越高，s电子的电子云半径越大？ 由于电子能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率增大，电子云越来越向更大的空间扩展。 问题3：电子云轮廓图都是球形吗？ 问题4：p电子云有什么特点？ p电子的电子云形状相同，均为哑铃形； 且px、py、pz 的电子云互相垂直。 通过回忆原子结构理论发展，体会科学探究过程，初步了解量子力学内容。电子云和电子云轮廓图概念抽象，通过图像、视频帮助学生形象化认识电子云，建立三维空间模型。 任务 活动 设计意图 任务2：原子核外电子的空间运动状态 4.原子轨道 (1)定义：量子力学把电子在原子核外的一种空间运动状态称为一个原子轨道。常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向，即电子云轮廓图可以看作为原子轨道。 (2)形状 ①s能级的原子轨道只有1个，呈球形，在空间只有一个伸展方向。 ②除s电子云外，其他电子云轮廓图都不是球形的。例如 p电子云轮廓图呈哑铃状。 问题5：根据所学知识填写下表，并预测d、f能级中的原子轨道数量。 问题6：请根据下表整理不同能层、能级和原子轨道之间的关系 ①能级与原子轨道数目的关系 ②原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道为n2个 问题7：结合表格分析原子轨道中的能量关系。 ①相同能层上原子轨道能量高低： E ( ns )< E ( np )< E ( nd )< E ( nf )... ②不同能层，同一类能级能量高低： E (1s)< E (2s)< E (3s)< E (4s)… ③同一能层同一能级原子轨道的能量相同，如2px、2py、2pz轨道的能量相同 课堂训练 1、判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)在原子中第n能层,电子占有的轨道数最多为n2。 (　√　) (2)同一原子中的npx与npy轨道形状相同,半径相同且在空间相互垂直。(　√　) (3)电子云图中小黑点密度的大小可表示电子的多少。(　×　) (4)p轨道呈哑铃形,因此p轨道上的电子运动轨迹呈哑铃形。 (　×　) 2、如图是s能级和p能级的原子轨道图,下列说法正确的是(　C　) A.s能级和p能级的原子轨道形状相同 B.每个p能级都有6个原子轨道 C.s能级的原子轨道半径与能层序数有关 D.钠原子的电子在11个原子轨道上高速运动 总结 通过提供大量图像，引导学生观察思考讨论归纳，理解原子轨道的概念和形状，了解能层、能级、原子轨道之间的关系，指导原子轨道能量高低的规律。 课时4 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 任务 活动 设计意图 任务1：电子自旋和泡利原理 引入：知识回顾 思考：两个电子容纳在同一个轨道里。为什么一个原子轨道中最多可容纳两个电子？同一轨道中的两个电子的状态是否完全相同呢？ 资料卡片： 1925年，两个荷兰年轻人根据实验事实提出假设： 电子除了空间运动状态外，还存在一种运动状态叫自旋。 1.电子自旋 （1）概念 电子除空间运动状态外，还有一种状态叫自旋。 （2） 两种取向及表示方法： 电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称自旋相反，常用上下箭头（ “↑”“↓” ）表示自旋相反的电子。 （3）总结 ①自旋是微观粒子普遍存在的一种如电荷、质量一样的内在属性 ②电子的运动状态由能层、能级、原子轨道和自旋状态四个方面共同决定；电子能量与能层、能级有关，电子运动的空间范围与原子轨道有关 ③一个原子中不可能存在运动状态完全相同的2个电子 2.泡利原理 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们自旋相反。 问题1：核外电子在原子轨道中的排布应该如何表示？ 原子的轨道表示式 3.原子轨道表示式 (1)概念 轨道表示式（又称电子排布图）是表述电子排布的一种图式 (2)表示方法 用方框（也可用圆圈）表示原子轨道，能量相同的原子轨道（简并轨道）的方框相连，箭头（↑↓）表示一种自旋状态电子。 问题2：书写基态Li、Be、B 原子的轨道表示式和电子排布式 通过回忆能层与能级、原子轨道相关知识，提出问题，引导学生思考，结合资料卡片 介绍电子自旋和泡利原理，体会科学发展过程。根据泡利原理学习原子轨道表示式的书写方式，通过练习引发冲突，为学习洪特规则埋下伏笔。 任务 活动 设计意图 任务2：核外电子在原子轨道中的排布规律 问题3：书写基态C 原子的电子排布式和轨道表示式 C 1s22s22p2 问题4：哪一种轨道表示式正确表达了基态碳原子核外电子的排布呢？ 核外电子在原子轨道中的排布规律Ⅱ——洪特规则 1925年，洪特根据多电子原子的原子光谱正式提出洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行 问题5：根据所学知识，书写11～24号元素原子的轨道表示式。 洪特规则特例 光谱实验发现，能量相同的简并轨道在全满、半满和全空条件时，体系能量较低，原子较稳定。 课堂训练 1. 写出 29Cu 电子排布式和价层电子轨道表示式 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 2.下列轨道表示式中哪个是硼的基态原子？为什么？ A 根据泡利原理，在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且它们的自旋相反。 3.下列轨道表示式中哪个是氧的基态原子？为什么？ A 根据洪特规则，基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行 核外电子在原子轨道中的排布规律Ⅲ——能量最低原理 (1)概念 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。 (2)因素 整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定。 a.相邻能级能量相差很大时，电子填入能量较低的能级可使原子能量最低。如所有主族元素的基态原子。 b.当相邻能级能量差别不大时，有1-2个电子填入能量稍高的能级可能反而降低电子的排斥能，进而使原子整体能量最低。如所有副族元素的基态原子。 课堂训练 答案：1.ACD 2.C D 3.轨道表示式可以表示原子或离子的核外电子排布。请写出Fe、 Fe2+、Fe3+的轨道表示式。 总结 根据书写基态碳原子轨道表示式引发认知冲突，引出洪特规则。根据泡利原理和洪特规则引导学生书写11-24号元素基态原子的轨道表示式，一方面巩固对泡利原理和洪特规则的理解，另一方面引出洪特规则特例。最后的能量最低原理是自然界的普遍规律。通过习题强化基态原子核外电子排布需要遵循泡利原理、洪特规则、能量最低原理。 课时5 原子结构与元素周期表 任务 活动 设计意图 任务1：元素周期表的发展 引入：门捷列夫与第一张元素周期表 问题1：观察门捷列夫周期表，分析该表对元素进行排序的依据是什么？ 相对原子质量 科学史话：1913年，英国物理学家莫塞莱发现，元素的特征X射线波长λ与其在周期表中次序（他称之为原子序数，以Z表示) 一致，并得到Z值与波长λ之间的经验公式： (1/λ) ½= a(Z-b) a、b为常数 问题2：通过表格，你能得出什么结论？ 原子序数=核电荷数 科学史话： 维尔纳的特长式周期表确定了前五周期的元素种类 玻尔元素周期表中用方框框起原子新增加的电子是填入内层轨道的；用直线连接前后周期相关元素（同族元素），原因它们的价电子数相等 问题3：元素周期表共有几个周期、几个主族、几个副族？Ⅷ族在元素周期表中占几列？ 通过复习门捷列夫的第一张元素周期表，引出莫塞莱得出的规律，再进一步了解元素周期表的发展过程，发展学生的科学态度核心素养。通过问题引导学生回忆必修阶段所学习的元素周期表的结构，为本节课的知识线做铺垫。 任务 活动 设计意图 任务2：元素周期表和元素周期系 1.元素周期律 元素的性质随着核电荷数递增发生周期性递变。 原子序数＝核电荷数＝质子数 2.元素周期系 按其原子的核电荷数递增排列的序列。 3.元素周期表是呈现元素周期系的表格 元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 问题4：回忆前18号元素原子结构示意图，思考元素周期系形成的原因。 (1)形成：最外层电子数1—8一个周期，循环往复。 (2)形成原因： 核外电子排布的周期性变化 根据1-18号元素原子结构示意图，引导学生思考元素周期系形成的根本原因是核外电子的周期性变化。 任务 活动 设计意图 任务3：构造原理与元素周期表 构造原理与元素周期表——核外电子排布与周期的关系 问题5：回忆并书写1～36号元素的基态原子的价电子排布式，思考以下问题。 （1）第一周期的价层电子从1s1开始,以1s2结束。 （2）其余各周期总是从ns能级开始,以np结束。 问题6：完成以下表格，思考每一周期的元素数与原子结构（电子排布）有何关联？ 递增的核电荷数（或电子数）=元素个数 问题7：根据鲍林近似能级图，思考元素原子核外电子排布与周期表中周期划分有什么内在联系？ 周期序数=对应能级组数=能层数 构造原理与元素周期表——核外电子排布与族的关系 问题8：查看元素周期表，原子的价电子排布与族的划分有什么关系？ 同主族元素价层电子数相同 主族序数=价层电子数=最外层电子数 零族元素价层电子数8，He除外 问题9：书写21-30号元素原子的价层电子排布式和价层电子数。 第ⅢB族—第VIIB族价层电子数=族序数 第IB族、第ⅡB族族序数=最外层电子数 课堂训练 1．若某原子的价层电子排布式为4d15s2，则下列说法正确的是(A) A．该元素位于元素周期表中第五周期第ⅢB族 B．该元素原子价层电子数为2 C．该元素为非金属元素 D．该元素原子N能层共有8个电子 2．已知某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中属于(　D　) A．第ⅤB族 B．第ⅡB族 C．第Ⅷ族 D．第ⅡA族 构造原理与元素周期表——核外电子排布与分区的关系 问题10：根据价电子排布的相似性，如何对周期表进行分区？ 问题11：按照核外电子排布，可把元素周期表划分成5个区，如图所示。除ds区外，各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区分别有几个列?为什么s区(除氢元素)、d区和s区的元素都是金属元素？ s区元素的价层电子排布通式为nsl~2， d区元素价层电子排布通式(n-1)d1~9ns1-2，ds区元素价层电子排布通式(n-1)d10ns1-2，最外层电子数均不超过2，化学反应中容易失去电子，所以s区(除氢元素外)、d区和ds区的元素都是金属元素。 问题12：处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，为什么? 由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，处于非金属与金属分界线上的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此这些元素常被称为半金属或类金属。 问题13：在周期表里找出Cr和Cu的价层电子。它们的电子排布符合构造原理吗?此外还有哪些元素的基态原子电子排布不符合构造原理? Cr的价层电子排布式为3d54s1，Cu的价层电子排布式为3d104s1，不符合构造原理。 （它们的3d轨道达到半充满或全充满结构，是一种能量较低的稳定结构） 对角线规则 在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物,而不是过氧化物),这种相似性被称为对角线规则 ①对角线规则是从相关元素及其化合物的许多 性质中总结出来的经验规则,不是定理。 ②相似性：例如 ：B和Si的含氧酸都是弱酸。 课堂训练 3．下列说法正确的是(　C　) A．所有金属元素都分布在d区和ds区 B．最外层电子数为2的元素都分布在s区 C．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 D．基态原子的p能级上半充满的元素不一定位于p区 4．下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的价层电子排布特点的有关叙述正确的是(　A　) A．Cu位于元素周期表中第四周期第ⅠB族，属于ds区元素 B．O的基态原子中，2p能级为半充满，属于p区元素 C．最外层电子排布式为4s1，一定属于第ⅠA族 D．最外层电子排布式为ns2np1，该元素可能是第ⅢA族或第ⅢB族 总结 通过一系列问题串，从核外电子排布与周期、族、分区三个角度认识构造原理与元素周期表的关系。 课时6 元素周期律 任务 活动 设计意图 任务1：原子半径周期性递变规律 引入：在元素周期表中，核外电子周期性排布规律，原子半径、主族元素的主要化合价、元素金属性与非金属性的周期性的变化规律是什么呢？ 问题1：观察下表，总结原子半径的递变规律是什么？并进行理论解释 ①同周期，随着核电荷数增多，原子半径依次减小。 ②同主族，随着核电荷数增多，原子半径依次增大。 问题2：思考总结，同周期，同主族离子半径的递变规律呢？ ①同周期，随着核电荷数增多，原子对应的最高价阳离子或最低价阴离子半径也依次减小。 ②同主族，随着核电荷数增多，原子对应的同价阳离子或同价阴离子半径也依次增大。 问题3：回答下列问题，并思考总结粒子半径的比较方法。 ③核外电子排布(即电子层结构)相同，随核电荷数增多，离子半径依次减小。 ④同种元素形成的粒子半径：阳离子＜中性原子＜阴离子 利用所学知识解释递变规律，培养学生证据推理能力。引导学生分析影响原子半径的两个因素：电子层数和核电荷数，为离子半径比较做铺垫。 举一反三，能够通过离子结构分析出离子半径大小的变化规律。 任务 活动 设计意图 任务2：电离能递变规律及应用 1.第一电离能：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，I1表示 2.逐级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推 3.电离能反映气态基态原子（离子）得失电子能力气态原子（离子） 电离能越小，越易失电子 电离能越大 ，越难失电子 问题4：观察曲线，总结同周期的I1有什么变化规律？有反常吗？ ①同一周期，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大 ②元素的第一电离能在总体上呈现变大的趋势，表示元素原子越来越难失去电子 问题5：观察曲线，总结同族元素的I1有什么变化规律？ 思考交流 1.分析第ⅡA族和第ⅢA族，第ⅤA族和第ⅥA族第一电离能出现反常的原因? 第ⅢA族元素失去一个电子变成ns2全充满结构，第ⅤA族元素的最外层p轨道为半满结构，全空和半满状态相对稳定。 2.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 碱金属越活泼，碱金属的第一电离能越小 3.影响第一电离能的因素是什么？ 元素的第一电离能的周期性递变规律与原子半径和核外电子排布的周期性变化密切相关 问题6：观察课本图表，原子的逐级电离能为什么越来越大？ 原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，需要更多的能量。 问题7：观察逐级电离能和元素常见化合价有什么关系？ 用此可判断价态：钠、镁、铝的最高化合价分别是＋1、＋2、＋3 思考交流 4.讨论电离能有哪些应用？举例说明。 ①判断元素金属性的强弱： I1越小、金属越容易失电子，金属性越强；反之越弱。 ②判断元素的化合价 若某元素的In+1>>In，则其常见化合价为+n价。钠元素I2>I1，所以钠为+1价。 ③判断核外电子的分层排布情况 当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。 ④反映元素原子的核外电子排布特点 同周期，元素的I1并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半满和全满时，第一电离能就会反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。 在了解电离能概念的基础上，通过观察图表，得出同主族、同周期的第一电离能变化趋势，引导学生从原子结构角度进行分析，进一步讨论第一电离能与金属的金属性之间的关系。 任务 活动 设计意图 任务3：电负性递变规律及应用 任务3：构造原理与元素周期表 1.定义：电负性是原子在分子中吸引键合电子能力的标度 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大 2.电负性计算标准 相对标准：F：4.0 Li：1.0 依据此，得到电负性数据表格 思考交流 5.根据图表，绘制二、三、四三个周期电负性变化图。 6.根据图表，绘制IA、ⅡA、ⅢA三个主族的电负性变化图。 问题8：同周期，同主族电负性的递变规律是什么呢？ 同周期（稀有气体除外），自左向右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱 问题9：电负性与金属性和非金属性的关系？ 电负性可判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①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”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 问题10：电负性还有哪些应用呢？ （1）判断化学键的类型：成键原子之间的电负性差值可作判断依据。 电负性的差值较大，为离子键；电负性的差值较小，为共价键。 判断化学键的类型规律 (1)成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键 (2)成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键 （2）判断共价化合物中元素的化合价的正负 判断元素的化合价正负规律 (1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值 (2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值 课堂训练 1．下列四种粒子中，半径按由大到小排列顺序正确的是( C　) ①基态X的原子结构示意图： ②基态Y的价电子排布式：3s23p5 ③基态Z2－的电子排布图： ④W基态原子有2个能层，电子式为· A．①＞②＞③＞④ B．③＞④＞①＞② C．③＞①＞②＞④ D．①＞②＞④＞③ 2．以下说法不正确的是（ C ） A．第一电离能越小，表示气态原子越容易失电子 B．同一元素的电离能，各级电离能逐级增大 C．在元素周期表中，主族元素原子的第一电离能 从左到右一定是越来越大 D．在元素周期表中，同主族元素从上到下， 第一电离能呈现递减的趋势 3.根据电负性表标价态 4. 判断以下氧化还原反应的氧化产物分别是什么？ 5.下列说法不正确的是(　A　) A．第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大 B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强 D．NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点 总结 在简要介绍电负性概念的基础上，重点引导学生认识、理解电负性与元素的金属性、非金属性之间的关系。通过图示电负性数据，得出同周期、同主族电负性变化趋势，引导学生从原子结构角度进行分析，进一步讨论电负性与金属性、非金属性之间的关系。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$