《原子结构与元素的性质》第二课时教学设计
①同一周期中，元素的电负性如何变化？ ②同一主族中，元素的电负性如何变化？ 思考 ③电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周 期表的什么位置？ （3）变化规律 ①同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表 明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外) ②同一主族：元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表 明其吸引电子的能力逐渐减弱。 ③金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 电负性最大的是氟，最小的是铯。 （4）应用 ①电负性的大小也可以作为判断元素金属性与非金属性 强弱的依据。 电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非 金属性越弱。 a.金属元素的电负性一般小于1.8。 b.非金属元素的电负性一般大于1.8。 c.位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右, 既表现金属性,又表现非金属性。 ②电负性也可以用来判断化合物的化学键类型。
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 ③电负性也可以用来判断化合物中元素化合价的正负。 a.电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值。 b.电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值。 注意：电负性大的显负价，电负性小的显正价。 ④电负性也可以用来解释元素的“对角线”规则。 例：“Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si 的含氧酸都是弱酸等。 （5）第一电离能与电负性的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 【探究】元素的电负性变化趋势 【绘制变化图】请利用图1-23的数据制作第三周期元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
第二课时元素周期律 必备知识基础练 1.下列关于微粒半径的说法正确的是() A.电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径 B.核外电子层结构相同的单核微粒半径相同 C.质子数相同的不同单核微粒,电子数越多半径越大 D.电子层数相同的粒子,原子序数越大,原子半径越大 2.(2021·山东潍坊高二检测)下列关于元素第一电离能的说法不正确的是() A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,故钾的金属性强于钠 B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大 C.最外层电子排布式为n s2n p6(若只有K层时为1s2)的原子,第一电离能较大 D.对于同一元素而言,原子的逐级电离能越来越大 3.(2022·吉林高二期末)下列有关P、S、Cl的性质叙述错误的是() A.原子半径:Cl
第一章原子结构与性质 第二节原子结构与元素的性质 学习目标： 1、知道原子结构与元素周期表的关系 2、知道元素周期表的结构 3、能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分表 4、了解元素周期的应用价值 知识点梳理： 一、原子结构与元素周期表 知识点一、元素周期律、元素周期系 1、1869年，门捷列夫发现，按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢开始进行编号，称为原子序数。 2、元素序列中的元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复，这一规律被门捷列夫称作为元素周期律。 3、1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即原子序数。 3、随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。元 素的这一按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。 例1：元素的性质呈周期性变化的根本原因是() A．原子半径呈周期性变化 B．元素的化合价呈周期性变化 C．电负性呈周期性变化 D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 答案：D 解析：元素的性质如原子半径、电负性、第一电离能、金属性、非金属性呈周期性变化都是因为核外电子排布呈周期性变化。 知识点二、元素周期表 周期 短周期长周期 一二三四五六七 对应行数1234567 所含元素 种数 28818183232 每周期0 族元素原 子序数 21018365486118 族主族副族Ⅷ族0 族族数7711 族序号Ⅰ A Ⅱ A Ⅲ A Ⅳ A Ⅴ A Ⅵ A Ⅶ A Ⅲ B Ⅳ B Ⅴ B Ⅵ B Ⅶ B Ⅰ B Ⅱ B Ⅷ0 列序号1213141516173456711128\9\1018
高二选择性必修2-课序42-§1-2-2原子结构与元素的性质 元素周期律 【教材分析】 本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。【课程目标】 课程目标学科素养 1. 理解电离能和电负性概念的基础上，运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能及元素主要化合价等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。 2、了解元素周期律的应用价值。a.分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变 化，理解原子半径、第一电离能的递变规律及其原因，培养宏观辨析与微观探析的核心素养。b.通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和规 律图示，培养证据推理与模型认知的核心素养。 教学重点：原子半径、第一电离能的变化规律 教学难点：原子半径、第一电离能的变化规律 环节要点教师活动学生活动 教学环节一：原子半径的递变规律及其原因。【引入】在上节课中我们知道了原子的价电子数 目和排布，决定了元素在元素周期表中的位置， 最终会影响元素的性质，那么元素的性质究竟是 受着怎样的影响呢，今天我们来进一步学习元素 周期律的内涵，我们先来学习原子半径的变化规 律。 【提问】1、元素周期表中的同周期主族元素从 左到右，原子半径如何变化？如何解释这种变化 趋势？ 2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子 半径如何变化？如何解释这种变化趋势？ 【讲解】在元素周期表中同周期主族元素从左到 右，原子半径逐渐减小，而同主族元素从上到下， 原子半径逐渐增大。 【回顾】影响原子半径大小的因素有两个一电子 的能层数，电子的能层越多，电子之间的排斥作 用使原子半径增大；二核电荷数，核电荷数越大， 核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。 完成活动
第一章第二节第1课时 《原子结构与元素周期表》教学设计 一、课标解读 “原子结构与元素周期表”是《普通高中化学课程标准（2017年版2020年修订）》中选择性必修课程模块2物质结构与性质的主题1原子结构与元素的性质中的内容。 1．内容要求 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。 2．学业要求 能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。 二、教材分析 本节内容的功能价值是通过对元素周期表发展史的了解，认识科学家对元素周期表探索的过程，培养学生的科学态度与社会责任，通过对构造原理与元素周期表分区关系的分析，了解元素周期表是微观上核外电子排布的宏观表达方式，培养学生宏观辨识与微观探析的学科核心素养。 与旧版的人教版教材相比，新版教材一开始，就借助元素周期律的发展史（1869年，门捷列夫发现元素周期律，但认为原子序数是按元素的相对原子质量由小到大的顺序编号的；1913年，莫塞莱证明原子序数即原子核电荷数），引入元素周期律、元素周期表、元素周期系这三个概念，并阐明三者之间的关系。又通过【科学史话】栏目中介绍了三张有重要历史意义的周期表，进一步说明元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。教学中充分利用相关科学史作为教学资源，展示人类对元素周期表的认识过程，进一步明确元素的原子结构与元素周期表的关系，元素的原子结构与元素性质的关系，促进学生对科学本质的理解，并激发学生学习的兴趣。 三、学情分析 原子结构在义务教育阶段的化学教学中就以微观抽象的形式出现，当时学生的知识水平还达不到能够深入理解原子结构的层次。在本章教材“第一节原子结构”中，学生已经学习了构造原理，能够按构造原理书写一些元素的基态原子的电子排布式。在高中化学必修课程的学习中，学生已经知道元素周期表的基本结构，如周期（分为短周期和长周期）和族（分为主族、副族和0族）的划分，学生也对原子结构与元素周期表的关系有了一定的认识，如原子最外层电子数和主族序数的关系等。 此时，学生并没有理解原子结构与周期、族等元素周期表的构成之间的深层关系。 四、素养目标 【教学目标】 1. 了解元素周期律、元素周期系和元素周期表的关系。 2. 熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步认识元素周期表的基本结构。 3. 能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，
第二节原子结构与元素的性质 一、元素周期律、元素周期系和元素周期表 1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。 2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。 3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。 【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 二、构造原理与元素周期表 1．核外电子排布与周期的划分 (1)电子排布与周期划分的本质联系 根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，而从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
(2)规律： ①周期序数＝电子层数。 ②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的 2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。 2．核外电子排布与族的划分 (1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。 (2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。 (3)规律 ①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在n s 或n s 、n p 轨道上(见下表)。价层电子数 = 族序数。
③稀有气体元素：价电子排布为n s2n p6(He除外)。 三、元素周期表 1．元素周期表的结构 2．元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布 根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区： s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。）
(2)根据元素金属性与非金属性 ①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。 ②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属元素。 【注】p区元素价电子不都是n s2n p1～6，如He元素的价电子为2s2。 【总结】各区元素的特点
第二节原子结构与元素的性质 第2课时 ◆教学目标 1.深化元素在周期中的位置、元素的价电子排布构型、元素性质之间的“位-构-性”关系，能够依据价电子构型判断元素在周期表的位置。 2.了解元素周期律的内涵，了解原子半径同周期、同主族的递变规律，能从原子结构的视角解释原子半径呈现周期性变化的原因。 ◆教学重难点 元素“位-构-型”关系，位置与电子构型的互推 原子半径的比较方法、离子半径的比较方法 ◆教学过程 一、新课导入 上节课留的练习题总结，学生分享判断方法及依据，老师总结 依据电子排布式判断下列各元素 （1）是主族元素还是副族元素？ （2）位于周期表的第几周期和哪个族？ （3）属于哪个分区？ ①1s22s22p63s23p5②[Kr]4d105s25p2 ③[Ar]3d34s2④[Ar]3d104s1 ⑤[Ar]4s1⑥[Ar]3d64s2 【方法提炼】判断依据与方法： （1）根据价电子所在的能级，即可判断出是主族元素还是副族元素 主族元素的价电子是ns电子，或者ns + np电子 **提示：最外层有p电子则d就一定不是价电子了，为什么？ 副族元素的价电子是(n-1)d + ns电子 （2）根据价电子排布的特征，逐步确定它所在的周期与族。 第一步：元素的周期序数等于其基态原子的能层数（Pd除外） 第二步：计算价电子总数n，若为主族元素，则其在第n主族。 若为副族元素，n为3~7，则其在第n副族；n为8~10,则其在第VIII族；
n为11，其在第IB族，n为12，其在第IIB族。 （3）根据价电子排布的特征，确定它所在的区。其对应关系为 s区元素的价电子排布通式为ns1~2， p区元素的价电子排布通式为ns2np1~6， d区元素的价电子排布通式为(n-1)d1~9ns1~2， ds区元素的价电子排布通式为(n-1)d10ns1~2。 二、讲授新课 一、周期表的进一步探究（对第1课时问题的进一步深化） 1.通过一些开放性的问题，训练学生搜集科学事实、实验证据的能力，并运用证据进行推理。进一步加深对周期表结构的理解。 【提问】（9）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？ 请在网上搜集一些例子和证据，分享你的成果。 【讲解】由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，处于非金属和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。 例如：晶体硅是半导体，同时具有金属光泽。 【提问】（10）观察书后周期表所给的价电子排布式，除Cr、Cu外，你还发现了那些元素的基态原子电子排布不符合构造原理？ 【讲解】Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Pt、Ag、Au、La、Ce、Gd、Ac、Th、Pa、U、Np、Cm，这些元素的基态原子电子排布均不符合构造原理。 随着原子核核电荷数和核外电子数目的增多，原子核与电子、电子与电子之间的相互作用更加复杂，其表现在电子排布上就时产生了若干“特例”，但是本质“整个原子能量最低”这点未变。 【提问】（11）预言119号元素基态原子最外层电子排布。 【讲解】第118号元素为第七周期的稀有气体元素，故119号元素为第八周期的第1个元素，按照构造原理，新增电子应填入8s轨道，故其最外层电子排布为8s1。 【方法提炼】“稀有气体定位法” 需要判断某个原子序数的元素在周期表的什么位置时，可以选序数靠近的稀有气体为“定位元素”，新增的电子再按照构造原理填入相应能级。
（人教版2019）选择性必修2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课时原子 结构与元素周期表 学校_________ 班级__________ 姓名__________ 学号__________ 一、单选题 1. 最早编制元素周期表的科学家是 A．卢瑟福B．汤姆逊C．居里夫人D．门捷列夫 2. 若把元素周期表原先的主副族及族号取消，由左至右改为18列，如碱金属元素为第1列，稀有气体元素为第18列。按此规定，下列说法错误的（）A．同周期ⅡA和ⅢA两族元素的原子序数之差为1 B．第3列元素种类最多，第14列元素形成的化合物种数最多 C．过渡元素包括七个副族和第VIII族元素 D．第15列元素的氢化物组成通式可用RH 3 3. 为纪念门捷列夫发表第一张元素周期表（部分如下）150周年，联合国宣布2019年为“国际化学元素周期表年”。关于下表的说法正确的是 A．表中数字代表元素的原子序数 B．表中元素的排列依据是元素的原子结构 C．推测表中“?=70”指代的元素的最高化合价为+4 D．每一纵行（列）都对应现在常用的元素周期表中的一族 4. 某元素原子外围电子构型为3d54s2，其应在( ) A．第四周期ⅡA族B．第四周期ⅡB族
C．第四周期ⅦA族D．第四周期ⅦB族 5. 原子序数在前36号的某原子最外层电子排布式为ns1，则该原子在元素周期表中不可能位于 A．IA族B．VIB族C．VIII族D．IB族 6. 电子构型为[Ar]3d84s2的元素是（） A．稀有气体B．过渡元素C．主族元素D．卤族元素 7. 下列各组元素都属于p 区的是（） A．原子序数为 1，6，7 的元素B．Fe，Cu，Cl C．O，S，P D．Na，Li，Mg 8. 某元素简化电子排布式为[Xe]4f46s2，其应在( ) A．s区B．p区C．d区D．f区 9. 元素周期表中,有非金属元素的区域为 A．只有s区B．只有p区C．f区、d区和ds 区 D．s区和p区 10. 具有下列电子层结构的原子或离子，其对应元素一定属于同一周期的是A．两原子核外全部都是s电子 B．最外层电子排布为3s23p6的原子和最外层电子排布为3s23p6的离子 C．原子核外M层上的s、p能级都充满电子，而3d能级上没有电子的两种原子D．3p能级上只有一个空轨道的原子和3p能级上只有一个未成对电子的原子 11. 元素周期表共有18个纵列，从左到右排为1~18列，碱金属元素为第1列，稀有气体元素为第18列。按这种规定下列说法正确的是 A．第10、11列属于第Ⅷ族 B．只有第2列的元素原子最外层电子排布式为 C．第四周期第8列是铁元素 D．第六周期共包含18种元素
第二节原子结构与元素的性质 目标导航 教学目标 1、掌握元素的原子结构与元素周期表的关系 2、掌握电离能、电负性的概念以及电离能、电负性与元素性质的关系 3、掌握原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化 第1课时构造原理与元素周期表 知识点一、原子结构与周期表的关系 活动1：结合构造原理，请同学们写出下图中1~36号元素的基态原子的价层电子排布式。 根据上图中基态原子的价电子排布式，我们可以发现什么规律？ 根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。①第一周期从________开始，以________ 结束；其余各周期总是从________能级开始，以________能级结束，其间递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。以下便是每周期数及其价电子排布等 周期序数电子层数价层电子填入的能级电子数元素种数 一 1 1s 2 2 二 2 2s→2p8 8 三 3 3s → 3p8 8 四 4 4s → 3d → 4p18 18 五 5 5s → 4d → 5p18 18 六 6 6s → 4f → 5d → 6p32 32 七7 7s → 5f → 6d → 7p32 32 ⅠA 原子序数周期基态原子的电子排布价层电子排布 氢 锂 钠 钾 铷 铯 通过表格我们发现：第IA族元素价层电子排布通式：ns（n=周期序数= 电子层数） 同理可归纳出其他族的电子排布特点如下： 2、每族元素的电子排布特点 ①主族 主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布特点n s1n s2n s2n p1n s2n p2n s2n p3n s2n p4n s2n p5
第一章原子结构与性质 考点01 能层与能级 1．下列能级符号书写错误的是() A．4f B．2d C．5s D．3p 答案：B 解析：s能级在每一层上都有，p能级至少在第二层及以上，d能级至少在第三层及以上，f能级至少在第四层及以上。 2．总共含有6个能级的能层符号为() A．M B．N C．P D．Q 答案：C 解析：每一能层所含的能级数目＝能层序数，所以总共含有6个能级的能层是第6能层，第6能层符号为P。 3．原子中的某一能层，最多能容纳的电子数目大于32，该能层可能会是() A．L能层B．M能层C．N能层D．P能层 答案：D 解析：每一能层最多能容纳的电子数目为2n2，所以最多能容纳的电子数目大于32的能层，至少是第五能层。 4．下列有关原子结构的说法中不正确的是() A．第五能层有5个能级，最多能容纳50个电子 B．同一原子中，不同能层均含有的能级是s能级 C．同一原子中，3d能级实际容纳的电子数一定为10个 D．能层和能级的划分，均以电子的能量高低为依据 答案：C 解析：第五能层含有5个能级，最多能容纳的电子数为2×52＝50，A正确；同一原子中，由于K层只有s 能级，故不同能层均含有的能级为s能级，B正确；3d能级最多可容纳10个电子，但实际容纳的电子数不一定为10个，C错误；核外电子分成不同能层和能级，其依据为电子的能量高低，D正确。 考点02 基态与激发态电子跃迁 5．下列关于同一原子中的基态和激发态说法中，正确的是() A．基态时的能量比激发态时低 B．激发态时比较稳定 C．由基态转化为激发态过程中放出能量 D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 答案：A
第一章原子结构与性质 第一节原子结构 一、能层与能级 （一）能层：核外电子按能量不同分成能层。 能层一二三四五六七 符号K L M N O P Q 最多电子数281832507298 离核远近近远 能量高低低高 即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远 （二）能级：同一能层的电子，还被分成不同能级。 能层一二三四五 能层符号K L M N O 能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …… 最多电子数2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 2 8 18 32 ……2n2 能层与能级的有关规律 （1）能级的个数= 所在能层的能层序数。 （2）能级的字母代号总是以s、p、d、f…排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子，d能级最多容纳10个电子，f能级最多容纳14个电子。 （3）每一能层最多容纳电子数为2n2（n为能层序数）。 二、基态与激发态原子光谱 （一）基态原子与激发态原子 基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。 激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子 【注】（1）电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移),而原子得失电子发生的是化学变化。 （2）电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态，释放能量。光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。举例：焰火、霓虹灯光、激光、荧 光、LED灯光等
（二）原子光谱 1、定义：不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收 光谱或发射光谱，总称原子光谱。 2、形成原因： 3、分类： 吸收光谱：明亮背景的暗色谱线；发射光谱：暗色背景的明亮谱线 三、构造原理与电子排布式 (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：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填 入能级的顺序。 3、能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层 的。这种现象被称为能级交错。 电子填入能级顺序的一般规律：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s （二）电子排布式 1、电子排布式中能级符号右上角的数字表示该能级的电子数。如：Al原子电子排布式中各符号、数字的意 义为 2、书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据）
高二选择性必修2 §1-2-1原子结构与元素周期表 （第一课时） 【教材分析】 本节内容分为元素周期表和元素周期律两部分内容：第一部分内容进一步探究了元素周期表。在必修课程中已介绍了元素周期表的一些基本知识，如元素周期表的周期和族元素周期表的应用等。本部分内容从构造原理得出的核外电子排布出发，并进一步研究了元素周期表，重点介绍了两个问题。（1）利用原子的核外电子排布解释元素周期系的基本结构。（2）利用原子的核外电子排布，深入认识元素周期表。教材设置了一个探究即“再探周期表，”探究的问题，具有一定的开放性和思考性，涉及元素周期表与原子核外电子排布相关的方方面面的问题，对是对元素周期表知识的高度概括。总之，教材通过这个探究活动，把有关元素周期表的知识与原子核外电子排布的知识进行了有机融合。 【课程目标】 1.深入认识元素周期表的基本结构； 2.能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，促进对“位置”与“结构”关系的理解。 【教学重难点】 教学重点：元素的原子结构与元素周期表结构的关系 教学难点：元素周期表的分区 【教学过程】 教学环节教师活动学生活动 环节一：元素周期律、元素周期系、元素周期表【引入】介绍元素周期律的发现过程，清楚元素 周期律、元素周期系、元素周期表的关系。 介绍三张有历史意义的周期表：门捷列夫周期 表、维尔纳的特长式周期表、波尔元素周期表。 完成活动，倾听 环节二：构造原理与元素周期表活动1：回忆并书写1-36号元素的基态原子的价 层电子排布式。 【提问】请同学们先按下暂停键，回忆并书写1- 36号元素的基态原子价层电子排布式。 【讲解】请同学们注意24号和29号基态原子价层 电子排布式。24号铬元素的价层电子排布式为 3d54s1，29号铜元素的价层电子排布式为3d104s1。 【讲解】通过刚才的书写，每一周期从碱金属元 素开始到稀有气体元素结束，最外层电子排布从 ns1递增到ns2np6(第一周期除外)，但元素周期系 的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总 是一样多。 活动2：探究原子核外电子排布与周期的关系 【提问】接下来，我们一起探究原子核外电子排布 书写
专题02 原子结构与元素的性质剖疑与练习 【难点剖疑】 1.元素原子的价电子就是最外层电子吗? 不是,主族元素的最外层电子是价电子,过渡元素的价电子还可能包括次外层的d电子或倒数第三层的f电子。 2.除氦外,0族外围电子排布有何特点? 除氦外,0族最外层均有8个电子,电子排布式为n s2n p6。 3.最外层电子排布式为n s1或n s2的元素是否一定为金属元素? 不一定。如H的最外层电子排布式为1s1,He的最外层电子排布式为1s2,但它们均是非金属元素。 4.族与原子的价电子排布有什么关系？ （1）主族:周期表中共有7个主族,ⅠA~ⅠA,凡内层轨道全充满,最后1个电子填入n s或n p 轨道上的,都是主族元素,价层电子的总数等于族数(用罗马数字表示),即等于n s、n p两个轨道上电子数目的总和； （2）副族元素:周期表中共有ⅠB~ⅠB七个副族。凡最后一个电子填入(n-1)d轨道上的都属于副族;ⅠB~ⅠB族元素,价电子总数等于(n-1)d、n s两个轨道电子数目的总和,也等于其族数。ⅠB、ⅠB族由于其(n-1)d轨道已经填满,所以最外层n s轨道上电子数等于其族数； （3）Ⅰ族:它处在周期表的中间,共有3个纵列。第四周期Ⅰ族最后1个电子填在3d轨道上,与副族元素同属于过渡元素,价电子总数是8~10。 5.s区、p区、d区元素最后填入的电子的能级符号分别是什么? s区、p区、d区元素最后填入的电子的能级符号分别是n s、n p、n d。 6.元素周期表划分区的依据是什么? 元素周期表划分区的依据是原子的价层电子排布。 7.区的名称与电子的能级符号之间有什么关系? 区的名称来自于按构造原理最终填入电子的能级的符号(除ds区外)。 8.元素周期表中族和分区的什么关系？ （1）主族:s区和p区。(n s+n p)的电子数=族序数。（2）0族:p区。(n s+n p)的电子数=8(或2)。（3）副族: d区中[(n-1)d+n s]的电子数=族序数(第Ⅰ族部分元素除外)；当8≤[(n-1)d+n s]的电子数≤10时,则为第Ⅰ族元素；ds区中(n-1)d全充满,n s的电子数=族序数。 9.目前发现的所有元素占据了周期表里全部位置,不可能再有新的元素被发现了吗？ 现代元素周期表是按现在已知的112种元素编制的,第七周期仍未排满,随着科学技术的发展,一些新的元素将不断地被发现,现代元素周期表在不断完善和发展中。 10.元素周期表中的同周期主族元素从左到右,原子半径的变化趋势如何?应如何理解这种变化趋势?周期表中的同主族元素从上到下,原子半径的变化趋势又如何?应如何理解这种变化
第一章 原子结构与性质 测试题 一、选择题 1．下列说法正确的是 A ．钠原子由226122611s 2s 2p 3s 1s 2s 2p 3p →时，原子释放能量 B ．M 能层中的原子轨道数目为3 C ．2111s 2s 2p 是激发态原子的电子排布式 D ．一个电子从3p 能级跃迁到3s 能级，产生的原子光谱为吸收光谱 2．铷(Rb )是第IA 族第五周期元素，下列有关说法中正确的是 A ．单质物浮在水面上与水剧烈反应 B ．RbOH 是弱碱 C ．23Rb CO 热稳定性强但难溶于水 D ．22Rb O 是含有两类化学键的离子化合物 3．下列各项描述中，正确的是 A ．任何原子或离子的组成中都含有质子 B ．某元素原子最外层只有一个电子，则它一定是金属元素 C ．质子数相同的微粒一定属于同一种元素 D ．构成原子核的微粒中都含有中子 4．已知3NCl 可与水发生反应，其反应的化学方程式为3222NCl 3H O=3HCl 3HClO N +++↑，下列化学用语或图示表达正确的是 A ．中子数为20的氯原子：35Cl B ．3NCl 的电子式： C ．HClO 的比例模型： D ．氧原子核外电子轨道表示式： 5．下列化学用语不正确的是 A ．C 2H 2的球棍模型： B ．碳原子最外层电子轨道表示式： C ．氯离子的结构示意图： D ．KOH 的电子式：
6．我国航天器“天问一号”大致在4月23日择机登陆火星，释放一台火星车，进行为期3个月 的火星表面探索工作，火星车由核素238 94Pu提供能源。238 94 Pu原子核内中子数与核外电子数之差 为 A．50B．94C．144D．238 7．下列化学用语表示正确的是 A．乙醇的官能团电子式为： B．钠原子的基态核外电子排布可表示2261 1s2s2p3s C．基态铜原子的价层电子排布图： D．乙炔的分子空间填充模型： 8．下列化学用语或图示表达正确的是 A．CO燃烧热的热化学方程式：2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=-566.0kJ•mol-1 B．基态As原子的价层电子排布式：3d104s24d5 C．氯化钠的分子式：NaCl D．HClO的空间填充模型： 9．下列能级符号正确的是 A．6s B．2d C．3f D．1p 10．下列有关化学用语表示正确的是 A．中子数为8的N原子：8 7 N B．氯化铵的电子式： C．铬元素的外围电子排布式：3d54S1 D．HCO- 3水解的离子方程式：HCO- 3 +H2O H2CO3+H3O+ 11．下列化学用语表示正确的是 A．2O 的结构示意图： B．基态Si原子的价层电子排布式：2 3p C．基态Cl原子的核外电子排布式：25 [Ne]3s3p D．基态Co原子的价层电子轨道表示式： 12．元素X、Y、Z和R在周期表中的位置如下图所示。R位于第四周期，X、Y、Z原子的最外层电子数之和为17.下列说法正确的是
第02讲原子结构与元素性质 易混易错聚焦 一、聚焦价电子排布的易混易错点 (1)每种元素的能层数(即电子层数)，就是该元素所处的周期序数。 (2)每周期起始元素和结束元素的价电子排布为n s1和n s2n p6(第一周期为1s2)。 (3)s区(氢元素除外)、d区、ds区都是金属元素，从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，表现金属性，所以s区(H除外)、d区、ds区都是金属元素。 (4)s区元素价电子特征排布为n s1～2，价电子数等于主族序数。p区元素价电子特征排布为n s2n p1～6，价电子总数等于主族序数(价电子排布为n s2n p6时为0族元素，He的价电子排布为1s2)。 二、聚焦电离能的易混易错点 1．同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布轨道是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大。 示例 (1)第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为Na
第二节 原子结构与元素的性质 课时3 元素周期律——电负性 一、单选题 Ⅰ.夯实基础篇 1．（2023秋·天津红桥·高二期末）下列各组元素中，电负性依次减小的是 A ．F 、N 、O B ．Cl 、 C 、 F C ．Cl 、S 、P D ．P 、N 、H 2．（2023·辽宁·校联考一模）羟胺(2NH OH )是一种重要的物质，下面有关羟胺的说法中，错误的是 A ．羟胺的碱性比氨更弱，这是因为羟基氧的电负性比氢更大 B ．羟胺可以与氧化铜发生氧化还原反应，化学方程式为：22224CuO 2NH OH 2Cu O N O 3H O +=+↑+ C ．羟胺属于一种亲核试剂，可以与金属原子之间形成配位键，羟胺中N 原子与O 原子都能进行配位 D ．因为羟胺可以与醛或酮反应生成肟，并且能与烷基化试剂发生反应，因此羟胺应属于一种有机物 3．（2022秋·宁夏银川·高二银川二中校考期中）下列各组元素性质的递变情况错误的是 A ．Li 、Be 、B 原子的最外层电子数依次增多 B ．P 、S 、Cl 元素的最高正价依次升高 C ．N 、O 、F 元素的第一电离能依次增大 D ．F 、Cl 、Br 元素的电负性依次减小 4．（2022秋·北京东城·高一北京市第五中学校考阶段练习）黑火药发生爆炸反应的方程式为：3 2223C S 2KNO K S 3CO N 点燃 +++↑+↑。下列说法正确的是 A ．电离能大小：()()11I N 人教版高二化学选择性必修2第一章 第二节 第1课时 原子结构与元素周期表牛老师
第二节原子结构与元素的性质 前事不忘，后事之师。《战国策·赵策》 镇海中学陈志海 第1课时原子结构与元素周期表 [核心素养发展目标] 1.了解元素周期律、元素周期系和元素周期表的关系。2.能从核外电子排布角度，解释元素周期系的基本结构。3.通过原子结构和元素在周期表中的位置分析推理其他元素的位置及性质，培养学生的模型认知能力。 一、元素周期律、元素周期系和元素周期表 1．元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。 2．元素周期系：元素按其原子核电荷数递增排列的序列。 3．元素周期表：呈现周期系的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。4．三张有重要历史意义的周期表 (1)门捷列夫周期表 门捷列夫周期表又称短式周期表，重要特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1～7族分主副族，第八族称为过渡元素。 (2)维尔纳周期表 维尔纳周期表是特长式周期表，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，它确定了前五个周期的元素种类。 (3)玻尔元素周期表 玻尔元素周期表特别重要之处是把21～28、39～46等元素用方框框起，这说明他已经认识到，这些框内元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的，他已经用原子结构解释元素周期系了，玻尔元素周期表确定了第六周期为32种元素。
为纪念门捷列夫发表第一张元素周期表(部分如下)150周年，联合国宣布2019年为“国际化学元素周期表年”。关于下表的说法正确的是( ) A．表中数字代表元素的原子序 B．表中元素的排列据是元素的原结构 C．推测表中“？＝70”指代的素的最高化合价为＋4 D．每一纵列都对应现在常用的元素周期表中的一族 答案C解析表中数字代表元素的相对原子质量，故A错误；表中元素的排列依据是相对原子质量的大小，故B错误；推测表中“？＝70”和C、Si在同一横排，属于同主族，所以元素的最高化合价为＋4，故C正确；每一横行都对应现在常用的元素周期表的同一族，故D错误。 二、构造原理与元周期表 1．元素周期的基本结构 (1)周期元素种数的确定 第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数目。
第一章原子结构与性质 第一节原子结构 .................................................................................................................. - 1 - 第1课时能层与能级构造原理 .............................................................................. - 1 - 第2课时基态原子核外电子排布原子轨道 ........................................................ - 13 - 第二节原子结构与元素的性质 ........................................................................................ - 27 - 第1课时原子结构与元素周期表 ............................................................................ - 27 - 第2课时元素周期律 ................................................................................................ - 41 - 第一节原子结构 第1课时能层与能级构造原理 一、能层与能级 1．能层 (1)意义：根据多电子原子的核外电子的________差异，将核外电子分成不同的能层。 (2)符号：能层序数一、二、三、四、五、六、七分别用________________表示。 2．能级 (1)意义：根据多电子原子中同一能层电子________不同，将它们分成不同的能级。 (2)符号：在每一能层中，能级符号分别为n s、n p、n d、n f……，其中n代表________。 3．能层、能级中所容纳的电子数 二、基态与激发态、原子光谱 1．基态原子与激发态原子