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原子结构与元素的性质知识与技能：1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力课前预习：1、叫键合电子；我们用电负性描述。
2、电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。
的电负性一般小于1.8，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”的电负性则在1.8左右，他们既有性又有性。
学习过程〖复习〗1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？(3)电负性：〖思考与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？[科学探究]1、根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA 元素的电负性变化图。
2、电负性的周期性变化示例〖归纳与总结〗1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。
周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。
2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[思考5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。
请查阅电负性表给出相应的解释？3、在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。
专题2原子结构与元素的性质教学课题专题专题2原子结构与元素的性质单元第一单元原子核外电子运动节题人类对原子结构的生疏历史教学目标学问与技能1．在必修化学的基础上，进一步生疏卢瑟福和波尔的原子结构模型5．知道核外电子在肯定条件下会发生越迁，了解其简洁的应用过程与方法进一步丰富物质结构的学问，提高分析问题和解决问题的力量。
情感态度与价值观从科学家探究物质构成奇特的史实中体会科学探究的过程和方法，增加学习化学的爱好；教学重点了解人类对原子结构的生疏历史教学难点了解人类对原子结构的生疏历史教学方法探究讲练结合教学预备教学过程老师主导活动同学主体活动[回述]1．原子序数：（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数（2）原子组成的表示方法a. 原子符号：A z X A质量数 z质子数b.原子结构示意图：c.电子式：（3）特殊结构微粒汇总：无电子微粒无中子微粒2e-微粒争辩三等量是原子结构的基础【争辩后口述】氢离子、氢原子从分子（水）、阳离子（水合质子）、阴离子（氢氧根离10e-微粒子）、原子教学过程老师主导活动同学主体活动2．元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的挨次从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的挨次有上到下排成纵行，叫族。
（2）结构：①周期（共七个）②族族序数罗马数字用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。
（3）元素周期表与原子结构的关系：①周期序数＝电子层数②主族序数＝原子最外层电子数＝元素最高正化合价数（4）元素族的别称：①第ⅠA族：碱金属第ⅠIA族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素③第0族：稀有气体元素3．有关概念：（1）质量数（ A ）＝质子数（Z）＋中子数（N）（2）元素：具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。
（3）核素：具有肯定数目的质子和肯定数目中子的一种原子。
（4）同位素：质子数相同而中子数不同不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
第二节原子结构与元素的性质一、教材分析本节课是人教版化学选修3第一章第二节的教学内容，是在必修2第一章《物质结构元素周期律》, 选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。
本节教学内容分为两部分：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。
本节教学需要三个课时，本教学设计是第一课时的内容。
总的思路是通过复习原子结构及元素周期表的相关知识引入新知识的学习，然后设置问题引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系，再结合教材中的“科学探究”引导学生进行问题探究，最后在学生讨论交流的基础上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。
根据新课标的要求，本人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为本的宗旨，注重对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。
二、教学重点1、原子结构与元素周期表的关系及原子核外电子排布的周期性变化。
2、电离能得定义及与原子结构之间的关系。
3、电负性及其意义。
三、教学难点1、电离能得定义及与原子结构之间的关系2、电离能得定义及与原子结构之间的关系3、电负性的应用。
四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。
2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。
在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。
第2讲原子结构与元素的性质考纲点击1．了解原子核外电子运动状态的描述。
了解电子云的概念。
了解电子层、原子轨道的概念。
了解原子核外电子的能级分布。
能用电子排布式和轨道表示式表示常见元素(1～36号)原子的核外电子排布。
2．了解元素电离能的含义、电负性的概念及其周期性变化规律，并能用以说明元素的某些性质。
3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4．了解根据原子外围电子排布特征对元素周期表进行分区的方法。
一、原子核外电子排布及表示方法1．能层与能级(1)能层多电子原子的核外电子的______是不同的。
按电子的______差异，可将核外电子分成不同的能层。
原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为______。
(2)能级多电子原子中，同一能层的电子，______也不同，还可以把它们分成______。
2．原子轨道(1)n s能级上只有n p能级上有____个原子轨道；n d能级上有____个原子轨道；n f能级上有____个原子轨道。
(2)第1电子层：只有____轨道。
第2电子层：有______两种轨道。
第3电子层：有________三种轨道。
第4、5、6、7电子层：有____________等轨道。
(1)能量最低原理：原子的核外电子总是先__________，然后依次__________________，这样使整个原子处于______能量状态。
[注]：原子核外电子排布的轨道能量顺序如下(按图中箭头方向能量由低到高排序)(2)泡利不相容原理：1个原子轨道里最多容纳________________。
(3)洪特规则：原子的核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能______________，且______________，这样整个原子的能量最低。
5．即时训练1Q Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②Y原子的外围电子排布为m s n m p n；③R原子核外L 层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道电子数分别为2和4。
专题2原子结构与元素的性质程结论：推断金属性、非金属性强弱。
【沟通与争辩】标出下列化合物中元素的化合价。
(1)MgO (2)BeCl2 (3)CO2 (4)Mg3N2（5） IBr（6）SOCl2试分析化合价的正负与电负性的关系：2、衡量元素在化合物中吸电子力量的大小。
电负性小的元素在化合物中吸引电子的力量弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的力量强，元素的化合价为负值。
结论：推断元素在同一化合物中的正、负化合价。
小于，小于口答电负性大，吸电子力量强，显负价教学过程老师主导活动同学主体活动【规律应用】 P22问题解决33、电负性反映了原子间的吸引力和排斥力。
一般认为，假如两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；假如两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键。
结论：推断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物。
【规律应用】 P22问题解决2【沟通与争辩】推断HF是离子化合物还是共价化合物？查表计算再推断？，到底哪一种正确？怎么办？是离子化合物，有局限性。
氢取外只差一个电子[典型例题]1932年美国化学家首先提出了电负性的概念。
电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：请认真分析，回答下列有关问题：① 猜测周期表中电负性最大的元素应为_____；估量钙元素的电负性的取值范围：_______＜ X ＜______。
② 依据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________。
③ 阅历规律告知我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。
试推断AlBr3中形成的化学键的类型为______________，其理由是_____________________。
第二节原子结构与元素的性质一、原子结构与元素周期表在周期表中同一横行的元素原子所含有的同样。
同一纵行同样。
126素周期系的形成是因为的排布发生周期性的重复。
跟着核电荷数的递加，电子在能级里的填补序次依据原理，不一样周期里所含元素种类不必定同样，而且跟着周期序号的递加，金属元素的种类也逐渐，非金属的种类也逐渐。
周期一二三四五六七合计元素种类金属元素种类非金属元素种类未排满未排满经过上述表格我们发现非金属元素种类+周期序数 =科学研究1、元素的分区和族1) s区 :,最后的电子填在上 ,包含,属于开朗金属 ,为碱金属和碱土金属 ;2) p 区 :,最后的电子填在上 ,包含族元素 , 为非金属和少数金属 ;3) d区 :,最后的电子填在上, 包含族元素 ,为过渡金属 ;4) ds区 :, (n-1)d全充满 ,最后的电子填在上, 包含,5) f区 :,包含元素区全部是金属元素，非金属元素主要会合区。
主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。
[ 思虑 ] 周期表上的外头电子排布称为“”，这是因为这些能级上的电子数可在化学反应中。
小结： S 区元素价电子特色排布为ｎ1~2S，价电子数等于族序数。
ｄ区元素价电子排布特色为（ｎ-1 ） d1~8ns1~2；价电子总数等于列序数；ds 区元素特色电子排布为(n-1)d 10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p 区元素特色电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。
每个纵行价电子总数能否相等？练习：原子序数电子排布式在周期表中的地点是金属还是非金属最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性气态氢化物的化学式151s22s 22p63s 23p4第二周期VA族二、元素周期律(1)原子半径原子半径的大小取决于和。
能数越多，子的将使原子的半径。
核核数越大，核子的引力也就越，将使原子的半径越同周期主族元素从左到右，原子半径逐元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径逐推行：也可以用于比离子半径的大小同种元素离子半径大小比：阴离子半径原子半径阳离子半径原子半径半径大小比：Na Na+Cl Cl-Fe2+Fe3+不一样种元素的原子和离子半径大小比Na Mg C FF-N 3-O2-Al3+Na +Mg2+F-Na+小：上一周期的阴离子和下一周期阳离子核外子排布，但核荷数逐增添，所以上一周期阴离子的半径下一周期阳离子的半径。
煌敦市安放阳光实验学校原子结构与元素的性质一、选择题1．(2016·高二检测)下列说法或有关化学用语的表达正确的是( )A．在基态多电子原子中，p轨道电子能量一高于s轨道电子能量B．核外电子排布由1s22s22p63s1―→1s22s22p6的变化需要吸收能量C．因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大D．根据原子核外电子排布的特点，Cu在周期表中属于s区元素2．(2016·高二检测)长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1－18列，即碱金属为第一列，稀有气体元素为第18列。
按这种规，下列说法正确的是( )A．第9列元素中没有非金属元素B．只有第2列的元素原子最外层电子排布为n s2C．第四周期第9列元素是铁元素D．第10、11列为ds区3．(2016·高二检测)下列说法正确的是( )A．所有非金属元素都分布在p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．同一主族元素从上到下，金属性呈周期性变化4．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表所示：A．R的氧化物对的水化物可能具有B．X单质可在氧气中燃烧生成XO3C．离子半径大小：r(M3＋)＞r(T2－)D．L2＋和X2－的核外电子数相5．(2016·高二检测)元素的性质呈现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．第一电离能呈周期性变化D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化6．下列说法中错误的是( )A．原子及其阴离子的核外电子层数于该元素所在的周期数B．元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素C．同一周期主族元素随原子序数的递增，电负性逐渐增大D．同一周期元素随原子序数的递增，第一电离能逐渐增大7．(2016·高二检测)以下有关元素性质的说法不正确的是( )A．①Na，K，Rb ②N，P，As ③O，S，Se ④Na，P，Cl元素的电负性随原子序数增大而递增的是④B．下列原子中，①1s22s22p63s23p1②1s22s22p63s23p2③1s22s22p63s23p3④1s22s22p63s23p4对的第一电离能最大的是④C．某元素的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，该元素在第三周期第ⅡA族D．以下原子中，①1s22s22p63s23p2②1s22s22p3③1s22s22p2④1s22s22p63s23p4半径最大的是①8．(2016·衡二检测)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，故钾的活泼性强于钠B．对于同一元素而言，原子的逐级电离能越来越大C．最外层排布为n s2n p6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D．因同周期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9．某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是( )A．X元素可能为＋4价B．X可能为非金属C．X为第五周期元素D．X与氯反时最可能生成的阳离子为X3＋10．X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知( )A．X的原子半径大于Y的原子半径B．X的电负性大于Y的电负性C．X阴离子的半径小于Y阳离子的半径D．X的第一电离能小于Y的第一电离能11．(2016·高二检测)某元素的原子最外电子层排布是6s26p4，该元素或其化合物不可能具有的性质是( )A．该元素单质可能是导体B．该元素的最高化合价呈＋6价C．该元素能与氢气反生成气态氢化物D．该元素价电子轨道中有2个未成对电子12．下列说法不正确的是( )A．同族元素在性质上的相似性，取决于原子价电子排布的相似性B．第一电离能越小，表示气态时该原子越易失去电子C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强D．电负性大的元素易呈现正价，电负性小的元素易呈现负价二、非选择题13．根据元素周期表中完整周期元素的性质，在下列空填上适当的元素符号。
教师主导活动
课本
C
[课后练习]
1．某同学在总结“构造原理、能量最低原理、泡利原理、洪特规则”后得出了：“在同一原子里，没有运动状态完全相同的电子存在”的结论。
你认为此结论是否正确，请说明理由。
2．按照下列元素基态原子的电子排布特征判断元素，并回答问题。
A的原子中只有一个能层且只含1 个电子；B的原子3p轨道上得到1个电子后不能再容纳外来电子；C的原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其它电子的自旋方向相反；D的原子第三能层上有8个电子，第四能层上只有1个电子；E原子的外围电子排布为3s23p6。
（1）写出由A、B、C、D中的三种元素组成的化合物的化学式（至少写出5个）：
；
（2）写出用上述元素组成的物质制得A的单质的化学方程式（至少写出2个）：
、
；
（3）检验某溶液中是否含有D+的离子，可通过______________反应来实现；
检验某溶液中是否含有B—的离子，通常所用的试是_________和_______ （4）写出E的元素符号___________，要证明太阳上是否含有E元素，可采用的方法是__ 。
专题2 原子结构与元素的性质整合提升
知识网络 原子结构知识
专题讲评
一、原子的构成
⎪⎪⎪
⎩
⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧-18361008.1)(007.1)X(A Z 单位负电荷，相对质量
个，每一个电子带一个核外电子：个，不带电，相对质量中子： 单位正电荷，相对质量个，每一个质子带一个质子：原子核原子Z Z A Z 构成原子的粒子 电子
原子核 质子
中子 电性和电量 1个电子带1个单位负电荷 一个质子带1个单位
正电荷 不显电性 质量/kg 9.109×10-31 1.63×10-27 1.675×10-27 相对质量①
1/1 836②
1.007
1.008
的质量跟它相比较所得的数值。
②是电子质量与质子或中子质量之比。
原子不显电性，因此，核电荷数（Z ）=核内质子数=核外电子数。
质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）
三、原子核外电子的运动特征
1.核外电子运动的量子化特征——玻尔理论 中心意思有以下两点：
（1）核外电子运动取一定的轨道。
在此轨道上运动的电子不放出能量也不吸收能量。
这就能解释原子可以稳定存在的问题。
（2）在一定轨道上运动的电子有一定的能量，这能量只能取某些由量子化条件决定的正整数值。
玻尔把量子条件引入原子结构中，得到了核外电子运动的能量是量子化的结论。
2.（1）在经典力学中能量、角动量等物理量是连续变化的。
在微观世界中，核外电子运动的能量是不连续的，分为不同的等级。
（2）在经典力学中，质点的运动状态可以同时有确定的坐标和动量（或速度），质点的运动状态可用位置和动量（速度）来描述。
在量子力学中，微观粒子具有波粒二象性。
不能同时有确定的位置和动量，仅用位置坐标和动量来描述电子的空间运动状态是不够恰当的。
在描述核外电子的运动时只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少。
电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，所以，人们形象地把它叫做“电子云”。
电子云密度较大的地方，表明电子在核外空间单位体积内出现的机会多；电子云密度小的地方，表明电子在核外空间单位体积内出现的机会少。
电子云实际上是用统计的方法对核外电子运动规律所做的一种描述。
3.原子轨道与电子填充顺序
描述多电子原子核外电子的运动状态，需要知道不同电子层上轨道的数目和电子在原子轨道上填充的顺序。
电子层原子轨道类型原子轨道数目可容纳电子数
1 1s 1 2
2 2s,2p 4 8
3 3s,3p,3d 9 18
4 4s,4p,4d,4f 16 32
n —n22n2
多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：
①相同电子层上原子轨道能量的高低：n s<n p<n d<n f。
②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s…
③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2p x、2p y、2p z轨道的能量相等。
4.电子的自旋运动
核外电子的自旋可以有两种不同状态，用向上箭头“↑”和向下箭头“↓”表示，电子在填充时总是先自旋方向相同。
利用电子的自旋可以解释一些物质的结构。
四、基态原子的核外电子排布
1.泡利原理
一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。
2.能量最低原则
电子在核外的分布，应使该原子体系所处的能量状态最低。
3.洪特规则
电子在等价轨道（即n和l相同的轨道）中分布时，应尽量分别占据不同的轨道，且保持自旋平行。
五、核外电子排布与元素周期表
核外电子排布和周期表的关系：周期表有7个横行，表示7个周期；18个纵行。
从左到右，各主、副族元素的排列顺序已在元素的分区示意图中反映出来。
通常把周期表的各副族元素和第Ⅷ族元素叫过渡元素。
除零族外，周期表共有三大部分：主族元素，在表中左右两端。
过渡元素，在表的中部。
镧系、锕系在表中的底部。
说明：（1）元素的电子层数=能级组中最高主量子数=周期数
主族元素原子的价层电子数=该元素在周期表中的族数
（2）当已知元素在周期表中的位置，可以推出它的原子序数或确定其核外电子排布，这种方法须熟练掌握。
六、核外电子排布与原子半径
1.共价半径
同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距离的一半叫该原子的共价单键半径，简称共价半径。
2.金属半径
金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距的一半，称为该金属原子的金属半径。
3.范德华半径
在分子晶体中，分子间是以范德华力结合的。
例如，稀有气体的晶体中相邻分子核间距离的一半，称为该原子的范德华半径。
4.原子半径（r）的变化规律
（1）同一元素：r(负离子)>r(原子)>r（正离子）
（2）同一周期：随原子序数的增加，原子半径逐渐减小，但长周期中部各元素的原子半径的减小幅度越来越小。
（3）同一主族：随原子序数的增加，半径增大，但副族变化不明显。
七、电离能及其变化规律
1.电离能
气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。
常用符号I表示，单位为kJ·mol-1。
2.电离能的变化规律
（1）同一元素：I1<I2<I3……
(2)同一族元素：随原子序数的增大，电子层数也相应增多，核电荷数和原子半径都在增加，原子半径增大起主要作用，所以同一族内，I随核电荷数增大而减小。
（3）同一周期：从左到右电离能变化的总趋势是增大的，但受外电子层结构的影响有曲折起伏。
八、元素的电负性及其变化规律
1.电负性
衡量原子在分子中吸引成键电子的能力。
并指定氟的电负性为4.0作为定量标度，再应用键能数据，对比求出其他元素的电负性，因此电负性是相对比值。
2.电负性的变化规律
（1）同一周期从左到右，电负性递增。
（2）同一主族，从上到下，电负性递减。
（3）副族元素的电负性没有明显的变化规律。
说明：①应用元素电负性一般只能定性说明问题：元素的电负性大，表示该元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的电负性小，表示该元素的非金属性越弱，金属性越强。
②同一元素的不同氧化态有不同的电负性值。
③特定组合的基团有特定的电负性值。
