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基态原子的核外电子排布(建议用时:40分钟）[合格过关练］1．下列叙述中，正确的是（)A．在一个基态多电子的原子中，可以有两个运动状态完全相同的电子B．在一个基态多电子的原子中,不可能有两个能量完全相同的电子C．在一个基态多电子的原子中,M层上的电子能量肯定比L 层上的电子能量高D．如果某一基态原子的3p能级上仅有2个电子，它们自旋方向必然相反C[同一轨道上的两个电子，能量相同自旋方向相反,即运动状态不一样，所以A、B均不正确；M层前没有M层与L层的能级交错，所以M层电子的能量一定大于L层，C项正确；3p 能级有3个轨道，按洪特规则，两个电子应占据其中两个轨道，且自旋方向相同，D项不正确.］2．某元素的一种基态粒子的M层p能级上有4个电子，有关该粒子的叙述错误的是（)A．N层不含有电子B．该粒子为中性原子C．L层一定有8个电子D．原子的最外层电子数为4D[根据元素的一种基态粒子的M层p能级上有4个电子，得出其价电子排布式为3s23p4，最外层电子数是6,选项D不正确.］3．下列原子中未成对电子(单独占据1个原子轨道的电子）数为2的是()A．O B．NC．Cu D．FA[氧原子的电子排布式为1s22s22p4，所以2p轨道上有两个单电子分别占据两个不同的2p轨道。
]4．某元素的原子序数为33，则该元素的基态原子中能量最高的电子应排布在（)A．3s能级B．4p能级C．4s能级D．3p能级B[原子序数为33的元素是As,其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。
］5．（素养题）已知Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1，通常可把内层已达稀有气体元素原子的电子层结构的部分写成“原子实”，如Na的核外电子排布式可写成[Ne]3s1。
用“原子实”表示的30号元素锌的原子核外电子排布式正确的是（) A．[Ne]3d104s2B．[Ar］3d104s24p2C．[Ar]3d84s24p2D．［Ar]3d104s2D[根据基态原子的核外电子排布原则可知，锌元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2,除3d104s2外，锌原子内层电子的排布与稀有气体元素原子Ar的电子排布相同,因此锌原子的核外电子排布式可写为[Ar]3d104s2。
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课时 元素的电负性及其变化规律 发 展 目 标体 系 构 建1.认识元素的电负性的周期性变化。
2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致电负性周期性变化的原因。
3.了解元素周期律的应用价值。
1．电负性(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2．电负性的变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
3．电负性的应用(1)判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。
(2)判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。
(3)判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成共价键。
微点拨：电负性是元素的一种基本性质，随着原子序数的递增呈周期性变化。
二、元素周期律的实质1．实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
2．具体表现(2)主族元素是金属元素还是非金属元素――→取决于原子中价电子的多少。
微点拨：物质发生化学反应时，是原子的外层电子在发生变化，原子对电子吸引能力的不同(电负性不同)，是造成元素化学性质有差别的本质原因。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。
(×)(2)非金属性越强的元素，电负性越小。
(×)(3)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。
(×)(4)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。
(×)(5)电负性与第一电离能相比是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。
2．下列对电负性的理解不正确的是( )A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准B．元素电负性的大小反映了元素的原子对键合电子吸引力的大小C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关D[电负性与原子结构有关。
促敦市安顿阳光实验学校元素的电负性及其变化规律(建议用时：40分钟)[合格过关练]1．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( )A．1s22s22p4B．1s22s22p63s23p3C．1s22s22p63s23p2D．1s22s22p63s23p64s2A [A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca，电负性最大的是氧。
]2．下列说法中不正确的是( )A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果B．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度C．电负性是相对的，所以没有单位D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小D [A、B、C都是正确的。
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大，所以D错误。
]3．(素养题)下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值：A．小于0.8 B．大于1.2C．在0.8与1.2之间D．在0.8与1.5之间C [同一周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，所以钙元素的电负性大于钾元素；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，所以钙元素的电负性小于镁元素，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。
]4．下列说法中不正确的是( )A．元素的第一电离能是元素的单质失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的第一电离能逐渐增大B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对得出的A [第一电离能是气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，同周期从左向右元素的第一电离能呈增大趋势，但当原子p轨道处于全空、半充满或全充满的稳状态时，元素的第一电离能大于同周期相邻元素，故A说法错误；电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故B说法正确；元素的性质随着核电荷数(原子序数)的增大而呈周期性变化，故C说法正确；鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对得出的，故D说法正确。
鲁科版高一化学必修2第一章第三节元素周期表的应用第2课时预测同主族元素的性质§1-3 元素周期表的应用（第2课时）预测同主族元素的性质一、【教材分析】（一）知识脉络在学过原子结构、元素周期律和元素周期表之后，结合《化学1（必修）》中学习的大量元素化合物知识，通过对第3周期元素原子得失电子能力强弱的探究，整合ⅧA族元素及其化合物的性质，以及对金属钾性质的预测等一系列活动，归纳得出同周期、同主族元素的性质递变规律，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素性质（以下简称“位、构、性”）三者间的关系，学会运用元素周期律和元素周期表指导化学学习、科学研究和生产实践。
（二）知识框架本节教学知识内容主要包括三个部分，即三个课时完成。
一是认识同周期元素性质递变外规律；二是预测同主族元素的性质递变规律分两个课时完成学习任务；三是“位、构、性”关系规律及应用。
本课时的是第二课时。
（三）与其它版本教材区别人教版教材是在元素周期表基础上，根据第ⅠA族和第ⅦA族元素性质的递变通过归纳得出元素周期律；而鲁科版教材则是在学过元素周期律和元素周期表之后，让学生根据原子结构理论预测第3周期、第ⅠA族和第ⅦA族元素原子得失电子能力的递变规律和金属钾性质，再通过自己设计实验去验证。
教材这样处理旨在培养学生的探究能力，引导学生学会运用元素周期律和元素周期表来指导化学学习和科学研究。
我认为这一点更符合学生认知规律。
（四）本课时地位和作用第二课时更是利用第一课时掌握的研究问题的方式方法的基础上，进一步探究同主族的规律，从而进一步完善元素周期表元素性质的相似性和递变性规律。
为第三课时研究“位、构、性”打下坚实基础。
二、【学情分析】本节是鲁科版《化学2（必修）》第一章《原子结构和元素周期律》第三节，元素周期表的应用。
本章第一节和第二节的内容主要介绍了原子结构、元素周期律和元素周期表的知识，学生已经掌握原子核外电子排布的规律和元素周期律的知识，认识了元素周期律是原子核外电子排布周期性变化的必然结果，元素周期表是周期律的具体表现形式，初步了解了元素周期表的意义和重要用途，知道了元素周期表是今后学习化学和进行科学研究的重要工具。
第2课时元素的电负性及其变化规律
课程学习目标
1.了解电负性的含义及其变化规律。
2.能应用元素的电负性说明元素的某些性质。
知识记忆与理解
知识体系梳理
元素的电负性及其变化规律
1.元素电负性的概念:元素的原子在化合物中电子的能力。
2.元素电负性的周期性变化规律
(1)同周期:从左到右,元素电负性由到稀有气体除外)。
(2)同主族:从上到下,元素电负性由到。
由以上规律得出:元素周期表中,右上角元素的电负性最大,左下角元素的电负性最小。
3.元素电负性的应用
(1)元素的电负性可以用来判断元素为金属元素还是非金属性元素
电负性>2为元素, 电负性<2为元素。
(2)元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱
元素A和B,若电负性:χA>χB,则非金属性:A B,得电子能力:A B。
(3)元素电负性的差值可以用来判断化学键的类型
χA-χB>1.7,所形成的化学键为 ;χA-χB<1.7,所形成的化学键为。
(4)元素的电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负
若元素A和B形成的化合物中,电负性χA>χB,则A呈价,B呈价。
基础学习交流
1.元素的电负性大其第一电离能也一定大吗?
2.根据电负性大小判断ICl中各元素的化合价。
3.查找Cl和Al的电负性数据,判断AlCl3是共价化合物还是离子化合物?
预习检测
1.下列四种元素:①C ②N ③F ④O,电负性由大到小的顺序为 ()。
A.①②③④
B.④③②①
C.③④②①
D.③④①②
2.关于氮族元素(用R代表)的下列叙述不正确
．．．的是 ()。
A.电负性比同周期的氧族元素大
B.氢化物的通式为RH3
C.电负性由上到下递减
D.第一电离能由上到下递减
3.在下列空格中,填上适当的元素符号。
(1)在第三周期中,第一电离能最小的元素是,第一电离能最大的元素是。
(2)在元素周期表中,电负性最大的元素是,电负性最小的元素是(不包括放射性元素)。
它们形成的化合物的电子式是。
(3)第二、三、四周期元素原子中p轨道半充满的元素是。
思维探究与创新
重点难点探究
探究:电负性及其变化规律
互动探究
下图为第三周期元素电负性的柱状图。
(1)根据如图规律推测电负性的大小:Be (填“>”或“<”,下同)B,N O。
(2)电子层数相同时,最外层电子数越多,电负性越;最外层电子数相同时,电子层数越多,电负性越。
(3)元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
是。
探究拓展
1.电负性的大小与哪些因素有关?
2.如何理解同周期元素电负性的递变规律?
3.如何理解同主族元素电负性的递变规律?
技能应用与拓展
当堂检测
1.下列有关电负性的说法中正确的是()。
A.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大
B.在元素周期表中,同周期元素电负性从左到右越来越小
C.金属元素电负性一定小于非金属元素电负性
D.在形成化合物时,电负性越小的元素越容易显正价
2.元素电负性随原子序数的递增而增大的是()。
A.Li、Na、K
B.N、P、As
C.O、S、Cl
D.Si、P、Cl
3.已知X、Y元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误
．．的是()。
A.第一电离能:Y小于X
B.气态氢化物的稳定性:H m Y小于H n X
C.最高价含氧酸的酸性:X对应的酸性强于Y对应的
D.X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
4.下面给出了7种元素的电负性数值:
元素Al B Be C Cl S X
电负性
1.5
2.0 1.5 2.5 2.8 2.5 1.0
数值
请结合元素周期律的知识回答下列问题:
(1)X属于(填“金属”或“非金属”)元素。
(2)经验规律告诉我们: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;当电负性差值小于1.7时,所形成的一般为共价键。
试推断AlCl3中的化学键类型:。
(3)Cl与S形成的化合物中,显正化合价的是。
总结评价与反思
思维导图构建
学习体验分享
参考答案
知识记忆与理解
知识体系梳理
1.吸引
2. (1)小大 (2) 大小氟钫
3. (1)非金属金属 (2) > > (3)离子键共价键 (4)负价正
基础学习交流
1.【答案】电负性的大小与第一电离能的大小有一定的一致性,但没有绝对的一致,如镁的电负性比铝小,但镁的第一电离能比铝大。
2.【答案】I为+1价,Cl为-1价。
3.【答案】电负性χCl=3.0,电负性χAl=1.5,χCl-χAl=1.5<1.7,所以AlCl3是共价化合物。
预习检测
1.【答案】C
2.【解析】电负性比同周期氧族元素小。
【答案】A
3.【答案】(1)Na;Ar
(2)F;Cs;Cs+错误！未找到引用源。
]-
(3)N、P、As
思维探究与创新
重点难点探究
互动探究
【解析】根据电负性的周期性递变规律确定。
【答案】(1)<;<
(2)大;小
(3)电负性越大,非金属性越强;电负性越小,金属性越强
探究拓展
1.【答案】原子半径、核电荷数。
2.【答案】同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,核电荷数逐渐增多,原子核吸引电子的能力逐渐增强,电负性逐渐增大。
3.【答案】同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,原子核吸引电子的能力逐渐减弱,电负性逐渐减小。
技能应用与拓展
当堂检测
1.【解析】稀有气体的电负性比较小,C项错误。
【答案】D
2.【解析】同周期,从左向右,电负性越来越大;同主族,自上而下,电负性越来越小。
A、B中均为同一主族,电负性随着原子序数的增大而减小。
C中,O、S同主族,电负性O>S,S、Cl同周期,电负性Cl>S。
D中为同一周期元素,电负性随原子序数的递增而增大。
【答案】D
3.【解析】据电负性X>Y推知,原子序数X>Y,由于同周期元素,第一电离能从左到右呈增大趋势,但有反常,如ⅡA族和ⅤA族元素,原子结构为全满和半充满状态,电离能比相邻元素的高,如电负性O>N,而第一电离能N>O,A项错误;氢化物稳定性H m Y小于H n X,B项正确;最高价含氧酸的酸性X的强于Y,C项正确;电负性大的吸引电子能力强,化合物中显负价,电负性小的吸引电子能力弱,化合物中显正价。
【答案】A
4.【解析】(1)金属的电负性一般小于1.8,X元素电负性为1,属于金属。
(2)Al、Cl的电负性差值=2.8-1.5=1.3<1.7,AlCl3中的化学键类型是共价键。
(3)Cl的电负性大于S,因此Cl吸引电子能力强,显负价,S显正价。
【答案】(1)金属
(2)共价键
(3)S。
