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（人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案第一章原子结构与性质教材分析：一、本章教学目标1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。
3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。
5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
本章知识分析：本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。
总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。
尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。
通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。
注意本章不能挖得很深，属于略微展开。
相关知识回顾（必修2）1. 原子序数：含义：（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：原子序数＝＝＝＝。
（3）原子组成的表示方法a. 原子符号： AzX A zb. 原子结构示意图：c.电子式：d.符号表示的意义： A B C D E （4）特殊结构微粒汇总：无电子微粒无中子微粒2e-微粒8e-微粒10e-微粒18e-微粒2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序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，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
（新人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全册教学案第一章原子结构与性质教材分析：一、本章教学目标1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。
3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。
5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
本章知识分析：本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。
总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。
尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。
通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。
注意本章不能挖得很深，属于略微展开。
相关知识回顾（必修2）1.原子序数：含义：（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：原子序数＝＝＝＝。
（3）原子组成的表示方法a. 原子符号：A z X A zb. 原子结构示意图：c.电子式：d.符号表示的意义：A B C D E （4）特殊结构微粒汇总：无电子微粒无中子微粒2e-微粒8e-微粒10e-微粒18e-微粒2.元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序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，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
高中化学选修3 《物质结构与性质》导学案第一章原子结构与性质一、本章学习目标1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。
3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。
5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
复习总结必修中学习的原子核外电子排布规律：(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。
例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子一、能层与能级由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层符号表示K、L、M、N、O、P、Q……能量由低到高例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。
由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能层一二三四五六七……符号K L M N O P Q……最多电子数 2 8 18 32 50……即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数) ，但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。
第2课时元素周期律(一)[目标定位] 1.能描述电离能的含义。
2.熟知元素原子半径及元素第一电离能的周期性变化。
3.能熟练比较微粒半径大小,能用电离能说明元素的某些性质。
一、微粒半径的大小比较1．比较判断下列各组微粒半径的大小,并说明原因。
(1)Ba>Sr,同族元素,电子的能层数越多,半径越大。
(2)Ca>Sc,同周期元素,电荷数越大,半径越小。
(3)S2－>S,同一元素,电子数越多,半径越大。
(4)Na＋>Al3＋,具有相同的电子层结构的离子,核电荷数越大,半径越小。
(5)Pb2＋>Sn2＋,同族元素的离子,所带电荷相同,电子层数越多,半径越大。
(6)Fe2＋>Fe3＋,同一元素的离子,电子数越少,正电荷数越高,半径越小。
2．微粒半径大小的判断方法规律。
(1)同周期元素的原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径：随着核电荷数增多,都依次减小(稀有气体除外)。
(2)同主族元素的原子半径、相同价态阳离子半径和阴离子半径：随着核电荷数增多,都依次增大。
(3)核外电子排布(即电子层结构)相同的离子半径：随核电荷数增多,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,且阳离子价态越高,半径越小。
如：Fe3＋<Fe2＋<Fe,Cl<Cl－,H＋<H<H－。
(5)核电荷数和电子数都不同的粒子,一般要找参考物。
如比较Al3＋和S2－,可找出与Al3＋电子数相同,与S2－同一主族的元素O2－来比较,因为Al3＋<O2－,且O2－<S2－,故Al3＋<S2－。
“三看”比较微粒半径的大小“一看”电子的能层数：当电子的能层数不同时,能层数越多,半径越大。
“二看”核电荷数：当电子的能层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
“三看”核外电子数：当电子的能层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
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粒子,半径相同C．质子数相同的不同单核粒子,电子数越多半径越大D．原子序数越大,原子半径越大答案 C解析由于同周期主族元素原子半径逐渐减小,故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大,如r(Li)>r(S)>r(Cl);对于核外电子层结构相同的单核离子和原子,半径是不同的;质子数相同的不同单核粒子,阴离子半径>原子半径>阳离子半径;同周期主族元素,原子序数增大,原子半径减小。
2 元素金属性、非金属性强弱的判断方法集锦
1.元素的金属性强弱判断方法
(1)单质跟水或酸置换出氢的反应越容易发生,说明其金属性越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强,说明其金属性越强。
(3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。
(4)金属活动性顺序表
――――――――――――――――――――→K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H )Cu Hg Ag Pt Au
金属性逐渐减弱
(5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱。
(6)原电池反应中的正负极：两金属同时作原电池的电极,负极的金属性较强。
(7)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小,元素的原子越易失去电子,元素的金属性越强。
但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。
如Mg(3s 2为全充满状态,稳定)的第一电离能大于Al 的第一电离能。
(8)元素电负性越小,元素失电子能力越强,元素金属性越强。
2.元素的非金属性强弱判断方法
(1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H 2化合,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的酸性越强,说明其非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应。
例如,Cl 2＋2KI===2KCl ＋I 2,说明Cl 的非金属性大于I 。
(4)元素的原子对应阴离子的还原性越强,元素的非金属性越弱。
(5)元素的第一电离能的数值越大,表明元素失电子的能力越弱,得电子的能力越强,元素的非金属性越强。
但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。
如I 1(P)>I 1(S),但非金属性：P<S 。
(6)元素电负性越大,元素得电子的能力越强,元素的非金属性越强。
【典例4】 具有下列特征的元素,一定是非金属元素的是( ) A.对应氢氧化物是两性氢氧化物 B.具有负化合价
C.最高价氧化物对应的水化物是酸
D.具有可变化合价
解析 在化合物中金属元素只能显正化合价,非金属元素可以显正化合价和负化合价；过渡元
素(金属)也具有可变化合价(如Fe ＋2
、Fe ＋3
)；KMnO 4对应的含氧酸中Mn 显＋7价,为金属元素。
答案 B
【典例5】 1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念。
电负性(用χ表示)也是元素
请仔细分析,回答下列有关问题：
(1)预测周期表中电负性最大的元素应为________(填元素名称)；估计钙元素的电负性的取值范围：________＜χ＜________。
(2)根据表中所给数据分析,同主族内不同元素χ的值的变化规律是________________________________________________________________________；
简述元素电负性χ的大小与元素金属性、非金属性之间的关系__________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析(1)由表格的数据分析,从锂到氟是同一个周期的元素,电负性是逐渐增大的,氟和氯是同一主族的元素,电负性是从上到下逐渐减小的,所以周期表中电负性最大的为氟元素。
钙是镁同主族下一周期的元素,所以钙的电负性要比镁的小,钙是钾同周期后一主族元素,所以钙的电负性要比钾的大。
(2)由数据分析,元素周期表右上角元素的电负性大,为非金属元素,左下角电负性小,为金属元素。
答案(1)氟0.8 1.2(2)同主族元素的电负性随核电荷数增大而减小金属元素的电负性一般小于 1.8,非金属元素的电负性一般大于 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。
