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高中化学《选修三》知识要点第一章原子结构与性质第一节原子结构1．原子的诞生①宇宙诞生于一次大爆炸，爆炸产生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。
②氢是宇宙中最丰富的元素，约占宇宙原子总数的88.6%，氦约占氢的1/8，它们合起来约点宇宙元素的99.7%以上，其它90多种元素不到1%。
2．能层与能级①能层与能级划分依据：能层划分是按电子离核的远近和能量的高低。
离核越近的电子能量越低；K＜L＜M＜N＜O＜P……能级划分的依据是同一能层中电子的能量也不相同，电子云的形状和伸展方向不同。
能层能级的数目与能层系数相同。
②能级的表示：1s－2s－2p－3s－3p－3d－4s－4p－4d－4f－……③能级能量大小关系：ns<np<nd<nf3．构造原理：（1）根据构造原理，按箭头顺序电子进入能级，能量最低，最稳定。
（2）按照构造原理，将电子进入能级的顺序可以分为能级组，能级组能量大小关系为：ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np4．原子核外电子排布遵循的规律①能量最低原理：按照构造原理进行电子排布，原子的能量最低，最稳定。
②泡利原理：在一个原子轨道里，最多容纳2个电子，且自旋方向相反。
③洪特规则：电子在进入多轨道能级时，总是先分占不同轨道，自旋方向相同（先占位，后配对）；当能级上电子数为全满、全空或半满时，能量最低，最稳定。
5．基态与激发态与光谱原子处于能量最低状态时，称为基态。
由基态变为激发态，吸收能量，产生吸收光谱（暗线光谱）；反之，原子由激发态变为基态时，释放能量（主要以光的形式），产生发射光谱（明线光谱）。
第二节原子结构与元素的性质1．原子结构与元素周期表①电子排布与原子结构示意图以铁为例：Fe：1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2②电子排布与元素在周期表中的位置+26 2 8 214K层L层M层N层K层L层M层N层例 锗（Ge ）：1s 2 2s 22p 6 3s 23p 63d 10 4s 24p 2 第四周期，第ⅣA 族铁（Fe ）：1s 2 2s 22p 6 3s 23p 63d 6 4s 2第四周期，第Ⅷ族锰（Mn ）：1s 2 2s 22p 6 3s 23p 63d 5 4s 2第四周期，第ⅦA 族③电子排布与元素的性质 例 硫（S ）：1s 2 2s 22p 6 3s 23p 4 主要化合价：+4，+6，－2。
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。
第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质教学目标1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系教学过程〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表1、周期系：随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。
然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。
例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。
可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。
第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。
原子结构与元素性质-鲁科版选修三教案
1. 概述
本教案通过鲁科版选修三的相关内容，介绍了原子结构和元素性质的基本概念和相关知识点，帮助学生加深理解，掌握相关的基础知识。
2. 原子结构
2.1 原子结构的基本组成
学生需要理解原子结构的基本组成，即原子核和电子，原子核由质子和中子组成，电子围绕原子核不断运动。
2.2 质子、中子和电子的性质和作用
本部分介绍了质子、中子和电子的性质和作用，如质子数和质量数的概念，以及电子在原子中的运动轨道等。
2.3 原子的量子结构
学生需要理解量子理论的基本概念，如波粒二象性、波长、频率等，以及原子的能级、光谱等。
3. 元素性质
3.1 元素周期表
本部分介绍了元素周期表的组成和结构，以及主族、副族、金属、非金属等概念。
3.2 元素的物理和化学性质
学生需要理解元素的物理和化学性质，如原子半径、离子半径、电负性等，以及元素的化合价、化合物的结构和性质等。
3.3 元素周期律和化学反应中的应用
本部分介绍了元素周期律的基本概念和周期表分类，以及化学反应中的应用，如酸碱反应、氧化还原反应等。
4. 总结
通过学习本教案，学生应该掌握原子结构和元素性质的基本概念和相关知识点，巩固相关的基础知识，为后续学习和应用打下基础。
第二节原子结构与元素的性质电离能及其变化规律核心素养通过对电离能的认识和学习，培养学生科学探究精神，培养学生微观意识，使学生能够从微观结构说明同类物质的共性，解释同类的不同物质的性质变化规律，同时培养学生结构决定性质的化学思想。
教材分析学生通过对必修2相关知识的学习，已经能够从原子结构的角度出发，结合元素周期律和元素周期表的相关知识对原子得失电子的难易进行定性地判断。
但是，在实际生产、生活和科学研究中，仅有定性的判断是远远不够的。
本节教材引入“电离能”这一描述元素性质的物理量，旨在从定量的角度来说明原子得失电子能力的强弱。
教材通过对电离能定义的描述，电离能变化规律及其本质的讨论，引导学生在必修2对元素周期律学习的基础之上建立起新的“位(元素在周期表中的位置)—构(原子结构)—性(元素性质)”三者之间的关系。
高中化学新课程标准对本节内容的要求是：能说出元素电离能的涵义，能应用元素电离能解释或说明元素的某些性质。
普通高中新课程教师用书中提出本课题的教学目标是：了解元素电离能的定义，知道同种元素逐级能及同一周期、同一主族元素第一电离能的变化规律，知道元素电离能和原子核外电子排布的关系，能够应用元素电离能说明原子或离子失去电子的难易，解释某些元素的主要化合价，理解电子是分层排布的。
教学过程本节课的教学设计以培养学生的核心素养这一新的教学理念为指导，基于图表分析设置多个层层递进问题引导学生有效展开学习活动，充分运用问题教学法，以问题情景为起点（提出问题），问题探究为中心（探究问题），问题解决为终点（解决问题），以问题为主线引领整个教学过程，引导学生运用图表分析、探究、解决教师提出的问题，进而完成对“电离能及其变化规律”的知识学习与建构。
环节一：提出问题（问题情景为起点）[PPT投影]科学史话：在布瓦博德朗发现元素镓之前，门捷列夫准确预言在锌与砷之间存在类铝元素和类硅元素。
[提问]在19世纪科技水平并不发达的时代，门捷列夫就能准确预言，让人非常钦佩。
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_____________________。
