選修3 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 教案

1、1了解原子結(jié)構(gòu)的構(gòu)造原理，知道原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素(136號)原子核外電子的排布。 2了解能量最低原理，知道基態(tài)與激發(fā)態(tài)，知道原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷產(chǎn)生原子光譜。 3了解原子核外電子的運動狀態(tài)，知道電子云和原子軌道。 4認識原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值。 5能說出元素電離能、電負性的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質(zhì)。6從科學家探索物質(zhì)構(gòu)成奧秘的史實中體會科學探究的過程和方法，在抽象思維、理論分析的過程中逐步形成科學的價值觀。復習回顧1. 原子序數(shù)：含義： （1） 原子序數(shù)與構(gòu)成原子的粒子間的關系：原子序數(shù) 。（2） 表

2、示的意示： A B C D E 2. 元素周期表：（1）編排原則：把電子層數(shù)相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成橫行叫周期；再把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素，按電子層數(shù)遞增的順序有上到下排成縱行，叫族。（2）結(jié)構(gòu)： 各周期元素的種數(shù) 0族元素的原子序數(shù) 第一周期 短周期 第二周期 第三周期 周期 （共七個） 長周期 第四周期 第五周期 第六周期 不完全周期 第七周期 族 族序數(shù) 羅馬數(shù)字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。主族 7個族（共 18 個）副族 7 個第VIII族是第8、9、10縱行零族是第 18 縱行 阿拉伯數(shù)字：1 2 3 4 5 6 7 8羅馬數(shù)字： （3

3、）元素周期表與原子結(jié)構(gòu)的關系：周期序數(shù) 電子層數(shù) 主族序數(shù) 原子最外層電子數(shù)元素最高正化合價數(shù)(4)元素族的別稱：第A族：堿金屬 第IA族：堿土金屬第A 族：鹵族元素 第0族：稀有氣體元素 3、 有關概念：（1） 質(zhì)量數(shù) （2） 核素：具有一定數(shù)目的 和一定數(shù)目 的 原子。 （3） 同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互稱同位素。（4） 同位素的性質(zhì)：同位素的化學性質(zhì)幾乎完全相同 在天然存在的某種元素里，無論是游離態(tài)還是化合態(tài)，各種元素所占的百分比是不變的。（5） 元素的相對原子質(zhì)量：4、判斷元素金屬性或非金屬性的強弱的依據(jù)金屬性強弱非金屬性強弱1、最高價氧化物對應水化物堿性強弱最高價氧

4、化物對應水化物酸性強弱2、與水或酸反應，置換出H的易難與H2化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性3、活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬活潑非金屬單質(zhì)能置換出較不活潑非金屬單質(zhì)5、比較微粒半徑的大小 (1)同主族的元素,半徑從上到下 (2)同周期:原子半徑從左到右遞減.如：Na Cl Cl- Na+ (3)比較Ge、P、O的半徑大小 知識新授一、能層（電子層）與能級（電子亞層） 第一、二、三、四、五、六、七能層符號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高每層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù))但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)能級

5、的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下：能 層 K L M N O 能 級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能層電子數(shù) 2 8 18 32 50 （1） 每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf（2） 任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù)（3） s、p、d、f可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7的兩倍三、構(gòu)造原理（一）能量最低原理 根據(jù)構(gòu)造原理，只要我們知道原子序數(shù)，就可以寫出幾乎所有元素原子的電子排布。即電子所排的能級順序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p

6、7s鉀 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構(gòu)造原理有一個電子的偏差。（二） 重點難點泡利原理和洪特規(guī)則一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則是洪特規(guī)則。思考下列表示的是第二周期中一些原子的核外電子排布，請說出每種符號的意義及從中獲得的一些信息。思考寫出24號、29號元素的電子排布式，價電子排布軌道式，閱讀周期表，比較有什么不同，為什么？從元素周期表中查出銅、銀、金的外圍電子層排布。它們是否符合構(gòu)造原理?洪特規(guī)則的特例

7、：對于同一個能級，當電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩(wěn)定的。課堂練習1、寫出17Cl（氯）、21Sc(鈧)、35Br（溴）的電子排布氯：鈧：溴：2、 寫出136號元素的核外電子排布式或簡化核外電子排布式。3、A、B、C、D均為主族元素，已知A原子L層上的電子數(shù)是K層的三倍；B元素的原子核外K、L層上電子數(shù)之和等于M、N層電子數(shù)之和；C元素形成的C2離子與氖原子的核外電子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5個電子。則 （1）A元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序數(shù)為 ； （2）寫出C和D的單質(zhì)發(fā)生反應的化學方程式 。4、用軌道表示式表示下列原子的價電子排布。(1)N (2)Cl

8、(3)O (4)Mg 二、電子云和原子軌道： 電子運動的特點：質(zhì)量極小 運動空間極小 極高速運動。概率分布圖看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。常把電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子云輪廓圖成為原子軌道。S的原子軌道是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。 P的原子軌道是紡錘形的，每個P能級有3個軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)增大而增大。3、 基態(tài)與激發(fā)態(tài)處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子。當基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能

9、量。光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一。 不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。許多元素是通過原子光譜發(fā)現(xiàn)的。在現(xiàn)代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。四、元素周期表分區(qū)s區(qū)p 區(qū)d 區(qū)ds 區(qū)f 區(qū)分區(qū)原則縱列數(shù)是否都是金屬 區(qū)全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區(qū)。主族主要含 區(qū)，副族主要含 區(qū)，過渡元素主要含 區(qū)。歸納S區(qū)元素價電子特征排布為S12，價電子數(shù)等于族序數(shù)。區(qū)元素價電子排布特征為（-1）d110ns12；價電子總數(shù)等于副族序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為(n-1)d10ns12，

10、價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為ns2np16；價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置是有一定的關系的。（1）原子核外電子總數(shù)決定所在周期數(shù)；周期數(shù)=最大能層數(shù)（鈀除外）46Pd Kr4d10,最大能層數(shù)是4，但是在第五周期。（2）外圍電子總數(shù)決定排在哪一族如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾數(shù)是1所以，是IB。五、電離能1、遞變規(guī)律周一周期同一族第一電離能從左往右，第一電離能呈增大的趨勢從上到下，第一電離能呈減小趨勢。2、第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強。 3氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一

11、個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用I1表示)，從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5同一種元素的逐級電離能的大小關系：I1<I2<I3<I4<I5即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。4、Be有價電子排布為2s2，是全充滿結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，而B的價電子排布為2s22p1，、比Be不穩(wěn)定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大

12、，磷的第一電離能比硫的大，為什么呢？Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處于半滿或全滿狀態(tài)，相對比較穩(wěn)定，失電子較難。如此相同觀點可以解釋N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga。5、Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。6、 電負性 1、金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元