高中化学选修3预习案：1.2.1+原子结构与元素的性质+
人教版高中化学选修三1.2《原子结构与元素的性质(第1课时)》配套教案
课题高中化学选修3第一章第二节原子结构与元素的性质(第1课时)一、教材及课程标准内容的分析：人教社普通高中课程标准教科书化学选修3《物质结构与性质》是将学生由宏观物体引入微观探究的入门教程。
对学生学习化学的兴趣以及掌握化学基础知识意义重大。
元素周期律的基本理论是高中化学的主干知识，是学习元素化合物知识的理论基础，是中学化学的灵魂。
在高考中，选择题有一个题，选做题有一个题为多数学生的选做题，占有很重要的地位，是每年高考的热点、重点。
二、学情分析学生在必修2已学习过元素周期律元素周期表的基础知识，元素原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的性质，反过来元素在周期表中的位置和元素的性质也反映出原子结构，因此元素在周期表中的位置、原子结构、元素性质三者之间存在着内在的必然联系，元素周期表是学习化学的工具，认识元素周期律，掌握元素的“位、构、性”之间的关系对元素化合物的学习有积极的指导意义，元素周期律是中学化学学科内部起支撑作用的主干知识，但我们本节课是以提升原子核外电子排布与填充知识及元素周期表的关系，需把握学生心理新知识的可接受性。
三、考纲要求（1）了解元素、核素和同位素的含义。
（2）了解原子构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
（3）了解原子核外电子排布能来最低原理的应用。
（4）掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。
（5）以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
（6）以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
（7）了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
(8）了解化学键的定义。
了解离子键、共价键的形成四、教学目标情感目标提升学生探究物质结构与性质关系的科学精神知识目标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、了解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、族元素与原子核外电子排布的规律能力目标元素原子结构与周期表中周期、族元素、各区位置间的相互关系的推理教学重点原子核外电子排布与元素周期表中周期、族元素、各区位置间的关系五教学方法课堂五环节进程六教学过程（一）自主学习合作探究1.先回顾（自述）——后交流高一化学课本必修2中元素周期表的结构？元素周期律的实质？元素性质周期性变化的根本原因是什么？2．写出碱金属元素锂、钠、钾、铷、銫基态原子和稀有气体原子氦、氖、氩、氪、氙的核外电子排布式及简化的电子排布式。
高中化学选修3教案：第一章第二节原子结构与元素的性质
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。
人教版高中化学选修三1.2《原子结构与元素的性质》(第3课时)word学案
人教版高中化学选修三1原子结构与元素的性质(第3课时)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、能依照元素的电负性资料，说明元素的“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说明一些化学现象，推测物质的有关性质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教学过程：〖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：〖摸索与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小表达了什么性质？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？如何明白得这些规律？依照电负性大小，判定氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？[科学探究]1.依照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〖归纳志与总结〗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；故能够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，元素的电负性逐步变大；周期表从上到下，元素的电负性逐步变小。
电负性的大小能够作为判定元素金属性和非金属性强弱的尺度。
金属的电负性一样小于 1.8，非金属的电负性一样大于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，他们既有金属性又有非金属性。
2、同周期元素从左往右，电负性逐步增大，说明金属性逐步减弱，非金属性逐步增强。
同主族元素从上往下，电负性逐步减小，说明元素的金属性逐步减弱，非金属性逐步增强。
[摸索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说明？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”。
(完整版)人教版高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质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.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
高中化学选修3——物质的结构与性质
一、原子结构和元素性质方面1. 原子一般由质子、中子和核外电子构成。
但却只由质子和电子构成。
2. 金属元素原子的最外层电子数一般小于4，而非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4。
但H、He、B的最外层电子数均小于4，其中H、B为非金属元素，而He为稀有气体元素；虽然Ge、Sn、Pb、Bi的最外层电子数均大于或等于4，但它们却为金属元素。
3. 稀有气体元素原子的最外层一般为8个电子的稳定结构。
但He的最外层为2个电子的稳定结构。
4. 主族元素的原子得失电子所形成的阴阳离子最外层一般具有8个电子的稳定结构。
但对核外只有一个电子层的离子来说，最外层却只有2个电子，如；而则是一个氢原子核。
5. 含金属元素的离子一般为阳离子。
但也存在某些阴离子，如等。
6. 只含非金属元素的离子一般为阴离子。
但也存在某些阳离子，如等。
7. 一种非金属元素一般形成一种阴离子。
但氧元素形成的离子除，还有。
8. 主族元素的最高化合价一般等于原子的最外层电子数。
但氟元素和氧元素的最高化合价却都不等于原子的最外层电子数，其中氟元素的最高化合价为0价（氟无正价），而氧的最高价为＋2价（在OF2中）。
9. 氢元素在化合物中一般为＋1价。
但在金属氢化物中却为－1价。
10. 氧元素在化合物中一般为－2价。
但在过氧化物（如等）中为－1价；在OF2中为＋2价。
11. 对于对应阴阳离子具有相同的电子层结构的金属元素和非金属元素而言，金属元素的最高化合价一般低于非金属元素的最高化合价。
而和虽然电子层结构相同。
但钠、镁、铝的最高价（分别为＋1、＋2、＋3价）却高于氟的最高价（0价）。
12. 原子的相对原子质量一般为保留一定位数的小数有效数字。
但12C的相对原子质量却为整数，并且是精确值。
13. 某原子的相对原子质量一般并不等同于对应元素的相对原子质量。
但对于某些只有一种核素的元素而言，原子的相对原子质量就是元素的相对原子质量，如：钠元素就只有一种核素，因此，Na原子的相对原子质量就是钠元素的相对原子质量。
高中化学选修3预习案：1.1.2原子结构
（103）§1.1.2 原子结构【教学目标】1．知识与技能：理解构造原理，记住能级顺序图；理解泡利原理和洪特规则；理解能量最低原理。
能用电子排布式表示1—36号元素原子核外电子排布。
2．过程与方法：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。
3．情感、态度、价值观：体会科学研究的乐趣。
【预习任务】一、构造原理和核外电子的排布：1．理解构造原理，记住能级顺序图。
2．原子核外电子排布式：依构造原理，用能层、能级符号表示原子中电子排布的式子。
其中在能级符号的右上角表出该能级上排布的电子数。
例如：Na原子的电子排布（用两种方式表示）是：要求：能够用电子排布式表示原子的核外电子排布、原子的价电子排布、离子的核外电子排布。
注意：根据构造原理，能层序数较低的能级不一定先排布，不能按填充顺序书写原子的电子排布式。
填——依构造原理中的顺序填。
写——能层小的写在前边。
例如：Sc的电子排布式表示为：Fe原子的电子排布式表示为：二．泡利原理是指什么？洪特规则又是指什么？1．泡利原理：2．洪特规则：I、II、3会用电子排布图表示原子核外电子的排布。
在电子排布图中用方框表示原子轨道，用箭头“↑”和“↓”来表示电子。
例如：氟原子的电子排布图：思考：什么是成单电子？成对电子？（区分成单电子数、成对电子数、电子对数）三．1、如何描述核外电子的运动状态？2．核外电子排布遵循哪些原理及规则？3.核外电子排布遵循的规律有哪些？4．表示核外电子排布的方法有哪些？思考：结构示意图、电子式、排布式、排布图（轨道表示式）的区别？【小组检测】分别用电子排布式、排布图表示N O Mg Al Cl Cr Fe Cu Br元素的核外电子排布【自主检测】1．下列所处能量大小比较，正确的是A．2p>3s B．5d>4s C．3d>4f D．4d>6s2．一定呈+1价的金属元素是A．M层比L层电子数少6的元素B．质量数为23，中子数为12的元素C．4s 轨道上有1个电子的元素D．电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子3．下列说法正确的是A．常温下的原子叫做基态原子B．3p2表示3p能级有两个轨道C．同一原子中，1s、2s、3s 电子的能量逐渐增大D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。
高二化学导学案：1.2 原子结构与元素的性质(第2课时)(新人教版选修三).pdf
【学与问】教材 P18 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
2.为什么原子的逐级电离能越来越大？Na、Mg、Al 的电离能数据跟它们的化合 价有什么联系？
3.原子的第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律呢？ 请分析 P18 图 1—21
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
14.5
29.6
47.4
77.5
97.9 551.9 666.8
此元素位于元素周期表的族数是 A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA
G、 ⅦA
学海无涯
2.下列说法正确的是（ ）
A.第 3 周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第
同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失 去电子电子。
［思考与交流］1. Be 有价电子排布为 2s2，是全充满结构，比较稳定，而 B 的
价电子排布为 2s22p1，、比 Be 不稳定，因此失去第一个电子 B 比 Be 容易，第 一电离能小
但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同 一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左 -右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（p0、 d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。当原子核 外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量
学海无涯
【阅读与思考】电离能 （1）定义：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. ①常用符号 I 表示，单位为 KJ•mol－1 ②意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。 （2）元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去 1 个电子，生成+1 价气态阳 离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号 I1 表示。 【学与问】教材 P18 1.提示 碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。 2.提示 因为原子首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后 再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带 正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从教材中 Na、Mg、Al 的电离能 的表格可看出，Na 的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能 的 10 倍)，故 Na 的化合价为＋1。而 Mg 在第三电离能、Al 在第四电离能发生 突变，故 Mg、Al 的化合价分别为＋2、＋3。
选修3第一章第二节原子结构与元素的性质
第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与 元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期 第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期 第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径 的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 （3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半 径越大。
（二）电离能
1、概念
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能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱 酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（ 核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子 核外电子排布 的周期性变化．
（一）原子半径
元素周期表中的 同周期主族元素从左 到右，原子半径的变 化趋势如何？应如何 理解这种趋势？周期 表中的同主族元素从 上到下，原子半径的 变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上 角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常 被称为半金属或准金属。为什么？
高中化学选修三(人教版 课件)-第一章 原子结构与性质 1.2.1
一
二
三
知识精要
典题例解
迁移应用
一
二
三
知识精要
思考探究
典题例解
迁移应用
解析:电子层上全都是s电子的原子有氢、氦、锂、铍,A项错;3p 能级上只有一个空轨道的原子是硅,3p能级上只有一个未成对电子 的原子是铝或氯,B项对;最外层电子排布式为2s22p6的原子是氖,最 外层电子排布式为2s22p6的离子有氟离子、钠离子、镁离子等,C 项错;M层上的s能级和p能级都填满电子,而d能级上尚未有电子的 原子有氩、钾、钙,D项错。 答案:B
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预习导引
一
二
三
二、元素周期系 1.碱金属元素基态原子的核外电子排布
碱 原子 金属 序数 锂 钠 钾 铷 铯 3 11 19 37 55 周期 基态原子的电子排布式 二 三 四 五 六 1s22s1 或 [He]2s1 1s22s22p63s1 或 [Ne]3s1 1s22s22p63s23p64s1 或[Ar]4s1 1s22s22p63s23p63d10 4s24p65s1 或 [Kr]5s1 [Xe]6s1 — — 基态原子的电子排布图
预习导引
一
二
三
某元素的原子序数为24,试问: (1)此元素原子的电子总数是多少? (2)它有多少个电子层?有多少个能级? (3)它的外围电子排布(价电子层)是怎样的?它的价电子层的电子 总数是多少? (4)它属于第几周期?第几族?主族还是副族?属于哪个区? (5)它有多少个未成对电子? 答案:(1)24 (2)4个电子层;7个能级 (3)3d54s1;6 (4)第四周期;第ⅥB族;副族;d区 (5)6个
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预习导引
一
二
三
一、元素周期表的结构及分区 第一周期: 2种元素
(完整版)人教版高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质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.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
人教版高中化学选修3-1.2《原子结构与元素的性质》参考教案
第3节原子结构与元素性质【课程标准与教材分析】本节教材包括两部分内容，1、电离能及其变化规律2、元素的电负性及其变化规律。
在《化学2（必修）》中学生学习了核外电子排布和核外电子排布与元素周期表关系，在此基础上本节教材通过“联想·质疑”引入了电离能、电负性的概念，定量地描述元素原子的得失电子能力；教材又通过“交流·研讨”等活动性栏目，使学生在讨论中主动构建元素原子核外电子排布周期性变化对元素电离能、电负性、化合价等元素性质的本质影响，从而对元素周期律的认识更为深刻，并能建构起新的“构（原子结构）——位（元素在周期表中的位置）——性（元素性质）”三者关系的认识平台。
本节课计划2课时（建议连堂上）本节主要内容是理解电离能的概念及其变化规律；理解元素的电负性的概念及其变化规律并能够用此从定量的角度来解释元素原子核外电子排布周期性变化对元素电离能、电负性、化合价等元素性质的本质影响。
在教学过程中注意给学生必要的知识支持，如电负性数据的来源【教学设计】教学目标：知识与技能目标：1、使学生了解电离能、电负性的概念及。
认识主族元素电离能（特别是第一电离能）的周期性变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2、使学生知道主族元素电负性与元素的金属性、非金属性的关系，认识主族元素电负性的周期性变化规律。
3、使学生体会原子结构与元素周期律的本质联系。
过程与方法目标：运用演绎推理和数据分析理解掌握电离能和电负性在元素周期表中的变化规律。
情感态度价值观目标：通过电负性电离能的逐步引入，感受科学家们在科学创造中的丰功伟绩。
本节知识框架：本节重点难点：1、元素原子核外电子排布、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化2、元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系。
3、元素的电离能、电负性与元素得失电子能力的教学媒介：多媒体演示教学素材：素材1：主族元素原子得失电子能力的变化趋势素材2、元素的化合价化合价是元素性质的一种体现。
化学人教选修三第1章第2节 原子结构与元素性质
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
(4)对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些 性质是相似的。例如：
高考真题演练
1．(1)[2019·高考全国卷Ⅱ，35(3)]比较离子半径：F－_____O2－ (填“大于”“等于”或“小于”)。 (2)[2018·高考全国卷Ⅰ，35(2)]Li＋与 H－具有相同的电子构型，r(Li ＋)小于 r(H－)，原因是_________________________。 (3)(2017·高考江苏卷)C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺 序为________________。 (4) 第 三 周 期 所 有 元 素 的 第 一 电 离 能 (I1) 大 小 顺 序 为 ___________________ (用元素符号表示)。 (5)F、Cl、Br、I 的第一电离能大小顺序为________________， 电负性大小顺序为__________________。
(2)周期 ①具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。
②元素周期表共 7 个周期：元素周期表中的 7 个周期分别对应 7 个能级组，一个能 级组最多容纳的电子数等于一个周期包含的元素总数。
短周期第 第一 二周 周期 期： ：28种 种元 元素 素
第三周期：8种元素
③周期
例题 (2019·景德镇模拟)根据下列五种元素的第一至第四电离
能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 0
R
500
人教版高中化学选修3 1.2 原子结构和元素的性质专题复习(共26张PPT)
考向一 原子核外电子的排布
例1 下列有关化学用语的表述正确的是
C
A.次氯酸的电子式：
表示最外层电子
B.F－的结构示意图：
8
反映核外电子分层排布情况
C.Se的简化电子排布式：[Ar]3d104s24p4
具体到电子在亚层排布个数
D.基态铜原子的外围电子的轨道表示式：
反映电子在亚层、自旋状况
核外电子排布表示方法中，轨道表示式最能反映电子的排布情况。
为
。该同学所画的核外电子排
布图违背了__能__量__最__低__原_理_______________。 1
先写原子的核外电子排布式，然后再从电子层外到内顺序失电子。
(3)注意区别“核外电子排布式”和“外围电子排布式”
“外围电子排布式 ”对主族元素而言指最外层电子；对过渡元素而言指
符合稀有气体原子电子排布（原子实）后剩下的部分电子排布式。
二、元素的性质
1.元素周期表结构
2. 电离能
（1）第一电离能: 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__,符号I1。同种原子中， （逐2级）电递离变能规越律来: 越同_周大__期(即(从I1<左I2→<右I3…)第)。一电离能呈增__大__趋___势_; 同主族(从上→下)第一电离能逐渐_减___小_。
x=2 Na
素除外)中原子半径最大的元素，C的最外层有3个未成对电子，E的价电子
P
3p3
排布式为3d64s2。
回(1)答A为下_列_S_问i_(题填：元素符号，下同)，电子排布式是1_s_2_2_s_22_p_6_3_s_2_3_p_2 _/__[_N_e_]3_s。23p2
高中化学选修3预习案：1+原子结构与性质+复习课+
（107）§1 原子结构与性质 复习课【教学目标】加深对原子结构、元素性质的理解，构建原子结构与元素性质的关系的知识体系。
【复习任务】知识点归纳整理知识点归纳梳理：例1．短周期金属元素甲~戊在元素周期表中的相对位置如右表所示，下面判断正确的是A ．原子半径： 丙＜丁＜戊B ．金属性：甲＞丙C ．氢氧化物碱性：丙＞丁＞戊D ．最外层电子数：甲＞乙例2．X 、Y 、Z 、W 是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：原子结构与元素的性质元素性质 原子半径 主要化合价 金属性、非金属性 第一电离能 电负性 元素周期表 编排规律： 周期（共7个横行） 族（共18个纵行） 元素性质递变规律 原子结构 原子（X A Z ）的组成： 核外电子运动特征 核外电子的排布 递变规律：遵循的原则 表示方法（1）Y位于元素周期表第周期表族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是（写化学式）。
（2）W的基态原子核外电子排布式是。
W2Y在空气中煅烧生成W2O 的化学方程式是。
（3）处理含XO、YO2烟道气污染的一种方法，是将其在催化剂作用下转化为单质Y。
已知：XO(g)+12O2(g)=XO2(g) ∆H=－283.0 kJ·mol－1Y(g)+ O2(g)=YO2(g) ∆H=－296.0 kJ·mol－1此反应的热化学方程式是。
例3．金属钙线是炼制优质钢材的脱氧脱磷剂，某钙线的主要成分为金属M和Ca，并含有3.5%（质量分数）CaO．（1）Ca元素在周期表中位置是，其原子结构示意图．（2）Ca与最活跃的非金属元素A形成化合物D，D的电子式为，D的沸点比A与Si 形成的化合物E的沸点．（3）配平用钙线氧脱鳞的化学方程式：P+ FeO+ CaO— Ca3(PO4)2+ Fe（4）将钙线试样溶于稀盐酸后，加入过量NaOH溶液，生成白色絮状沉淀并迅速变成灰绿色，最后变成红褐色M(OH)n.则金属M为______；检测M n+的方法是___ __（用离子方程式表达）．请写出式样与稀盐酸作用及随后与过量NaOH溶液反应，至生成红褐色沉淀的反应的化学方程式：（5）取1.6g钙线试样，与水充分反映，生成224mlH2（标准状况），在所得溶液中通入适量的CO2，最多能得到CaCO3 g．【自主检测】1．主族元素A和B所形成的离子分别是A2+、B2－，两种离子的最外层电子构型都是ns2np6。
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（105）§1.2.1 原子结构与元素的性质
【教学目标】
1．知识与技能:认识原子结构与元素周期系的关系;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;掌握元素在元素周期表中“位—构—性”的关系。
2．过程与方法:通过交流、讨论、分析对比，培养学生的合作意识；培养学生的分析、推理能力，加强探究意识。
3．情感、态度与价值观:体会元素周期律、元素周期表在学习化学中的作用，激发学生学习化学的兴趣。
【预习任务】
一．掌握元素周期表的结构。
1.元素周期表编排原理是什么？
2.元素周期表中有几个横行？有几种周期（短周期含义是什么？）？有几个周期？每个周期中含有几种元素？同周期中元素原子最外层电子排布有何变化规律？
元素周期表中有几个纵横？几种族？几个族？主族（含义？）、副族、0族的外围电子排布分别是什么？
3.原子结构与元素周期表的关系是什么？
随着原子序数的递增，元素原子核外电子层排布在元素周期表中变化规律是：
1同周期元素的原子，最外层电子排布由ns1逐渐变化到ns2np6。
周期序数=电子层数=能层数
每个周期中所包括元素种数=对应能级组中最多容纳的电子数
⑵同主族元素的原子，最外层电子排布相同。
最外层上电子数大于等于3，小于等于7的元素一定是主族元素；
三周期和长周期中的IA、IIA族元素次外层上电子数均为8，
长周期中的IIIA——0族元素次外层上电子数为18。
⑶零族元素最外层电子排布都达到最多。
呈稳定状态。
化合价为0，其族序数与最外层上电子数无关。
⑷副族元素：ⅢB——ⅦB外围电子排布中的电子数=所在族序数；
ⅠB_—ⅡB外围电子排布中的最外层电子数=所在族序数相同.
⑸Ⅷ元素：外围电子排布中的电子数=所在列序数。
元素周期表共18纵列。
每个纵列的价电子总数相等。
4．请完成下表：
（1）元素周期表共有7个横行，共有7个周期
因为第一周期只有1s 一个能级，所以它的结尾元素与其他周期的结构元素的电子排布式不同。
（2）元素周期表共18纵列。
共有16个族，分为主族、副族、0族和Ⅷ族四类。
每个纵列的价电子总数相等。
5.元素分区：
二．如何推导某元素在周期表中的位置？
三．元素周期表中有哪些递变规律？
【自主检测】
1．阅读课本P13~P16，并结合必修2有关内容，请完成P14 [科学探究]。
2．完成课本P22第1~5题。
3．具有下列外围电子排布的原子对应的元素，可能是非金属元素的是
A ．ns 1
B ．(n-2)f 5ns 2
C ．(n-1)d 2ns 2
D ．(n-1)d 10ns 2
4.下列关于元素周期表的说法中正确的是
A ．s 区的元素都是金属
B ．d 区的元素都是金属
C ．p 区的元素都是非金属
D ．ds 区的元素有金属也有非金属
5.X 、Y 、Z 是三种主族元素。
X 原子L 能层无空轨道，且成对电子与不成对电子占据的轨道数相等；Y 原子有一个不成对电子，它的+1价离子与Z 原子具有相同的能层；Z 原子有一个单电子，其单质在通常情况下为黄绿色气体。
(1)X 、Y 、Z 的元素符号分别是 、 、 。
(2)在X 与Y 形成的一种化合物中，Y 与X 所含质子数之比为19：8，则此化合物的化学式是 。
类别
周期数开头元素的电子排布结尾元素的电子排布包括元素种数
短周期长周期
(3)Y与Z形成的化合物的电子式是。
(4)Z (呈最高价态)、X、氢三种元素形成的化合物的化学式是。