高中化学选修3物质结构与性质步步高全套学案课件第一章 重难点专题突破 2
(人教版)高中化学选修3 物质结构与性质 全册教学案
（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。
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第1章 原子结构 第2节 原子结构与元素周期表 全章复习与测试 第1节 共价键模型 第3节 离子键、配位键与金属键 全章复习与测试 第1节 认识晶体 第3节 原子晶体与分子晶体 全章复习与测试
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第3节 原子结构与元素性质
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第1章 原子结构
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第1节 原子结构模型
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第2节 原子结构与元素周期表
(新人教版)高中化学选修3 物质结构与性质 全册教案与学案
（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。
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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。
《选修3物质结构与性质》全册复习教学课件(第1-5课时)
③基态、激发态及光谱示意图
对点集训
1.(2019·河南洛阳期末)下面说法中正确的是( D ) A.电子云图中的小黑点密度大,说明该原子核外空间电子数目越多 B.某基态原子外围电子排布中最高能级的符号为 3f C.3d3 表示 3d 能级上有 3 个轨道
D.ns 能级的原子轨道图可表示为
解析:电子云图中的小黑点密度大,说明该原子核外空间电子出现的机 会多,A 错误;第三能层具有的能级只有 s、p、d 三种,B 错误;3d3 表示 3d 能级上有 3 个电子,C 错误;ns 能级的电子云是球形对称的,原子轨道
图可表示为
,D 正确。
2.下列轨道表示式所表示的元素原子中,其能量处于最低状态的是( D )
A.①② B.②⑤ C.③④ D.③⑤ 解析:①不符合能量最低原理;②不符合洪特规则;④不符合能量最低原理。
3.(2019·河南鹤壁模拟)第四周期的元素基态原子中,4s能级只有1个电子的元 素共有( C ) A.1种 B.2种 C.3种 D.4种
(2)填充顺序——构造原理 绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序,人们把它称为 构造原理。它是书写基态原子核外电子排布式的依据。
(3)电子排布式和电子排布图(或轨道表达式)
电子排布式 简化电子排布式
电子排布图 (或轨道表示式) 价电子排布式
以硫原子为例 1s22s22p63s23p4
16.理解金属键的含义,能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金 属晶体常见的堆积方式。 17.了解晶胞的概念,能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
[课时设计] 本模块内容抽象,理论性较强,是宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认 知学科素养落实主阵地。共设计5个课时,第1、2、3、4课时为基础梳理课, 鉴于高考中有关晶体结构的分析与计算问题难度较大,独设第5课时,通过讲 练重点突破。
高二化学人教版选修3物质结构与性质第一章第一节原子结构第2课时课件
可见光波长780nm—350nm
课堂练习
3.(2017·全国卷Ⅰ)元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐
射波长为_A_______nm(填选项字母)。
A．404.4
B．553.5
C．589.2
D．670.8
E．766.5
根据红、橙、黄、绿、蓝、靛、紫七色光中紫色的波长最小，约为 380~440nm，故选A。
一、原子结构
5.能量最低原理、基态与激发态、光谱
(1)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。 (2)基态与激发态
基态原子：处于最低能量的原子 激发态原子：基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的能级, 变为激发态原子。
基态 原子
课堂练习
4.下图是锂、氦、汞的吸收光谱和发射光谱。其中图_①__③__⑤__是原 子由基态转化为激发态时的吸收光谱，图_②__④__⑥__是原子由激发态 转化为基态时的发射光谱。不同元素的原子光谱上的特征谱线不 同，请在下图中用线段将同种元素的吸收光谱和发射光谱连接。
课堂练习
5.下列说法中正确的是( A ) A．处于最低能量的原子叫做基态原子 B．基态镁原子的核外电子排布式为1s22s22p63s13p1 C．焰色反应是金属原子从基态跃迁到激发态时，将能量以光能 的形式释放出来 D．甲物质发出的白光通过低温的乙物质蒸气可得到甲物质的吸 收光谱 甲物质发出的白光通过低温的乙物质蒸气可得到应是乙
氢原子的电子运动
图中 表示原子核，一个小黑点代表电子在这里 出现过一次
氢原子的电子运动
现代物质结构学说
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第二单元 离子键 离子晶体
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第二单元 元素性质的递变规律
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专题3 微粒间作用力与物质的 性质
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第一单元 金属键 金属晶体
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0002页 0066页 0091页 0167页 0Байду номын сангаас01页 0344页
专题1 揭示物质结构的奥秘 第一单元 原子核外电子的运动 专题3 微粒间作用力与物质的性质 第二单元 离子键 离子晶体 第四单元 分子间作用力分子晶体 第二单元 配合物的形成和应用
专题1 揭示物质结构的奥秘
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专题2 原子结构与元素的性质
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第一单元 原子核外电子的运动
高中化学选修3物质结构与性质学案配套课件第1章第2节第1课时
关 排布式
价电子
3
4
5
6
7
数目
学习·探究区
第1课时
(3)依据上述表格，讨论族的划分与原子核外电子排布的关系？
族的划分依据是原子的 价层电子排布
①同主族元素原子的 价层电子排布 完全相同，价电子全
本 课
部排布在 ns 或 nsnp 轨道上。价电子数与 族序数 相同。
时 栏
②稀有气体的价电子排布为 1s2 或 ns2np6。
第一周期： 2 种元素
周期第二周期：8种元素
第三周期： 8 种元素
周期(横行)
第四周期：18 种元素
长
周期第五周期：18种元素
第六周期：32 种元素
不完全周期 第七周期
第1课时
知识·回顾区
第1课时
主族：ⅠA，ⅡA，ⅢA，ⅣA，ⅤA，ⅥA，ⅦA共七
本 课 时 栏
本 相同的元素，按 电子层数递增 的顺序 由上到下排成一个纵行。
课 时
(3)金属区域和非金属区域的划分
栏 目 开
沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界
处画一条虚线，虚线的左边是 金属 元素，右面是 非金属 元
关 素；位于虚线附近的元素，既表现 金属元素 的某些性质，又表
现 非金属元素 的某些性质，这种元素的分区，有利于判断元素
金属元素的数目也逐渐 增多 。可以把元素周期系的周期发
展形象地比喻成 螺壳 上的螺旋。
学习·探究区
第1课时
2．原子核外电子排布与族的划分
(1)将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中
本
族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
高中化学人教版步步高选修3第一章原子结构与性质第一章 第二节 第2课时
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。
高中化学选修3物质结构与性质导学案人教版精品课件1-2-2
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2.电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布
如Li：I1≪I2<I3，表示Li元素原子核外的三个电子排 布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有一个电
子。
(2)确定元素在化合物中的化合价
如K元素I1≪I2<I3 ，表示K原子容易失去一个电子形成＋1 价阳离子。
稀有气体元素原子的稳定状态，此时原子核对外层电子的有效
吸引作用变得更强，不再失去第2个电子。因此，钠元素的常见
化合价为＋1价。同理可分析镁和铝。
第一章 第二节 第二课时 第21页
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重点诠释
1．电离能的规律
(1)第一电离能
特别提醒 由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元 素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一电 离能较同周期ⅢA族的B、Al、Ga的第一电离能要大；V A族的 N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离 能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，为全充 满较稳定状态，而ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，为半 充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。
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要点一 电离能的规律及其应用
探究导引
1. M(g)―－―2e→－ M2＋所需的能量是否是其第一电离能的2倍？
提示：应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子 是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级 较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更 强，从而使电离能越来越大。
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化学4X10课件
1、通过教材18页的图1-21试分析为什么同周期主族元素中， 第IIIA族和第VIA族元素的第一电离能出现了反常现象呢？
交流合作
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2、通过教材18页的学与问试分析第一电离能的大小一定能说明 金属的活泼性强弱吗？通过逐级电离能如何判断原子的化合价？
离核 越远 能量 越高
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1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
6 P
7 Q
2 8 18 32
… …
最多容纳2n2
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构造原理： 核外电子排布必须遵循一
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定的能级顺序。电子先排能
量低的内层，再排能量高的
7 6
7s
6s 5s 4s 3s 2s
7p
6p 6d 5p 5d 5f 4p 4d 4f 3p 3d 2p
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三、电子排布图
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实例:
Al原子的电子排布图
C原子的电子排布图
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以铝原子为例，电子排布图中各符号数字的意义：
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电子排布图能直观地体现原子核外电子分层、 分能级分轨道排布情况以及电子的自旋状态。
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四、价电子排布式
层时 不超过2个）； 次外层电子数最多不超过18 个；倒数第 三层不超过32个；
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（3）核外电子总是尽先排满能量最低、离核 最近的能层，后由里往外依次排能量较高能层。 而失电子总是先失最外层电子。
注意： 以上几点是相互联系的，不能孤立地理 解，须同时满足。
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高中化学选修3物质结构与性质步步高全套学案课件第一章 原子结构与性质专项训练
原子结构与性质专项训练一、原子及其核外电子排布1.下列对不同时期原子结构模型的提出时间排列正确的是()①电子分层排布模型②“葡萄干布丁”模型③量子力学模型④道尔顿原子学说⑤核式模型A.①③②⑤④B.④②③①⑤C.④②⑤①③D.④⑤②①③答案 C解析①玻尔1913年提出；②汤姆生1904年提出；③20世纪20年代中期提出；④1803年提出；⑤卢瑟福1911年提出。
2.下列微粒：①质子,②中子,③电子,在所有原子中一定含有的微粒是()A.①②③B.仅有①C.①和③D.①和②答案 C解析任何原子核中均有质子,为使原子整体不显电性,故核外必须有与质子带相反电荷的电子,所以原子中必定存在质子和电子,可以不存在中子,如11H,它的核内只有1个质子。
3.某元素原子序数为33,则：(1)此元素原子共有________个运动状态不同的电子,有________个未成对电子。
(2)有________个电子层,________个能级,________个原子轨道。
(3)它的电子排布式为____________________________。
答案(1)333(2)4818(3)1s22s22p63s23p63d104s24p3解析根据该元素原子的电子排布式判断。
其中4p能级上的三个原子轨道中都有电子,且原子中所有电子的运动状态都不相同。
4.有X、Y、Z、Q、T五种元素,X原子的M层p轨道有2个未成对电子,Y原子的外围电子构型为3d64s2,Z原子的L电子层的p能级上有一空轨道,Q原子的L电子层的p能级上只有1对成对电子,T原子的M电子层上p轨道半充满。
试写出：(1)X的元素符号__________,Y的元素符号________。
(2)Z元素原子的电子排布式____________,Q元素原子的电子排布图___________________ _______________,T元素原子的电子排布图________________________________________。
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共研经典
典例 某元素的原子序数为29，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)它的外围电子排布式是什么？
(4)它属于第几周期？第几族？主族还是副族？
(5)它有多少个未成对电子？
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第一章 原子结构与性质
第一章 第二节 第一课时 第1页
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第二节 原子结构与元素的性质
第一章 第二节 第一课时 第2页
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3．元素周期表中的几个数量关系
(1)周期序数＝电子层数。
(2)主族序数＝最外层电子数。
(3)同周期ⅡA 与ⅢA 原子序数差值为 1、11、25。
背诵经典
1．主族元素的价电子全部排布在最外层的 ns 或 np 轨道上。
尽管同族元素的电子层数从上到下逐渐增加，但价电子排布完全
相同，并且主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数。
答案：(1)29 (2)4个电子层；7个能级 (3)3d104s1 (4)第四
周期；ⅠB族；副族 (5)有1个未成对电子
第一章 第二节 第一课时 第33页
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[互动探究]
1．微粒的能层数一定就是该元素所处的周期序数吗？
序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元
高中化学选修3物质结构与性质步步高全套学案课件第二章 第一节 第2课时
第2课时共价键的键参数与等电子原理[学习目标定位] 1.知道键能、键长、键角等键参数的概念,能用键参数说明简单分子的某些性质。
2.知道等电子原理的含义,学会等电子体的判断和应用。
一共价键参数1.键能(1)键能是气态基态原子形成1_mol化学键释放的最低能量,常用E A－B表示。
键能的单位是kJ·mol－1。
如,形成1 mol H—H键释放的最低能量为436.0 kJ,即H—H键的键能为436.0 kJ·mol－1。
(2)①若使2 mol H—Cl键断裂为气态原子,则发生的能量变化是吸收863.6_kJ的能量。
②表中共价键最难断裂的是H—F,最易断裂的是H—I。
③由表中键能大小数据说明键能与分子稳定性的关系：HF、HCl、HBr、HI的键能依次减小,说明四种分子的稳定性依次减弱,即HF分子很稳定,最难分解,HI分子最不稳定,易分解。
2.键长(1)键长是指形成共价键的两个原子之间的核间距,因此原子半径决定化学键的键长,原子半径越小,共价键的键长越短。
(2)键长与共价键的稳定性之间的关系：共价键的键长越短,往往键能越大,这表明共价键越稳定,反之亦然。
(3)下列三种分子中：①H2、②Cl2、③Br2,共价键的键长最长的是③,键能最大的是①。
3.键角(1)键角是指在多原子分子中,两个共价键之间的夹角。
在多原子分子中键角是一定的,这表明共价键具有方向性,因此键角决定着共价分子的立体构型。
(2)[归纳总结][活学活用]1.下列说法中正确的是()A.分子中所含共价键键能越大,键长越短,则分子越稳定B.只有非金属原子之间才能形成共价键C.水分子可表示为H—O—H,分子中键角为180°D.H—O键键能为463 kJ·mol－1,即18 g水分子生成H2和O2时,放出能量为(2×463) kJ答案 A解析分子中所含共价键键能越大,键长越短,原子间结合力就越强,分子越稳定,所以A正确；B中有些不活泼金属与非金属形成的化学键是共价键；C中水分子中两个O—H键间的夹角小于180°,其分子结构式虽为H—O—H,但不能表示分子的真正立体构型；D中给出H—O键的键能是破坏1 mol H—O键所吸收的能量,在H2O分子中有两个H—O键,断开1 mol H2O中化学键应吸收能量(2×463) kJ。
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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。