人教化学选修3第一章第二节课时3
人教版高中化学选修3课程目录与教学计划表
人教版高中化学选修3课程目录与教学计划表
教材课本目录是一本书的纲领，是教与学的路线图。
不管是做教学计划、实施教学活动，还是做复习安排、工作总结，都离不开目录。
目录是一本书的知识框架，要做到心中有书、胸有成竹，就从目录开始吧！
课程目录教学计划、进度、课时安排
第一章原子结构与性质
第一节原子结构
第二节原子结构与元素的性质
第二章分子结构与性质
第一节共价键
第二节分子的立体构型
第三节分子的性质
第三章晶体结构与性质
第一节晶体的常识
第二节分子晶体与原子晶体
第三节金属晶体
第四节离子晶体
开放性作业
元素周期表
总复习
-1-。
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。
人教版高二化学选修三物质结构与性质第一章 第二节 第3课时元素周期律(二)导学案
第3课时元素周期律(二)一、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性越大，对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0作为相对标准。
2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。
特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
例1(2018·北京朝阳区期中)下列说法不正确的是()A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案A解析同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
人教版高中化学选修3课件-原子结构与元素周期表
知识点二 元素周期表的分区
1．根据原子的外层电子结构特征分区 (1)周期表中的元素可根据原子的外层电子结构特征划分为 如下图所示的 5 个区。
①s 区元素：最外层只有 1～2 个 s 电子，价电子分布在 s 轨道上，价电子构型为 ns1～2，包括ⅠA 族、ⅡA 族的所有元素。
②p 区元素：最外层除有两个 s 电子外，还有 1～6 个 p 电 子(He 无 p 电子)，价电子构型为 ns2np1～6，包括ⅢA→ⅦA 族和 零族的所有元素。
a.元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能 级分区，如 s 区元素的原子的核外电子最后排布在 ns 能级上，d 区、ds 区元素的原子核外电子最后排布在n－1d 能级上。
b.s 区、p 区均为主族元素包括稀有气体，且除 H 外，非 金属元素均位于 p 区。
c.应根据外围电子排布判断元素的分区，不能根据最外层电 子排布判断元素的分区。p 区中，He 的外围电子排布1s2较特 殊。
第一章
原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第一课时 原子结构与元素周期表
[学习目标] 1.通过碱金属和稀有气体的元素核外电子排布 对比进一步认识电子排布和价电子层的含义。
2．通过元素周期表认识周期表中各区、各周期、各族元素 原子核外电子的排布规律。
3．通过“螺壳上的螺旋”体会周期表中各区、各周期、各 族元素的原子结构和位置间的关系。
①原子序数－稀有气体原子序数(相近且小)＝元素所在的 纵行数。第 1、2 纵行为ⅠA、ⅡA 族，第 3～7 纵行为ⅢB～ⅦB 族，第 8～10 纵行为Ⅷ族，第 11、12 纵行为ⅠB、ⅡB 族，第 13～17 纵行为ⅢA～ⅦA 族，第 18 纵行为 0 族。而该元素的周 期数＝稀有气体元素的周期数＋1。
人教版高中化学选修3 物质结构与性质 第一章 第一节 原子结构(第1课时)精品PPT课件
开天辟地—原子的诞生
质子（正电） 原子核 原子 （正电） 中子（不带电） 不显 电性 核外电子 分层排布 （负电） 与物质化学性质密切相关
2020/10/26
18
能层与能级
二、能层与能级
（1）能层
在多电子的原子核外电子的能量是不同的， 按电子的能量差异，可以将核外电子分成不 同的能层。
2020/10/26
开天辟地—原子的诞生
问题：宇宙大爆炸是怎么回事？物质是由原子构成的，那 么原子是怎样诞生的呢？ P4
1932年勒梅特首次提出了现代大爆炸宇宙理论
宇宙大爆炸
2h后 诞生
大量的氢 大量的氦 极少量的锂
原子核的 熔合反应
合成
其他元素
2020/10/26
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开天辟地—原子的诞生
一、开天辟地—原子的诞生
思考与交流 阅读课本P4
2020/10/26
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开天辟地—原子的诞生
人类认识原子的过程
人类在认识自然的过 程中，经历了无数的艰 辛，正是因为有了无数 的探索者，才使人类对 事物的认识一步步地走 向深入，也越来越接近 事物的本质。随着现代 科学技术的发展，我们 现在所学习的科学理论， 还会随着人类对客观事 物的认识而不断地深入 和发展。
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能层与能级
核外电子分层排布
依据核外电子的能量不同：
离核远近：近
远
能量高低：低
高
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
2020/10/26
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能层与能级
原子核外电子分层排布规律：
（1）各能层最多能容纳2n2个电子。
人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)
电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 键合电子 吸引力 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 越大 。 (2)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素
2020高中化学人教版选修三教学课件：1-1-3 泡利原理和洪特规则(共37张)
时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态
相同)，若 3p 能级上有 4 个电子，则排布成
。
[答案]
泡利原理和洪特规则 洪特规则 不
正确，因为 3p 能级上只有 3 个轨道
(1)绝大多数原子的电子排布式只要遵循构造原理就能符合 能量最低原理。
(2)Cr、Cu、Ag、Au 等少数原子的电子排布式虽不遵循构 造原理，但符合能量最低原理。
，因为这违背了________。如果 3p 能级
上有 4 个电子，有人认为可以排布为
，你认为是否正确，说明理由_____________。
[解析] 若 3p 能级上有 3 个电子，则它们应排布为
，
不能排布为
，因为这违背了泡利原理(一个轨道最多只
能容纳 2 个电子)和洪特规则(当电子排布在同一能级的不同轨道
3．电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间 出现的概率。 概率密度 分布的形象化描述。小黑点越密，表 示概率密度越大。由于核外电子的 概率密度 分布看起来像一 片云雾，因而被形象地称为电子云。s 电子云呈 球 形，p 电 子云呈 哑铃 形。
[要点梳理] 1．基态原子的核外电子排布规则 (1)能量最低原理 原子核外电子的排布遵循构造原理，按轨道能量 最低 ， 依次排列，使整个原子的能量处于 最低 状态。
(3)当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据 一个轨道，而且自旋状态相同。
(4)每个原子轨道只能容纳 2 个电子，而且这两个电子的自旋 状态必须相反。
[知识脉络]
原子核外电子排布能量最低原理 遵循的原理和规则泡洪利特原规理则
原子符号 电子式 表示原子结构的原子结构示意图 重要化学用语 电子排布式 简化电子排布式 电子排布图轨道表示式
2020届人教版高二化学选修3教学案：第一章 第二节 原子结构与元素的性质含答案
1．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。
2．了解元素的电离能、电负性的含义。
能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
3．理解元素原子半径、元素的第一电离能、电负性的周期性变化。
4．了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。
细读教材记主干1．元素的周期序数与原子结构有何关系？如何确定主族元素的主族序数？ 提示：周期序数＝电子层数＝能层数；主族序数＝最外层电子数＝价电子数。
2．每一周期(第一周期除外)都是从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，外围电子排布从 n s 1――→递增n s 2n p 6(He 为 1s 2)。
3．各区元素原子的外围电子排布。
s 区：n s 1～2；p 区：n s 2n p1～6；d 区：(n －1)d1～9n s 1～2；ds 区：(n －1)d 10n s1～2。
4．同周期，同主族，元素性质的变化规律是什么？ 提示：(1)同周期从左向右⎩⎪⎨⎪⎧原子半径逐渐减小最高正价：＋1―→＋7金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强(2)同主族从上到下⎩⎪⎨⎪⎧原子半径逐渐增大金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱5．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叫做第一电离能。
同族元素从上到下第一电离能变小，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA 族与第ⅢA 族、第ⅤA 族与第ⅥA 族之间出现反常。
6．电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小的。
同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
[新知探究]1．元素周期系(1)碱金属和稀有气体元素原子的价电子排布对比周期碱金属价电子排布稀有气体价电子排布二锂2s1氖2s22p6三钠3s1氩3s23p6四钾4s1氪4s24p6续表周期碱金属价电子排布稀有气体价电子排布五铷5s1氙5s25p6六铯6s1氡6s26p6每一周期从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，价电子排布从n s1递增到n s2n p6，结论但元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多①形成②原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
化学选修三《原子结构与元素的性质》PPT课件(原文)
能说明元素的某些性质
❖ 7、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认 识物质的结构与性质之间的关系
❖ 8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的 关系
❖ 9、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
（G）碱 酸 s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。
最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐
；
（横行） 第6周期：32 种元素 查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这
些元素的电负性解释对角线规则。
元素(除第一周期外)是 __碱_金__属___, 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
试确定32号元素在周期表中的位置。 d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。
最外层电
子排布为_n_s____,每一周期的最后一种元素都 1 每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？
样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。
元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋
一、原子结构与元素周期表
1. 为什么副族元素又称为过渡元素？
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的 区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。
2.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？
镧 La – 镥 Lu 共15 种元素称镧系元素 已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
高中化学选修3全套教案 新课标 人教版
高中化学选修3全套教案第一章关注营养平衡第一节生命的基础能源——糖类第一课时教学目标：1、使学生了解糖类的组成和分类2、使学生掌握葡萄糖的结构简式和重要性质，了解其在人体内的储存方式和氧化分解的生理意义。
3、使学生了解淀粉在人体内的水解吸收过程和纤维素的生理功能。
教学重点：葡萄糖、淀粉的性质和生理功能。
教学难点：葡萄糖的结构。
教学方法：探究式教学实验准备：洁净的试管、烧杯、铁架台、石棉网、AgNO3溶液〔2%〕、稀氨水〔2%〕、葡萄糖溶液〔10%〕、淀粉、碘水、H2SO4溶液〔20%〕、NaOH溶液(10%)教学过程：[新课导入] “果实的事业是尊贵的，花的事业是甜美的，但还是让我绿叶的事业吧，她总是谦逊地专心地垂着绿荫的〞。
〔印度诗人：泰戈尔〕诗人为何对“绿叶〞情有独钟？绿叶利用了廉价的水和二氧化碳，化腐朽为神奇将光能转化为化学能，通过光合作用生成了葡萄糖。
人们每天摄取的热能中大约75%来自糖类。
[常识介绍]含糖食物与含糖量。
用幻灯片展示教材P4表1-1[设问]什么是糖？[教材阅读]学生阅读教材P4 资料卡片。
[板书]1、糖的概念：糖类又叫碳水化合物，大多数糖符合通式C n (H 2O)m 但不是所有的糖符合这个通式且符合这个通式的也不一定是糖。
2、糖的分类：一、 葡萄糖是怎样供给能量的[小组实验]学生观察葡萄糖晶体并做葡萄糖溶解实验。
[板书] 1、物理性质：白色晶体，能溶于水，有甜味。
[置疑] 实验测得：葡萄糖分子量为180，含C 、H 、O 三种元素的质量分数为40%、6.7%、53.3%，求葡萄糖的分子式。
[板书]葡萄糖分子式为：C 6H 12O 6[设问]葡萄糖具有什么结构呢？含有氧原子，说明它可能含什么官能团呢？[回答]可能含－CHO 、－COOH 、－OH 等。
[小组实验]实验1-1，葡萄糖的银镜反应。
[结论] 葡萄糖分子结构中含-CHO[讲述]葡萄糖除具有醛的性质外，我们还发现它具有以下性质：分类 单糖：葡萄糖不能水解成更简单的糖糖水解生成 二糖：蔗糖、麦芽糖1 mol2 mol 单糖糖水解生成许多 多糖：淀粉、纤维素 1 mol mol 单糖〔1〕1mol该未知物与5mol乙酸完全反应生成酯。
【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
【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【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。
2019-2020版高中化学人教版选修3教案第1章 第2节 第2课时 元素周期律 Word版含答案
第2课时元素周期律1．了解元素电离能、电负性的含义。
2．能运用元素的电离能说明元素的某些性质。
(重点)3．理解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。
(重点) 4．了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。
[基础·初探]1．影响原子半径大小的因素2．原子半径的递变规律[探究·升华][思考探究]已知短周期元素，a A2＋、b B＋、c C3－、d D－具有相同的电子层结构。
问题思考：(1)A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系？【提示】由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子电子数相等，即a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1。
(2)A、B、C、D四种元素在同一周期吗？试推测四种元素在周期表中的位置。
【提示】A、B、C、D不在同一周期。
A应位于第三周期第ⅡA族，B应位于第三周期第ⅠA族，C位于第二周期第ⅤA族，D应位于第二周期第ⅦA族。
(3)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的？A2＋、B＋、C3－、D－的离子半径呢？【提示】原子半径B＞A＞C＞D；离子半径C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
(4)分析微粒半径大小比较的关键是什么？【提示】①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。
②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
[认知升华]离子半径大小的比较1．同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
2．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
如r(O2－)>r(F－)>r( Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
3．带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋) <r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
人教版高中化学选修3课件第一节能量最低原理、基态与激发态、光谱电子云与原子轨道
完成课前学 习
探究核心任 务
@《创新设计》
【自主思考】 1.为什么原子的核外电子排布要遵循能量最低原理呢？ 提示 能量最低原理是自然界普遍遵循的规律。能量越低，物质越稳定，物质 都有从高能量状态转化到低能量状态的趋势。
完成课前学 习
探究核心任 务
@《创新设计》
二、电子云与原子轨道 1.电子云
用小黑点来描述电子在原子核外空间出现的概__率__密__度__分__布__图____，被形象地称为 电子云。 2.电子云轮廓图 为了表示_电__子__云__轮__廓___的形状，对核外电子的_空__间__状__态__有一个形象化的简便描 述，把电子在原子核外空间出现概率P＝_9_0_%_的空间圈出来，即为电子云轮廓图。
@《创新设计》
【点拨提升】 宏观物体的运动与微观电子的运动对比 1.宏观物体的运动有确定的运动轨迹，可以准确测出其在某一时刻所处的位置及
运行的速度，描绘出其运动轨迹。 2.由于微观粒子质量小、运动空间小、运动速度快，不能同时准确测出其位置与
速度，所以对于核外电子只能确定其在原子核外各处出现的概率。 (1)电子云图表示电子在核外空间出现概率密度的相对大小。电子云图中小黑点 密度越大，表示电子出现的概率密度越大。 (2)电子云图中的小黑点并不代表电子，小黑点的数目也不代表电子真实出现的 次数。
在激动人心的巨响和脆响中，整个城市的上空都被焰火照亮了，染红了。一团 团盛大的烟花象一柄柄巨大的伞花在夜空开放；像一簇簇耀眼的灯盏在夜空中 亮着；像一丛丛花朵盛开并飘散着金色的粉沫。焰火在夜空中一串一串地盛开， 最后像无数拖着长长尾巴的流星，依依不舍地从夜空滑过。
完成课前学 习
探究核心任 务
@《创新设计》
@《创新设计》
2019_2020学年高中化学第一章第二节原子结构与元素的性质第2课时元素周期律(一)教案新人教版选修3
第2课时元素周期律(一)[核心素养发展目标] 1.宏观辨识与微观探析：能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能的相对大小。
2.证据推理与模型认知：通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径1．原子半径的影响因素及递变规律(1)影响因素(2)递变规律①同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。
②同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
2．离子半径的大小比较(1)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
例如：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋) >r(Al3＋)。
(2)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs ＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
(3)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例如：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
(4)核电荷数、电子层数均不相同的离子可选一种离子参照比较。
例如，比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照，r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。
例1(2018·聊城二中高二月考)下列对原子半径的理解不正确的是( )A．同周期元素(除稀有气体元素外)从左到右，原子半径依次减小B．对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小C．各元素的原子半径总比其离子半径大D．阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径【考点】微粒半径的大小与比较【题点】微粒半径的大小与比较的综合答案 C解析同周期元素(除稀有气体元素外)，随原子序数增大，原子核对核外电子吸引增大，原子半径减小，A、B项正确；原子形成阳离子时，核外电子数减少，核外电子的排斥作用减小，故阳离子半径小于其原子半径；而原子形成阴离子时，核外电子的排斥作用增大，阴离子半径大于其原子半径，C项错误，D项正确。
高中化学选修三第一章第一节(人教版选修3)
小结： d 能级穿透一个能层，f能级
穿透两个能层。
2．电子排布式的书写
（1）书写规则
将___能__级__上所容纳的电子数标在该能级符___右__上__角____，并 按照能层从左到右的顺序排列的式子，称电子排布式，如氢 元素的电子排布式为：
（2）书写原子的电子排布式：
原子的电子排布式：
氢 H 1s1 钠 Na 1s22s22p63s1
能层最多可容纳的电子数为2n2个。
【学与问】2.不同的能层分别有多少个能级，与能层的序 数（n）间存在什么关系？
第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)， 第3能层有3个能级(3s、3p和3d)，依次类推。以s、p、d、 f······排序的各能级可容纳的最多电子数依次为 1、3、5、7的二倍!
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)原子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。
写出1---20号元素的原子结构示意图
练一练 请写出4~10号元素原子的电子排布式。
4 铍Be 5 硼B 6 碳C 7 氮N 8 氧O 9 氟F 10 氖Ne
1s2 2s2 1s2 2s22p1 1s2 2s22p2 1s2 2s22p3 1s2 2s22p4 1s2 2s22p5 1s2 2s22p6
【练习】试书写N、Cl、K、26Fe原子的核外电 子排布式。
• (1)相同能层的不同能级的能量高低顺序 ： ns＜np＜nd＜nf
• (2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序： 1s＜2s＜3s＜4s；2p＜3p＜4p; 3d＜4d
人教版高中化学选修三课件：第一章 第一节 第2课时 基态原子的核外电子排布 原子轨道
2．洪特规则的特例：对于同一能级，当电子排布为全充满(如 p6 和 d10)、半充满(p3 和 d5)和全空(p0 和 d0)状态时，体系能量较低，原子较稳定。 如 Cr：1s22s22p63s23p63d44s2(错误) 应为 1s22s22p63s23p63d54s1 Cu：1s22s22p63s23p63d94s2(错误) 应为 1s22s22p63s23p63d104s1
[微思考] 金属的焰色反应是怎么回事？
[提示] 某些金属原子的电子在高温火焰中，接受了能量，使原子外层的电子从基态 跃迁到激发态；处于激发态的电子是不稳定的，在极短的时间内(约 10－8 s)便跃迁到基 态或较低的能级上，在跃迁过程中将产生发射光谱。
二、电子云与原子轨道 1．电子云 (1)电子运动的特点：电子质量小，运动速度快，无规则，故无法确定某个时刻处于原 子核外空间何处。只能确定它在原子核外空间各处出现的概率。 (2)电子云。 ①定义：处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。 ②意义：用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小。
3．在 1s、2px、2py、2pz 轨道中，具有球对称性的是( )
A．1s
B．2px
C．2py
D．2pz
解析：1s 轨道和 2p 轨道的图像分别为：
由图像可看出，呈球对称性的为 1s 原子轨道。 答案：A
4．以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是( ) 答案：D
5．基态硅原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是( ) 答案：C
2．图 1 和图 2 分别是 1s 电子的概率密度分布图和原子轨道图。下列有关认识正确的 是( )
A．图 1 中的每个小黑点表示 1 个电子 B．图 2 表示 1s 电子只能在球体内出现 C．图 2 表明 1s 轨道呈圆形，有无数对称轴 D．图 1 中的小黑点表示某一时刻，电子在核外所处的位置 答案：D
人教版高中化学选修3 物质结构与性质 第一章 第一节 原子结构(第2课时)
1s1 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p1
12
钠 Na
铝 Al
2014年7月13日星期日
构造原理与电子排布式
原子结构示意图
电子排布式
Li: 1s22s1
练一练
请写出4~10号元素原子的电子排布式。
2014年7月13日星期日 13
构造原理与电子排布式
4
铍Be 1s2 2s2
5
新课标人教版高中化学课件系列
选修3 物质结构与性质 第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构 第2课时
2014年7月13日星期日
1
构造原理与电子排布式
【教学目标】
1.能根据构造原理用电子排布式表示1-36原子核 外电子的排布
2014年7月13日星期日
2
构造原理与电子排布式
问题探究 根据已有知识，试写出K原子
注意书写：1s2
2014年7月13日星期日
2s22p6 3s23p64s2 3d6
15
构造原理与电子排布式
练习：请根据构造原理，写出下列元素基态 原子的电子排布式： （1）Ne （2）S （3）29Cu （4）32Ge
1s22s22p6 1s22s22p63s23p4 1s22s22p63s23p63d104s1 1s22s22p63s23p63d104s24p2
。 。 。 。
2014年7月13日星期日
16
构造原理与电子排布式
练习：请写出第四周期21—36号元素原子的基态电 子排布式。
钪Sc： 钛Ti： 钒V： 铬Cr： 锰Mn：
1s22s22p63s23p63d14s2 1s22s22p63s23p63d24s2 1s22s22p63s23p63d34s2 1s22s22p63s23p63d54s1 1s22s22p63s23p63d54s2
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人教化学选修3第一章第二节课时3 学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________一、单选题1．下列叙述正确的是（）A．通常，同周期元素的第一电离能ⅦA族的元素最大B．主族元素的原子形成单原子离子时的化合价数都和它的族序数相等C．第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其半径越大，第一电离能越大D．在同一主族中，自上而下第一电离能逐渐减小2．①Al和Si、②Mg和Ca、③P和S三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为( )A．40 B．41 C．42 D．483．元素X的各级电离能数据如下：则元素X的常见价态是( )A．＋1 B．＋2 C．＋3 D．＋64．下列对电负性的理解不正确的是( )A．电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准B．元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小C．元素的电负性越大,则元素的非金属性越强D．元素的电负性是元素固有的性质,与原子结构无关5．不能说明X的电负性比Y的大的是（）A．与H2化合时X单质比Y单质容易B．X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来6．下列对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是( )A．原子半径最小B．原子序数为7 C．第一电离能最大D．电负性最大7．已知元素周期表中1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，下列判断正确的是（ ）A ．元素的第一电离能：X>WB ．离子的还原性：Y 2－>Z －C ．氢化物的稳定性：H 2Y>HZD ．原子半径：X<W8．现有四种元素的基态原子的电子排布式:① 226241s 2s 2p 3s 3p ;② 226231s 2s 2p 3s 3p ;③ 2231s 2s 2p ;④ 2251s 2s 2p 。
则下列有关比较中正确的是( )A ．第一电离能:④>③>②>①B ．原子半径:④>③>②>①C ．电负性:④>③>②>①D ．最高正化合价:④>③=②>①9．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol －1)，判断下列说法不正确的是( )A ．元素的电负性最大的可能是Q 元素B ．R 和S 均可能与U 在同一主族C ．U 元素可能在周期表的s 区D ．原子的价电子排布为ns 2np 1的可能是T 元素二、有机推断题10．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。
(1)a和c的I1大小关系是______大于______。
(填字母)(2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是______(填字母)，写出该元素基态原子的核外电子排布式：______。
(3)根据下表所提供的电离能数据，回答下列问题。
①表中X可能为以上13种元素中的______(填字母)元素。
用元素符号表示X和j形成的一种化合物的化学式：______。
②Y是周期表中第______族元素。
③以上13种元素中，______(填字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
三、填空题11．不同元素的原子吸引电子的能力大小可用一定数值X表示，X值越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的化合物中为带负电荷的一方。
下表是某些元素的X值：<X Mg<______；(1)通过分析X值的变化规律，确定N、Mg的X值范围：______()<X N<______。
______()(2)推测X值与原子半径的关系为______。
-键中，你认为共用电子对偏向(3)某有机化合物的结构为，其中S N______(填元素符号)。
AlBr中化学键的类型为______。
(4)如果X值为电负性的数值，试推断3(5)预测元素周期表中X值最小的元素(放射性元素除外)是______(填元素符号)。
12．新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。
（1）Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。
①基态Cl原子中，电子占据的最高能层符号为____。
，该能层具有的原子轨道数为____。
②LiBH4由Li+和BH4-构成，BH4-的立体结构是____，Li、B、H元素的电负性由大到小排列顺序为_________。
（2）金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。
①LiH中，离子半径：Li+_________H－(填“＞”、“＝”或“＜”）。
②某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。
M的部分电离能如下表所示：M是_________(填元素符号）。
四、多选题13．已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是()A．第一电离能：Y一定小于XB．气态氢化物的稳定性：H m Y小于H n XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y对应的D．X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价五、原理综合题14．回答下列问题：(1)基态碳原子的核外电子排布式为______。
非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是______。
(2)下表是第三周期部分元素的电离能[单位：[eV (电子伏特)]数据。
下列说法正确的是______(填序号)。
A .甲的金属性比乙强B .乙有1+价C .丙不可能为非金属元素D .丁一定为金属元素(3)Mn 、Fe 均为第四周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据列于下表： 锰元素位于第四周期第ⅦB 族。
请写出基态2Mn +的价电子排布式：______，比较两元素的I 2、I 3可知，气态2Mn +再失去1个电子比气态2Fe +再失去1个电子难，对此你的解释是______。
(4)卤族元素F 、Cl 、Br 、I 的电负性由小到大的顺序是______。
(5)基态B 原子的电子排布式为______；B 和N 相比，电负性较大的是______；BN 中B 元素的化合价为______。
参考答案1．D【解析】【详解】A．通常，同周期元素的第一电离能0族的元素最大，A错误；B．主族元素的原子形成单原子阳离子时的化合价数都和它的族序数相等，而阴离子的化合价绝对值与族序数的和为8，B错误；C．第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其半径越大，第一电离能越小，C错误；D．在同一主族中，自上而下由于原子半径逐渐增大，所以第一电离能逐渐减小，D正确。
答案选D。
2．B【解析】【分析】同一主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小，同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大呈增大趋势，但同周期中ⅡA族与ⅤA族的元素原子因核外最高能级的电子处于全充满或半充满的稳定状态，导致其第一电离能出现反常现象，据此规律分析作答。
【详解】①Al和Si属于同一周期元素且原子序数依次增大，同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，所以其第一电离能大小顺序是Si＞Al；②Mg和Ca属于同一主族元素且原子序数依次增大，同一主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小，所以其第一电离能大小顺序是Mg＞Ca；③P和S属于同一周期元素且原子序数依次增大，但P元素处于第ⅤA族，S元素处于第ⅥA 族，所以其第一电离能大小顺序是P＞S；所以每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和14+12+15=41，B项正确。
答案选B。
【点睛】本题要特别注意的是，同一周期的第ⅡA元素的第一电离能大于第ⅢA族的，第ⅤA族的大于第ⅥA族的第一电离能。
3．C【解析】【详解】分析该元素的电离能可知，第四电离能剧增，第一、二、三电离能较小，说明该元素容易失去3个电子，则该元素原子形成离子的化合价为+3价，故答案选C。
4．D【详解】A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准，A正确；B．元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小，B正确；C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强，C正确；D．一般来说，同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下元素的电负性逐渐减小，因此电负性与原子结构有关，D错误。
答案选D。
5．C【详解】A项，与H2化合时X单质比Y单质容易，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y大；B项，X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y大；C项，X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y大，如Si的电负性比H小；D项，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y大；答案选C。
6．D【解析】【分析】价电子构型为2s22p5的元素为F元素，位于第二周期第ⅤⅡA族。
【详解】A. 同周期中原子半径最小为F，周期表中原子半径最小的为H，故A错误；B. F的原子序数为9，故B错误；C. 在同周期元素中，第一电离能最大的为Ne，故C错误；D. F的非金属性最强，其电负性最大，故D正确；正确答案是D。
【点睛】本题考查核外电子排布，利用价电子排布推出元素是解答本题的关键，注意结合元素周期律来解答。
7．B【分析】元素周期表中1～18号元素的离子W3+、X+、Y2-、Z-都具有相同的电子层结构，其离子核外电子数相等，Y、Z为非金属，处于第二周期，故Y为O元素，Z为F元素，W、X为金属处于第三周期，W为Al元素，X为Na元素，结合元素周期律分析解答。
【详解】根据上述分析，W为Al元素，X为Na元素，Y为O元素，Z为F元素。
A．W为Al元素，X为Na元素，元素第一电离能Al＞Na，即第一电离能X＜W，故A错误；B．Y为O元素，Z为F元素，同周期从左到右，元素的非金属性逐渐增强，离子的还原性逐渐减弱，所以离子的还原性：Y2-＞Z-，故B正确；C．非金属性F＞O，非金属性越强，氢化物越稳定，氢化物稳定性为HZ＞H2Y，故C错误；D．W为Al元素，X为Na元素，同周期从左到右，原子半径逐渐减小，所以原子半径Na ＞Al，即原子半径X＞W，故D错误；答案选B。
8．A【分析】由四种元素基态原子电子排布式可知，①1s22s22p63s23p4是S元素、②1s22s22p63s23p3是P元素、③1s22s22p3是N元素、④1s22s22p5是F元素，据此分析解答。
【详解】A．同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能N＜F，但P元素原子3p能级容纳3个电子，为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能S＜P，同主族自上而下第一电离能减小，所以第一电离能N＞P，所以第一电离能S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，A选项正确；B．同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径P＞S，N＞F，电子层数越多原子半径越大，故原子半径P ＞S ＞N ＞F ，即②＞①＞③＞④，B 选项错误；C ．同周期自左而右电负性增大，所以电负性P ＜S ，N ＜F ，同主族自上而下电负性减小，所以电负性P ＜N ，N 元素非金属性比S 元素强，故电负性P ＜S ＜N ＜F ，即②＜①＜③＜④，C 选项错误；D ．元素的最高正化合价一般等于原子最外层电子数，但F 元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②=③，D 选项错误；答案选A 。