(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：AzXAz

b.原子结构示意图：

c.电子式：

d.符号表示的意义：ABCDE(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。

（2）结构：各周期元素的种数0族元素的原子序数

第一周期22

第二周期810

第三周期818

第四周期1836

第五周期1854

第六周期3286

不完全周期第七周期26118

②族族序数罗马数字用表示；主族用A表示；副族用B表示。

主族7个

副族7个

第VIII族是第8、9、10纵行

零族是第18纵行

阿拉伯数字:12345678

罗马数字：IIIIIIIVVVIVIIVIII

(3)元素周期表与原子结构的关系:

①周期序数=电子层数②主族序数=原子最外层电子数=元素最高正化合价数

(4)元素族的别称:①第IA族：碱金属第IIA族：碱土金属②第VHA族：卤族元素

③第0族：稀有气体元素

3、有关概念:

(1)质量数：

(2)质量数()=)+()

(3)元素：具有相同的原子的总称。

(4)核素：具有一定数目的和一定数目的原子。

(5)同位素:相同而不同的同一元素的原子，互称同位素。

(6)同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同②在天然存在的某种元素里,

无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。

(7)元素的相对原子质量：

a、某种核素的相对原子质量=

b、元素的相对原子质量=

练习：用A质子数B中子数C核外电子数D最外层电子数E电子层数填下列空格。

①原子种类由决定②元素种类由决定

③元素有无同位素由决定④同位素相对原子质量由决定

⑤元素原子半径由决定⑥元素的化合价由决定

⑦元素的化学性质由决定

4、元素周期律：

(1)原子核外电子的排布：电子层。

分别用n=或来表示从内到外的电子层。

(2)排布原理：核外电子一般总是尽先从排起，当一层充满后再填

充。

5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据

金属性强弱非金属性强弱1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱最高价氧化

物对应水化物酸性强弱2、与水或酸反应，置换出H的易难与H2化合的难易及气态氢化物的

稳定性3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属活泼非金属单质能置换出较不活泼非金

属单质6、比较微粒半径的大小

(1)核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越

如：H+<H<H-;Fe>Fe2+>Fe3+Na+Na;ClCl-

(2)电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越.如：

①与He电子层结构相同的微粒：H->Li+>Be2+

②与Ne电子层结构相同的微粒：02->F->Na+>Mg2+>A13+

③与Ar电子层结构相同的微粒：S2->Cl->K+>Ca2+

7、电子数和核电荷数都不同的微粒：

(1)同主族的元素,半径从上到下

(2)同周期:原子半径从左到右递减.如：NaClCl-Na+

⑶比较此、P、0的半径大小

8、核外电子排布的规律：

(1)

(2)

(3)

第一章原子结构与性质

第一节原子结构：(第一课时)

知识与技能：

1、进一步认识原子核外电子的分层排布

2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系

3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系

4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义

5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布

6、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

方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。

情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。

教学过程：

1、原子结构理论发展

从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的

原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。

现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞

生了大量的氢、少量的氢以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氢等发生

原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。

K复习》必修中学习的原子核外电子排布规律：

核外电子排布的尸般规律

（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29'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

K思考》这些规律是如何归纳出来的呢？

2、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、0、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KLMN0PQ...........

最多电子数28183250...........

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。各能层上的能级是不一样的。

能级的符号和所能容纳的最多电子数如下:

能层KLMN0...........

能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f...........

最多电子数2262610261014...........

各能层电子数28183250.....

(1)每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf.....

(2)任一能层，能级数=能层序数

(3)s、p、d、f.....可容纳的电子数依次是1、3、5、7......的两倍

3、构造原理

根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。

即电子所排的能级顺序：Is2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s.....

元素原子的电子排布：(1-36号)

氢HIsl

钠NaIs22s22P63sl

钾KIs22s22P63s23P64sl[Ar]4sl

有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：

铭24Cr[Ar]3d54sl

铜29Cu[Ar]3dl04sl

[课堂练习]

1、写出17cl(:氯)、21Sc(铳)、35Br(浪)的电子排布

氯：Is22s22P63s23P5

铳：Is22s22p63s23p63dl4s2

澳：Is22s22P63s23P63dl04s24P5

根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是

基态原子的。

2、写出1-36号元素的核外电子排布式。

3、写出1-36号元素的简化核外电子排布式。

总结并记住书写方法。

4、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na^Ne>Mg

回答下列问题：

在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有，最外层电子数

与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有；

L层电子数达到最多的有，K层与M层电子数相等的有。

5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：

(1)EKENELEM,

(2)E3SE2SE4SE1S,

(3)E3SE3dE2PE4f«

6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个

电子。

(1)A元素的元素符号是，B元素的原子结构示意图为；

(2)A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是—

第一节原子结构：(第二课时)

知识与技能：

1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布

2、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

3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理

4、知道原子的基态和激发态的涵义

5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用

教学过程：

K课前练习』1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层

的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下：

(D根据的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多

电子数为，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有电子。

(2)从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数

与相等。请再写出一个规律。

2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外

K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2+离子与短原子的核外电子

排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子•则

(1)A元素在周期表中的位置是，B元素的原子序数为；

(2)写出C和D的单质发生反应的化学方程式。

K引入》电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？

4、电子云和原子轨道：

(1)电子运动的特点：①质量极小②运动空间极小③极高速运动。

因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述

宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确

定它在原子核外各处出现的概率.

概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的

空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。

S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。

P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符

号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。

s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越

大。这是由于Is,2s,3s..........电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐

渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠

推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子

核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。

(2)［重点难点］泡利原理和洪特规则

量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道,

nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的

箭头"t-'来表示。

一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。

推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。

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，而且自旋方向相同，

这个规则是洪特规则。

K练习11写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子

排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。

K思考》下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中

获得的一些信息。

K思考】写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有

什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。

它们是否符合构造原理？

2.电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成［Ne］3Sl。试问：上式方括号

里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素

硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗？

洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。

课堂练习

1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。

(1)N(2)C1(3)0(4)Mg

2、以下列出的是一些原子的2P能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利

不相容原理，哪些违反了洪特规则。

(1)(2)(3)

(4)(5)(6)

违反泡利不相容原理的有,违反洪特规则的有

3、下列原子的外围电子排布中，那利状态的能量较低？试说明理由。

(D氮原子：A.B.

2s2p2s2p

(2)钠原子:A.3slB.3pl

(3)络原子：A.3d54slB.3d44s2

4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种

表示方式的共同点和不同点。

5、原子核外电子的运动有何特点?科学家是怎样来描述电子运动状态的？以氮原子为例，说

明原子核外电子排布所遵循的原理。

第一节原子结构：(第3课时)

知识与技能：

1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理

2、知道原子的基态和激发态的涵义

3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用

［重点难点］能量最低原理、基态、激发态、光谱

教学过程：

K引入》在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有

什么关系呢？

创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激

光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。

提出问题：这些光现象是怎样产生的？

问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生

的原因。

问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁

等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。

应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体

氢，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分

析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。

K总结》

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。

处于最低能量的原子叫做基态原子。

当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量

的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的

重要形式之一。

不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的

吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常

利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

E阅读分析X分析教材P8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。

阅读P8科学史话，认识光谱的发展。

K课堂练习工

1、同一原子的基态和激发态相比较(）

A、基态时的能量比激发态时高B、基态时比较稳定

C、基态时的能量比激发态时低D、激发态时比较稳定

2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（）

A、钢铁长期使用后生锈B、节日里燃放的焰火

C、金属导线可以导电D、卫生丸久置后消失

3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（）

A.元素原子的核电荷数B.原子核外电子的多少

C.电子离原子核的远近D.原子核外电子的大小

4、当氢原子中的电子从2P能级，向其他低能量能级跃迁时（）

A.产生的光谱为吸收光谱B.产生的光谱为发射光谱

C.产生的光谱线的条数可能是2条D.电子的势能将升高.

第一章原子结构与性质

第二节原子结构与元素的性质（第1课时）

知识与技能

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

K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？

K课前练习』写出锂、钠、钾、锄、金色基态原子的简化电子排布式和氨、强、僦、氯、氤的

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，如此循环往复一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

元素氨的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素筑的最外层电子排布一从1个电

子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂•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。16个族又可分为主族、副族、0族。

K思考X元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫

价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决

定？

阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。

K总结X元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周

期，原子的价电子总数决定元素所在的族。

K分析探索1每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元

素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、

d区和p区分别有几个纵列？为什么s区、d区和ds区的元素都是金属？

元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征

是什么？

［基础要点］分析图1-16

s区p区d区ds区f区分区原则纵列数是否都是金属区全是金属元素，非

金属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主

要含区。

［思考］周期表上的外围电子排布称为"价电子层"，这是由于这些能级上的电子数可在化学反

应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？

K归纳RS区元素价电子特征排布为nSl~2,价电子数等于族序数。d区元素价电子排布特

征为（n-1）dl~10nsl~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为

(n-l)dl0nsl~2,价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为

ns2npi~6；价电子总数等于主族序数。原子结构后元素在周期表中的位置是有一定的关系的。

(1)原子核外电子总数决定所在周期数

周期数=最大能层数(钿除外)

46Pd[Kr]4dl0,最大能层数是4,但是在第五周期。

(2)外围电子总数决定排在哪一族

如：29Cu3dl04sl

10+1=11尾数是1所以，是IB。

元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。

原子结构与元素的性质(第2课时)

知识与技能：

1、掌握原子半径的变化规律

2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质

3、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

4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系

5、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

教学过程：

二、元素周期律

(1)原子半径

K探究》观察下列图表分析总结：

元素周期表中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？元素周期表中，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？

R归纳总结H原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核

电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随

着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷

数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子

半径逐渐减小。

(2)电离能

[基础要点]概念

1、第一电离能口；态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子

所需要的叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越。同

-元素的第二电离能第一电离能。

2、如何理解第二电离能12、第三电离能13、14、15.....?分析下表：

K科学探究』1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化

规律呢？为什么Be的第一电离能大于B,N的第一电离能大于0,Mg的第一电离能大于A1,

Zn的第一电离能大于Ga?第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金

属的电离能与金属活泼性有什么关系？

2、阅读分析表格数据：

NaMgAl各级电离能

(KJ/mol)496738578456214151817691277332745954310540115751335313630148301661017995

18376201142170323293为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价

有什么关系？

数据的突跃变化说明了什么？

K归纳总结』

1、递变规律

周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈增

大趋势。2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电

离能越小，金属的活泼性就越强。

3.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(用II表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能

(用12表示)，依次类推，可得到13、14、15.....同一种元素的逐级电离能的大小关系：

I1<I2<I3<I4<I5.....即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失

去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消

耗的能量也越来越多。

4、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2s22pl,、

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。镁的第一电离能比铝的大,

磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？

Mg：Is22s22p63s2

P:ls22s22p63s23p3

那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电

子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于0,Mg的第•电离能大于Al,Zn的第一

电离能大于Ga。

5、Na的II,比12小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多,

所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的H和12相差不多，而12比13小很多，所

以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；A1的H、12、13相差不多，而13比14小很多，

所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排

布的。

工课堂练习H

1、某元素的电离能(电子伏特)如下：

I1I2I3I4I5I6I714.529.647.477.597,9551.9666.8此元素位于元素周期表的族数是

A.IAB.IIAC.IIIAD、NAE、VIAF、VAG、VDA

2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：

UI2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.1回答下列各问：

(1)由口到18电离能值是怎样变化的?»

为什么?_______________________________________

(2)11为什么最小?_________________________________

(3)17和18为什么是有很大的数值—

(4)16到17间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题？

(5)11到16中,相邻的电离能间为什么差值比较小?

(6)14和15间，电离能为什么有一个较大的差值

(7)此元素原子的电子层有层。最外层电子构型为

,电子轨道式为,此元素的周期

位置为周期族。

2、讨论氢的周期位置。为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置，为什么？

答:氢原子核外只有一个电子(Isl),既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一

个能。电子变成一1价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不

难理解H在周期表中的位置既可以放在IA,又可以放在VI1A。

3、概念辩析：

(1)每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束

(2)f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素

(3)铝的第一电离能大于K的第一电离能

(4)B电负性和Si相近

(5)已知在200CImolNa失去1mol电子需吸收650kJ能量,则其第一电离能为650KJ/mol

(6)Ge的电负性为1.8,则其是典型的非金属

(7)气态0原子的电子排布为：tItItill,测得电离出1mol电子的能

量约为1300KJ,则其第一电离能约为1300KJ/mol

(8)半径：K+>C1-

(9)酸性HC1OH2S04,碱性：NaOH>Mg(OH)2

(10)第一周期有2*12=2,第二周期有2*22=8,则第五周期有2*52=50种元素

元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数

4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。气

态原子失去1个电子，形成+1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第电离能，+1价

气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用

12表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能-

元素I1I2I3Na49645626912Mg73814517733(1)分析表中数据，请你说明

元素的电离能和原子结构的关系是：

元素的电离能和元素性质之间的关系是：

(2)分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。

(3)请试着解释：为什么钠易形成Na+,而不易形成Na2+?

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、能根据元素的电负性资料，解释元素的“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解释一些化学现象，预测物质的有关性质

4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题利解决问题的能力

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：

K思考与交流》1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？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？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断

氧的非金属性叮氯的非金属性哪个强？

［科学探究］

1.根据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、VHA元素的电

负性变化图。

2.电负性的周期性变化示例

K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

可以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，元素的电负性逐渐变大；

周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属

性强弱的尺度。金属的电负性一般小于L8,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〃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，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

［思考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解释？

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

则查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，皱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。

4.对角线规则

课时作业：

题目123456789101112131415答案一、选择题

1.居室装修用石材的放射性常用22688Ra作为标准，居里夫人(MarieCurie)因对Ra元素

的研究两度获得诺贝尔奖。下列叙述中正确的是

A.RaC12的熔点比CaC12高B.Ra元素位于元素周期表中第六周期IIA族

C.一个22688Ra原子中含有138个中子D.Ra(0H)2是一种两性氢氧化物

2.下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是()

A、D30+B、Li+C、0D-D、OH-

3.最近，意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由4个氧原子构成的氧

分子，并用质谱仪探测到了它存在的证据。若该氧分子具有空间对称结构，下列关于该氧分

子的说法正确的是

A.是一种新的氧化物B.不可能含有极性键

C.是氧元素的一种同位素D.是臭氧的同分异构体

4.下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是()

A.N:Is22s22p3B.S2-：Is22s22p63s23p6

C.Na:Is22s22p53s2D.Si:Is22s22p63s23p2

5.有四种氯化物，它们的通式为XC12,其中最可能是第HA族元素的氯化物是：

A.白色固体，熔点低，完全溶于水，得到一种无色中性溶液，此溶液导电性差

B.绿色固体，熔点高，易被氧化，得到一种蓝绿色溶液，此溶液具有良好的导电性

C,白色固体，极易升华，如与水接触，可慢慢分解

D.白色固体，熔点较高，易溶于水，得无色中性溶液，此溶液具有良好的导电性

6.气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是

A.1s22s22P63s23P2-1s22s22p63s23pl

B.1s22s22P63s23P3-1s22s22p63s23p2

C.1s22s22P63s23P4-1s22s22p63s23p3

D.Is22s22P63s23P64s24P2fls22s22P63s23P64s24Pl

7.等物质的量的主族金属A、B、C分别与足量的稀盐酸反应，所得氢气的体积依次为VA、

VB、VC,已知VB=2VC,VA=VB+VC,则在C的生成物中，该金属元素的化合价为

A.+1B.+2C.+3D.+4

8.元素周期表中IA族元素有R'和R”两种同位素，R'和R"的原子量分别为a和b,R

元素中R'和R"原子的百分组成分别为x和y,则R元素的碳酸盐的式量是

A、2（ax+by）+60B、ax+by+60C、（ax+by）/2+60D、ay+bx+60

9.下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是

A.半导体材料神化线

B.吸氢材料偶银合金

C.透明陶瓷材料硒化锌

D.超导材K3C60

10.X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周

期，且最外层只有一个电子，则X和Y所形成的化合物的电子式可表示为（）

A.XYB.XY2C.XY3D.X2Y3

11.A、B都是短周期元素，原子半径B>A,它们可形成化合物AB2,由此可以得出的正确判

断是（）

A.原子序数：AVBB.A和B可能在同一主族

C.A可能在第2周期IVA族D.A肯定是金属元素

12.下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是（）

A.Is22s22p4B.Is22s22P63s23P3

C.Is22s22P63s23P2C.Is22s22P63s23P64s2

13.下列关于础（As）元素的叙述中，正确的是

A、在AsC13分子中，碑原子最外层电子数为8；

B、Na3As04溶液的pH大于7；

C、神的氢化物的化学式为AsH3,它是一种强氧化剂；

D、碑的相对原子质量为74.92,由此可知神原子核内有42个中子。

14.据酸碱质子理论，凡是能给出质子的分子或离子都是酸，凡是能给合质子的分子或离子

都是碱，按照这种理论下列物质既属于酸又属于碱的是

A、NaClB、H20C、NaHC03D、Al203

15.下列说法中错误的是

A、原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数：

B、元素周期表中从川B族到IIB族10个纵行的元素都是金属元素；

C、除氮外的稀有气体原子的最外层电子数都是8；

D、同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同

二、填空题（每空2分，共24分）

16.1994年度诺贝尔化学奖授予为研究臭氧作出特殊贡献的化学家。03能吸收有害紫外线，

保护人类赖以生存的空间。03分子的结构如图5,呈V型，键角116.5℃。三个原子以一

个0原子为中心，与另外两个0原子分别构成一个非极性共价键；中间。原子提供2个电子，

旁边两个0原子各提供1个电子，构成一个特殊的化学键一三个0原子均等地享有这4个电

子。请回答：

图503的分子结构(1)臭氧与氧气的关系是。

(2)选出下列分子与03分子的结构最相似的的是。

A.H20B.C02C.S02D.BeC12

(3)分子中某原子有1对没有跟其他原子共用的价电子叫孤对电子，那么03分子有

___________对孤对电子。

(4)03分子是否为极性分子(是或否)。

(5)。3与02间的转化是否为氧化还原反应___________(若否，请回答A小题；若是，

请回答B小题)

A.03具有强氧化性，它能氧化PbS为PbS04而02不能，试配平：

PbS+03—PbS04+02

B.03在催化剂作用下生成Im。102转移电子数mo1

17.己知元素的某种性质"X"和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性

质。下面给出13种元素的X的数值：

元素AlBBeCCIFLiX的数值1.52.01.52.52.84.01.0元素MgNaOPSSiX的数值

1.20.93.52.12.51.7试结合元素周期律知识完成下列问题：

(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X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中的化学键类型是。

(2)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱

之间的关系;简述第二周期元素(除惰性气体外)的X的数

值大小与原子半径之间的关系—

(3)请你预测Br与I元素的X数值的大小关系。

(4)某有机化合物分子中含有S-N键，你认为该共用电子对偏向于原子(填元素符

号)。

三、计算题(共18分)

18.(8分)某核素ZAX的氯化物XC12L11g配成溶液后，需用lmol/L的硝酸银溶液20mL才

能把氯离子完全沉淀下来，试计算：

(1)X的质量数。

(2)若X的核内中子数为20,求37gXC12中所含质子的物质的量是多少？

19.(10分)电解普通水和重水(12H20)的混合物，通电一段时间后，两极共生成气体18.5g,

体积为33.6L(标况下)。求所生成的气体中笈和笊的原子个数比是多少？

参考答案：

一、选择题

题目123456789101112131415答案CDBCDBAACAACAABBCAD二、填空题

16.(1)同素异形体(2)C(3)5⑷是

(5)否1414

17.(1)共价键

(2)元素X的数值越大，元素的非金属性越强(或元素X的数值越小，元素的金属性越强)原

子半径越小，X的数值越大

(3)Br大于I(4)N

二、计算题

18.(1)40(2)18mol

19.3：1

第二章分子结构与性质

教材分析

本章比较系统的介绍了分子的结构和性质，内容比较丰富。首先，在第一章有关电子

云和原子轨道的基础上，介绍了共价键的主要类型。键和“键，以及键参数一键能、键长、

键角；接着，在共价键概念的基础上，介绍了分子的立体结构，并根据价层电子对互斥模型

和杂化轨道理论对简单共价分子结构的多样性和复杂性进行了解释。最后介绍了极性分子和

非极性分子、分子间作用力、氢键等概念，以及它们对物质性质的影响，并从分子结构的角

度说明了"相似相溶"规则、无机含氧酸分子的酸性等。

化学2已介绍了共价键的概念，并用电子式的方式描述了原子间形成共价键的过程。本章第

一节"共价键”是在化学2已有知识的基础上，运用的第•章学过的电子云和原子轨道的概念

进一步认识和理解共价键，通过电子云图象的方式很形象、生动的引出了共价键的主要类型

。键和n键，以及它们的差别，并用一个''科学探究〃让学生自主的进一步认识。键和“键。

在第二节''分子的立体结构〃中，首先按分子中所含的原子数直间给出了三原子、四原子和五

原子分子的立体结构，并配有立体结构模型图。为什么这些分子具有如此的立体结构呢？教

科书在本节安排了“价层电子对互斥模型"和"杂化轨道理论”来判断简单分子和离子的立体结

构。在介绍这两个理论时要求比较低，文字叙述比较简洁并配有图示。还设计了”思考与交流

科学探究”等内容让学生自主去理解和运用这两个理论。

在第三节分子的性质中，介绍了六个问题，即分子的极性、分子间作用力及其对物质性质的

影响、氢键及其对物质性质的影响、溶解性、手性和无机含氧酸分子的酸性。除分子的手性

外，对其它五个问题进行的阐述都运用了前面的已有知识，如根据共价键的概念介绍了键的

极性和分子的极性；根据化学键、分子的极性等概念介绍了范德华力的特点及其对物质性质

的影响；根据电负性的概念介绍了氢键的特点及其对物质性质的影响；根据极性分子与非非

极性分子的概念介绍了“相似相溶"规则；根据分子中电子的偏移解释了无机含氧酸分子的酸

性强弱等；对于手性教科书通过图示简单介绍了手性分子的概念以及手性分子在生命科学和

生产手性药物方面的应用

第二章分子结构与性质

第一节共价键

第一课时

教学目标：

1.复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。

2.知道共价键的主要类型6键和m键。

3.说出6键和n键的明显差别和一般规律。

教学重点、难点：

价层电子对互斥模型

教学过程：

［复习引入］

NaCl、HC1的形成过程

［设问］

前面学习了电子云和轨道理论，对于HC1中H、C1原子形成共价键时，电子云如何重叠？

例：H2的形成

［讲解、小结］

［板书］

1.3键：（以"头碰头”重叠形式）

a.特征：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键的图形不变，轴对称图

形。

b.种类：S-S6键S-P6键P-P6键

［过渡］

P电子和P电子除能形成3键外，还能形成n键

［板书］

2.“键

［讲解］

a.特征：每个口键的电子云有两块组成，分别位于有两原子核构成平面的两侧，如果以它们

之间包含原子核的平面镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。

3.6键和n键比较

①重叠方式

8键：头碰头

“键：肩并肩

②6犍比m键的强度较大

②成键电子：6键S-SS-PP-P

n键P-P

8键成单键

“键成双键、叁键

4.共价键的特征

饱和性、方向性

［科学探究］讲解

［小结］

生归纳本节重点，老师小结

［补充练习］

1.下列关于化学键的说法不正确的是（）

A.化学键是一种作用力

B.化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力

C.化学键存在于分子内部

D.化学键存在于分子之间

2.对6键的认识不正确的是（