选修3物质结构和性质全册教案人教版

第一章《物质结构与性质》选修3教案

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。

课前预习：

1、对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的；各能层最多容纳的电子数为。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按的顺序升高，即E（s）＜E（p）＜E（d）＜E（f）。

2、在同一个原子中，离核越近，n越小的电子层能量。同一电子层中，各能级的能量按s、p、

d、f、……的次序

学习过程

1、原子结构理论发展

〖复习〗原子核外电子排布规律：

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

〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？

2、能层与能级

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……

能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：

能层 K L M N O ……

能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……

最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……

各能层电子数 2 8 18 32 50 ……

（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

电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……

元素原子的电子排布：（1—36号）见 p 6

[案例练习]

1、以下能级符号正确的是（）

A. 6s

B.2d

C.3f

D.7p

2、下列能级中轨道数为5的是（）

A.s能级

B.p能级

C.d能级

D.f能级

3、比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低

（1）1s,3d (2) 3s,3p,3d (3)2p,3p,4p 4、请根据构造原理，写出下列基态原子的电子排布式

（1）N （2）Ne

（3）29Cu （4）Ca

[课后作业]

1、下列各原子或离子的电子排布式错误的是（）

A．Al 1s22s22p63s23p1 B．O2- 1s22s22p6

C．Na+ 1s22s22p6 D．Si 1s22s22p2

2、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）E3S E2S E4S E1S，（2）E3S E3d E2P E4f。

3、下列说法正确的是

A．原子的种类由原子核内质子数、中子数决定

B．分子的种类由分子组成决定

C．3

2He代表原子核内有2个质子和3个中子的氦原子

D．17

8O和

18

8O原子的核外电子数是前者大

4、根据构造原理写出11、16、35号元素的基态的电子排布式

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

课前预习：

1、电子云：。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。

2、原子轨道：。s电子的原子轨道都是形的，p电子的原子轨道都是形的，每个p能级有3个原子轨道，他们相互垂直，分别以表示。

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，而且自旋方向相同，这个规则被称为。

学习过程

〖练习〗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：

(1)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。〖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。

电子云：

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P x、P y、P z为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。

(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“↑↓”来表示。

这个原理称为泡利原理。

这个规则是洪特规则。

〖练习〗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。 〖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。

〖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?

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。

【案例练习】

1、有关核外电子运动规律的描述错误．．

的是（ ） A ．核外电子质量很小，在原子核外作高速运动

B ．核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释

C ．在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动

D ．在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多 2．基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是（ ）

A B C D 3、下面是s 能级p 能级的原子轨道图，试回答问题：

?s 电子的原子轨道呈 形，每个s 能级有 个原子轨道；p 电子的原子轨道呈 形，每个p 能级有 个原子轨道。 ?s 电子原子轨道、p 电子原子轨道的半径与什么因素有关？是什么关系？ 【课后作业】

1、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。

(3) (6)

违反泡利不相容原理的有 ，违反洪特规则的有 。

2、已知锰的核电荷数为25，以下是一些同学绘制的基态锰原子核外电子的轨道表示式（即电子排布图），其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是（ ）

A B C D

第一节原子结构：(第三课时)

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

课前预习：

1、现在物质结构理论原理证实，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，处于

最低状态能量的原子叫做原子。

2、基态原子的核外电子排布要遵循的原则是、、。

3、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原子的

，总称原子光谱。

学习过程

〖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？

提出问题：这些光现象是怎样产生的?

问题探究：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

体氦，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。

〖总结〗

〖阅读分析〗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以及光谱的发展。【案例练习】

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、夜空中的激光

3、当碳原子的核外电子排布由转变为时，下列说法正确的是

A．碳原子由基态变为激发态 B．碳原子由激发态变为基态

C．碳原子要从外界环境中吸收能量 D．碳原子要向外界环境释放能量

【课后作业】

1、若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是

A．该元素基态原子中共有3个电子 B．该元素原子核外有5个电子层

C．该元素原子最外层共有3个电子 D．该元素原子M能层共有8个电子

2、某元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素基态原子的电子排布式为；元素符合为。

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)

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

课前预习：

1、元素周期表中的周期是指；元素周期表中的族是指

2、，叫做元素周期律，在化学（必修2）中元素周期律主要体现在、、、等的周期性变化。

学习过程

〖复习〗

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？〖课前练习〗

写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。

一、原子结构与周期表

1、周期系：

2、周期表

〖思考〗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？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。

〖总结〗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。

〖分析探索〗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

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？

〖归纳〗S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为

(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。

原子结构与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（钯除外）46Pd [Kr]4d10,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：29Cu 3d104s1，10+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。

【案例练习】

1、元素的分区和族

1) s 区: , 最后的电子填在上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;

2) p区:, 最后的电子填在上, 包括族元素, 为非金属和少数金属;

3) d区: , 最后的电子填在上, 包括族元素, 为过渡金属;

4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在上, 包括 , 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);

5) f区: , 包括元素, 称为内过渡元素或内过渡系.

2、外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是 ( )

A、第四周期ⅦB族

B、第五周期ⅢB族

C、第六周期ⅦB族

D、第六周期ⅢB族

3、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( )

A、在化合物中呈+2价

B、单质使水分解、放出氢气

C、氢氧化物呈两性

D、碳酸盐难溶于水

【课后作业】

中学高中《物质结构与性质》选修3 讲学稿

第一章原子结构与性质

第二节原子结构与元素的性质(第二课时)

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

课前预习：

1、气态原子或离子叫电离能，常用符号表示，单位为

叫第一电离能。

2、根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子，反之，电离能越大，表示在气态时该原子，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有的趋势，同一主族从上到下，第一电离能。

学习过程

二、元素周期律

(1)原子半径

〖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？

〖归纳总结〗

(2)电离能

[基础要点]概念

1、第一电离能I1：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。同一元素的第二电离能第一电离能。

2、如何理解第二电离能I 2、第三电离能I 3 、I 4、I 5…… ？分析下表：

〖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O ，Mg 的第一电离能大于Al ，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？

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？ 〖归纳总结〗 1、递变规律

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I 1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I 2表示)，依次类推，可得到I 3、I 4、I 5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I 1

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。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？

5、Na的I1，比I2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I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；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。

【案例练习】

1、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是

A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br

C．Mg2+、Al2+、Zn2+ D．Cl-、Br-、I-

2、除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。右图是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元

素是

3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( )

A ns2np3

B ns2np5

C ns2np4

D ns2np6

【课后作业】

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200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol

（6）气态O原子的电子排布为：，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol

（7）半径：K+>Cl-

（8）酸性 HClO>H2SO4，碱性：NaOH > Mg(OH)2

（9）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

（10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数

2－1

请试着解释：为什么钠易形成Na，而不易形成Na？为什么镁易形成Mg，而不易形成Mg3+？

第一章原子结构与性质

第二节原子结构与元素的性质(第三课时)

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，提高分析问题和解决问题的能力

课前预习：

1、叫键合电子；我们用电负性描述。

2、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。的电负性一般小于 1.8，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，他们既有性又有性。

学习过程

〖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：

〖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，判断氧的非金属性与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、VIIA元素

的电负性变化图。

2、电负性的周期性变化示例

〖归纳与总结〗

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。

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，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。

4、对角线规则

【案例练习】

1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（）

A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大

B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大

C．电负性越大，金属性越强

D．电负性越小，非金属性越强

2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( )

A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价

B、第一电离能可能Y小于X

C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的

D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX

3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）

A、硼和硅

B、铝和铁

C、铍和铝

D、铜和金

【课后作业】

1、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（）

A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性

C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能

2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是（）

A．Na > K > Rb B．N > P > As

C．O > S > Cl D．Si > P > Cl

3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（）

A．碱性：NaOH

B．第一电离能：Na

C．电负性：Na>Mg>Al

D．还原性：Na>Mg>Al

第一章《原子结构与性质》复习

重点知识梳理

一、原子结构与元素周期表

?观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外)的开头元素均是__ ____，它们的价电子构型为__ ；每一周期结尾元素均是____ ____，它们的价电子构型为______ (第一周期除外)。

?周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的_____ 。

?通常把“构造原理”中能量接近的________划分为一个能级组。1~7周期的价电子能级组分别是__ ___.可见，各周期元素的数目=_____________________

二、元素周期律

______性质随_______ 的递增发生周期性变化，称为元素周期律。

1、原子半径. r的大小取决于__ _、____ ___两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_____；Z越大，则核对电子的引力越大，使原子半径______。

2、电离能.

?概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的____ _叫做电离能，用符号__ 表示，单位是______ _。

?第一电离能：处于基态的气态原子生成__ _价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号___ 表示。

?意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子___ __电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易_____电子，即元素在气态时的__ __性越强。

?I变化规律：同周期，左右总体呈__ ___趋势，____ _元素的I

1

最小，

________的I

1最大；同族，上下I

1

__ __ __。

3、电负性.

?概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。

?x变化规律：同周期，x左右__ ___；同族，x上下__ ___。

?意义：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x__ ___，非金属的x_ ___ Δx___ __成离子键，Δx__ ____成共价键。

【案例练习】

1、下列说法中正确的是（）

A、处于最低能量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电子的能量逐渐减小

D、同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多

2、X、Y、Z三种元素的原子（）

A、XYZ3

B、X2YZ3

C、X2YZ2

D、XYZ3

3、下列说法中，不符合A族元素性质特征的是（）

A、从上到下原子半径逐渐减小

B、易形成—1 价离子

C、从上到下单质的氧化性逐渐减弱

D、从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱

4、下列说法中，正确的是（）

A、在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数

B、在周期表里，元素所在的周期数等于核外电子层数

C、最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子

D、元素的原子序数越大，其原子半径越大

5、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X与Y属于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核内有16个中子，Y元素最外层电子数是K层所能容纳电子数的2倍，

则YX2为；ZX2为。

【课后作业】

1、下表列出了A～R九种元素在周期表中的位置

（1）这九种元素分别为A 、B 、C 、D 、E 、F 、G 、H 、R ，其中化学性质最不活泼的是；

（2）A、C、D三种元素的氧化物对应的水化物，其中碱性最强的是；

（3）A、B、C三种元素按原子半径由大到小的顺序排列为；

（4）F元素氢化物的化学式是，该氢化物在常温下跟A发生反应的化学方程式是，所得溶液的pH 7；

（5）H元素跟A元素形成化合物的化学式是；

（6）G元素和H元素两者核电核数之差是。

2、元素X和Y属于同一个主族。负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量分数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，这两种化合物中，X的质量分数分别为50%和60%。确定X、Y两种元素在周期表的位置，写出X、Y形成的两种化合物的化学式。

第一章《原子结构与性质》单元测试卷

一、选择题

1、13C—NMR（核磁共振）、15N—NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtWüthrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N叙述正确的是A．13C与15N有相同的中子数B．13C与C60互为同素异形体

C．15N与14N互为同位素D．15N的核外电子数与中子数相同

2、道尔顿的原子学说曾经起了很大的作用。他的学说中主要有下列三个论点：①原子是不能再分的微粒；②同种元素的原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。从现代原子——分子学说的观点看，你认为不正确的是

A．只有①B．只有②

C．只有③D．①②③

3、下列能级中轨道数为3的是

A．S能级B．P能级

C．d能级D．f能级

4、下列各原子或离子的电子排布式错误的是

A．Al 1s22s22p63s23p1B．S2-1s22s22p63s23p4

C．Na+1s22s22p6D．F 1s22s22p5

5、下列说法正确的是

A．原子的种类由原子核内质子数、中子数决定

B．分子的种类由分子组成决定

C．3

2He代表原子核内有2个质子和3个中子的氦原子

D．17

8O和

18

8O原子的核外电子数是前者大

6、一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是

A．+1 B．+2 C．+3 D．-1

7、具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是

A．ls22s22p63s23p?B．1s22s22p3

C．1s22s2sp2D．1s22s22p63s23p4

8、下列图象中所发生的现象与电子的跃迁无关的是

A B C D

9、有关核外电子运动规律的描述错误的是

A．核外电子质量很小，在原子核外作高速运动

B．核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释

C．在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动

D．在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多10、基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是

A B C D

11、X 、Y 、Z 为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别是1、4、6。则由这三种元素组成的化合物的化学式不可能．．．是 A ．XYZ B ．X 2YZ C ．X 2YZ 2 D ．X 2YZ 3 12、下列各组元素性质递变情况错误的是 A ．Li 、Be 、B 原子最外层电子数依次增多 B ．P 、S 、Cl 元素最高正化合价依次升高 C ．N 、O 、F 原子半径依次增大

D ．Na 、K 、Rb 的金属性依次增强

13、超重元素的假说预言自然界中可存在原子序数为114号的稳定同位素298

114X ，试根据原子结构理论和元素周期律预测正确的是

A ．114298

X 位于第七周期，第ⅣA

族 B ．X 是非金属元素

C ．XO2是酸性氧化物

D ．X 元素的化合价有+2和+4 14、下列第三周期元素的离子中，半径最大的是

A ．Na +

B ．Al

3+

C ．S 2-

D ．Cl -

15、下列关于稀有气体的叙述不正确的是 A ．原子的电子排布最外层都是以P 6

结束；

B ．其原子与同周期ⅠA 、ⅡA 族阳离子具有相同电子排布式；

C ．化学性质非常不活泼；

D ．一定条件下，也可以形成稀有气体化合物

16、有A 、B 和C 三种主族元素，若A 元素阴离子与B 、C 元素的阳离子具有相同的电子层结构，且B 的阳离子半径大于C ，则这三种元素的原子序数大小次序是 A ．B ＜C ＜A B ．A ＜B ＜C C ．C ＜B ＜A D ．B ＞C ＞A 17、下列基态原子的电子构型中，正确的是

A ．3d 9

4s 2

B ．3d 4

4s 2

C ．4d 10

5s 0

D ．4d 8

5s 2

18、下列用核电荷数表示出的各组元素，有相似性质的是

A ．19和55

B ．6和14

C ．16和17

D ．12和24 二、填空题

19、在同一个原子中，离核越近、n 越小的电子层能量 。在同一电子层中，各亚层的能量按s 、p 、d 、f 的次序 。

20、理论研究证明，多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，第三能层有3个能级分别为 。

21、现在物质结构理论原理证实，原子的电子排步遵循构造原理能使整个原子的能量处于

最低状态，处于最低能量的原子叫做 原子。

22、人们把电子云轮廓图称为原子轨道，S 电子的原子轨道都是 形的，P 电子的原子轨道都是 形的，每个P 能级有3个原子轨道，它们相互垂直，分别以 为符合。

23、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，这个规则被称为 。

24、 A 、B 、C 三种短周期元素，它们在周期表中的位置如图： A 原子核内质子数和中子数相等。B 、C 两元素原子核外电子数之和是

A 原子质量数的2倍。则：

（1）元素名称为A 、B 、C 。

（2）B 和C 最高价氧化物的水化物的化学式是 、 。 25、右表是元素周期表的一部分：

（1）表中元素⑩的氢化物的化学式为 ，此氢化物的还原性比元素⑨的氢化物

的还原性 （填强或弱）

（2）某元素原子的核外p 电子数比s 电子数少1，则该元素的元素符号是 ，其单质

的电子式为 。

（3）俗称为“矾”的一类化合物通常含有共同的元素是

（4）已知某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如元素③与元素⑧的氢氧化物有相似

的性质。写出元素③的氢氧化物与NaOH 溶液反应的化学方程式

又如表中与元素⑦的性质相似的不同族元素是 （填元素符号） 26、周期表中最活泼的金属为 ，最活泼的非金属为 三、综合题

27．有第四周期的A ，B ，C ，D 四种元素,其价电子数依次为1，2，2，7。其原子序数按A ，B ，C ，D 顺序增大，已知A 与B 的次外层电子数为8，而C 与D 的次外层电子数为18，根据结构判断并用元素符号或化学式回答下列问题：

?哪些是金属元素 ?D 与A 的简单离子是什么? ?哪一种元素的氢氧化物碱性最强?

?B 与D 二原子间能形成何种化合物? 写出其化学式。

28．有A 、B 、C 、D 四种元素。其中A 为第四周期元素，与D 可行成1∶1和1∶2原子比的化合物。B 为第四周期d 区元素，最高化合价为7。C 和B

是同周期的元素，具有相同的最

高化合价。D为所有元素中电负性第二大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列之。

29．A、B、C三种元素的原子最后一个电子填充在相同的能级组轨道上，B的核电荷比A大9个单位，C的质子数比B多7个；1 mol的A单质同酸反应置换出1g氢气，同时转化为具有氩原子的电子层结构的离子。判断A、B、C各为何元素，并写出A、B分别与C反应的化学方程式。

高二化学选修3教案

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δ键和π键。

3、说出δ键和π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

课前预习：

1、共价键是常见化学键之一，它是指其本质是。

2、判断δ键和π键的一般规律是：共价单键是键；而共价双键中有个δ键，共价三键中有个δ键，其余为π键。

学习过程

[引入]

NaCl、HCl的形成过程

前面学习了电子云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原子形成共价键时，电子云如何重叠？例：H2的形成

1、δ键：（以“”重叠形式）

a、特征：

b、种类：S-S δ键、 S-P δ键、 P-Pδ键

P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键

2、π键

[讲解]

a.特征：每个π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、δ键和π键比较

①重叠方式：δ键：；π键：

②δ键比π键的强度较大

成键电子：δ键s-s、、π键

δ键成键π键成键或键４．共价键的特征：性、性

[小结]

【案例练习】

1、下列各组物质中，所有化学键都是共价键的是（）

A．H2S和Na2O2 B．H2O2和CaF2 C．NH3和N2 D．HNO3和NaCl

2．对δ键的认识不正确的是（）

A．δ键不属于共价键，是另一种化学键

B．S-Sδ键与S-Pδ键的对称性相同

C．分子中含有共价键，则至少含有一个δ键

D．含有π键的化合物与只含δ键的化合物的化学性质不同

3、乙烯分子中C-C之间有个σ键，个π键。乙烯易发生加成反应是因为分子中C-C之间的一个键易断裂。

【课后作业】

1、下列分子中存在π键的是（）

A．H2 B．Cl2 C．N2 D．HCl

2、下列说法中，正确的是

A．在N2分子中，两个原子的总键能是单个键能的三倍

B．N2分子中有一个σ键、两个π键

C．N2分子中有两个个σ键、一个π键

D．N2分子中存在一个σ键、一个π键

3、下列分子中，含有非极性键的化合物的是

A．H2 B．CO2 C．H2O D．C2H4

4、在HCl分子中，由H原子的一个轨道与Cl原子的一个轨道形成一个键；在Cl2分子中两个Cl原子以轨道形成一个键。