高中化学 第1章 原子结构 第3节 原子结构与元素性质 第2课时 元素的电负性及其变化规律名师课件 鲁科版选修
第一章第2节原子结构与元素的性质第2课时教案
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1 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
〖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〗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I2、第三电离能I3 、I4、I5…… ？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？
2、阅读分析表格数据：
Na Mg Al
各级电离能(KJ/mol) 496 738 578
(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。
【配套K12】2017_2018年高中化学第1章原子结构第2节原子结构与元素周期表第1课时基态原子的
小初高试卷教案类
K12小学初中高中 第2节 原子结构与元素周期表
第1课时 基态原子的核外电子排布
1．了解基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序。
2．掌握基态原子的核外电子排布规律，会书写常见元素(1～36号)原子的核外电子排布。(重点)
3．学会利用电子排布式、轨道表示式正确表示核外电子排布。(难点)
基 态 原 子 的 核 外 电 子 排 布 原 则
[基础·初探]
1．能量最低原则
(1)基态原子的核外电子排布使整个原子体系的能量最低。
(2)基态原子的核外电子在原子轨道上的排列顺序：
1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……
2．泡利不相容原理
(1)一个原子轨道最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不存在两个完全相同的电子。
(2)在原子中，每个电子层最多能容纳2n2个电子。
3．洪特规则
(1)对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同轨道并且自旋方向相同。
(2)能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如基态铬原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，基态铜原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。
4．电子数与电子层和能级的关系
在原子中，每个电子层最多容纳2n2个电子，每个能级最多能容纳的电子数为其所包含的原子轨道数的2倍。
(1)原子轨道能量的相对大小为：E4s＞E3d＞E3p＞E3s。(×)
(2)基态O原子电子排布式为：1s22s22p4。(√)
(3)Al原子核外有1个未成对电子。(√) 小初高试卷教案类
K12小学初中高中 (4)2p能级上有2个未成对电子的元素只有碳。(×)
(5)基态铜原子：①1s22s22p63s23p63d94s2(×)
②1s22s22p63s23p63d104s1(√)
高中化学 专题2 原子结构与元素的性质 2.2 元素电负性的周期性变化教案 苏教版选修3
1 专题2原子结构与元素的性质
教学
课题 专题 专题2原子结构与元素的性质
单元 其次单元元素性质的递变规律
节题 元素电负性的周期性变化
教学目标 学问与技能 1、能说出电负性的含义。
2、生疏周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
3、了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子力量的关系。
过程与方法 进一步丰富物质结构的学问，提高分析问题和解决问题的力量和联想比较思维力量。
情感态度
与价值观 从科学家探究物质构成奇特的史实中体会科学探究的过程和方法，增加学习化学的爱好；
教学重点 生疏周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
教学难点 了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子力量的关系
教学方法 探究讲练结合
教学预备
教
学
过
程
老师主导活动 同学主体活动
[基础学问]
1、电负性是用来来衡量 力量；指定氟的电负性为 并以些作为标精确 定其它元素的 。
2、由P21图2-4《主族元素的电负性》得到什么规律？
（1）元素电负性数值最大的是 ，元素电负性数值最小的是 。
（2）假如两成键元素间的电负性之差 形成共价键；假如两成键元素间的电负性之差 形成离子键。
3、同一周期，主族元素的电负性从左到右 ，表明其 ，金属性 ，非金属性 ；同一主族，元素的电负性从上到下 ，表明其 ，
回答
吸电子，4
电负性
F Cs
小于1.7,
金属性 ，非金属性 ；
争辩后口答
教
学
过 老师主导活动 同学主体活动
[学问要点]
一、元素电负性：
（讲解）美国化学家 鲍林于1932年首先提出了用电负性，来衡量元素吸引电子力量。
指定氟的电负性为4，并以此为标精确 定其他元素的电负性。
线练学校高中化学 第1章 原子结构与元素性质 第3节 第2课时 元素的电负性及其变化规律
始驾州参艰市线练学校元素的电负性及其变化规律
(建议用时：40分钟)
[合格过关练]
1．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( )
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2
A [A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca，电负性最大的是氧。]
2．下列说法中不正确的是( )
A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果
B．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
C．电负性是相对的，所以没有单位
D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小
D [A、B、C都是正确的。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大，所以D错误。]
3．(素养题)下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值：
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
则钙元素的电负性值的最小范围是( )
A．小于0.8 B．大于1.2
C．在0.8与1.2之间 D．在0.8与1.5之间
C [同一周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，所以钙元素的电负性大于钾元素；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，所以钙元素的电负性小于镁元素，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。]
4．下列说法中不正确的是( )
A．元素的第一电离能是元素的单质失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的第一电离能逐渐增大
B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小
C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化
D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对得出的
A [第一电离能是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，同周期从左向右元素的第一电离能呈增大趋势，但当原子p轨道处于全空、半充满或全充满的稳状态时，元素的第一电离能大于同周期相邻元素，故A说法错误；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，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故B说法正确；元素的性质随着核电荷数(原子序数)的增大而呈周期性变化，故C说法正确；鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对得出的，故D说法正确。]
新人教版高中化学必修2学案第1章物质结构元素周期律第一节第2课时元素的性质与原子结构学案
第2课时 元素的性质与原子结构
1．了解原子结构与元素性质的关系。
2．认识碱金属元素、卤族元素的性质递变规律，并能运用原子结构理论解释这些规律。
一、碱金属元素
1．碱金属元素原子结构示意图
锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)。
2．碱金属元素原子结构特点
(1)相同点：最外层电子数都是1。
(2)递变性：从Li～Cs，核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径依次增大。
3．物理性质
性质类别 性质特点
色、态
都是银白色固体(铯例外，略带金色光泽)
密度、硬度 密度都较小，质地较软
熔点
较低，从Li～Cs，熔点逐渐降低
延展性 良好
导电、导热性 良好
4.化学性质
(1)K、Na与O2的反应
①K与O2的反应现象：钾迅速燃烧且比钠的燃烧更剧烈。
②化学方程式：钠与氧气燃烧的化学方程式为2Na＋O2=====△Na2O2。钾与氧气反应生成比过氧化钠更为复杂的氧化物。
③结论：与O2反应剧烈程度：K>Na；产物复杂程度：K>Na；金属活泼性：K>Na。
(2)钾、钠与水的反应
碱金属 钾 钠
实验操作
实验现象 共同点 a：金属浮水面上；b：金属熔化成闪亮的小球；c：小球四处游动；d：发出“嘶嘶”的响声；e：反应后的溶液呈红色
不同点
钾与水反应更剧烈
化学方程式 2K＋2H2O===2KOH＋H2↑
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
实验结论
与水反应的剧烈程度：K>Na
金属活泼性：K>Na
5.碱金属元素原子结构与性质的关系
(1)结构与性质的相似性：碱金属元素原子最外层都有1个电子，很容易失去，因此表现出强还原性。故Na、K与O2、H2O反应时都很剧烈，反应产物中，碱金属元素化合价都是＋1价。
(2)结构与性质的递变性：从Li～Cs，随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，则失去电子的能力逐渐增强，还原性逐渐增强。如钾与O2或H2O的反应比Na的剧烈。
高中化学三第一章-原子结构与性质(复习教案2)
学必求其心得，业必贵于专精
第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构
一、开天辟地——原子的诞生
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 、少量的 以及极少量的锂。其后,经过或长或短的发展过程,
氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素.
核外电子排布的一般规律
(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 个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过 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 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 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
二、能层与能级 学必求其心得，业必贵于专精
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
，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 ……
最多电子数 ……
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)，
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下:
能 层 K L M N
新教材高中化学第1章原子结构与元素性质第3节第2课时电离能与电负性课后练习含解析鲁科版选择性
第2课时 电离能与电负性
课后篇素养形成
必备知识基础练
1.下列是几种基态原子的电子排布式,第一电离能最大的原子是( )
A.1s22s22p6 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
答案A
解析1s22s22p6是Ne元素的电子排布式,1s22s22p63s23p3是P元素的电子排布式,1s22s22p63s23p2是Si元素的电子排布式,1s22s22p63s23p64s2是Ca元素的电子排布式,这几种元素中Ne元素最外电子层达8电子稳定结构,最难失去电子的是Ne元素,所以第一电离能最大的是Ne元素。
2.下列四种元素中,第一电离能由大到小顺序正确的是 (
)
①原子含有未成对电子最多的第2周期元素 ②原子核外电子排布为1s2的元素 ③元素周期表中电负性最强的元素 ④原子最外层电子排布为2s22p4的元素
A.②③①④ B.③①④②
C.①③④② D.②③④①
答案A
解析根据题意可知①为N元素、②为He元素、③为F元素、④为O元素。He为稀有气体元素,难以失去电子,第一电离能最大。同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子的最外层p能级为半充满结构,第一电离能大于相邻的O元素,则第一电离能由大到小的顺序为②③①④。
3.XY是由电负性相差最大的两种主族元素所形成的化合物(放射性元素除外),下列有关XY及其组成元素的说法不正确的是( )
A.X元素的第一电离能远大于其第二电离能
B.Y元素的单质中含有共价键
C.Y元素位于元素周期表的右上角 D.XY一定是离子化合物
答案A
解析由题意分析可知,XY为CsF。Cs原子最高能级上有1个电子,第一电离能较小,第二电离能远远大于第一电离能,故A错误;Y为F元素,其单质F2中含有共价键,故B正确;Y为F元素,F元素位于元素周期表中第2周期ⅦA族,在元素周期表右上角,故C正确;CsF是由活泼的金属元素和活泼的非金属元素形成的化合物,属于离子化合物,故D正确。
2016_2017学年高中化学第1章原子结构与性质第1节原子结构第2课时能量最低原理电子云与原子轨道学业分层测评
能量最低原理
电子云与原子轨道
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．图中所发生的现象与电子的跃迁无关的是(
)
【解析】 燃放烟火、霓虹灯、燃烧蜡烛等获得的光能都是电子跃迁时能量以光的形式释放出来导致的，而平面镜成像则是光线反射的结果。
【答案】 D
2．X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是( )
A．X2YZ3 B．X2YZ2
C．XYZ2 D．XYZ3
【解析】 最外层电子排布为3s23p1和2s22p4的元素分别是Al和O，它们的化合价分别为＋3、－2。最外层电子排布为ns1的元素化合价为＋1，根据化合价代数和为0知C项符合题意。
【答案】 C
3．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
【解析】 电子云图中的一个小黑点只表示电子曾经在此出现过一次，A错误；图2所
示只是电子在该区域出现的几率大，在此之外也能出现，不过几率很小，B错误；1s轨道在空间呈球形而不是圆形，C错误。
【答案】 D
4．p轨道电子云形状正确叙述为( )
A．球形对称
B．对顶双球
C．极大值在x、y、z轴上的哑铃形
D．互相垂直的梅花瓣形
【解析】 p轨道的电子云形状为
【答案】 C
5．下列各能级中轨道数最多的是( )
A．7s B．6p
C．5d D．4f
【解析】 s轨道是球形对称的，p轨道有3种伸展方向，而d轨道有5种伸展方向，f轨道有7种伸展方向。因此7s、6p、5d、4f的原子轨道数分别为1、3、5、7。
【答案】 D
6．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。其中违反了泡利原理的是(