高中化学 原子结构与性质
化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式
为
Be+2OH-＝BeO22-+H，2↑BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)：
NaOH溶液
Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O
共价
··
··
∶Cl ∶ Be ∶ Cl∶
··
··
Be2++2H2O
Be(OH)2+2H+
1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
× × 8、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。
√
×
鲍林研鲍究林电负L.性Pa的ul手ing搞
1901-1994
电负性的规律
同一周期，主族元素的电负性从左到 右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐 渐增强（非金属性，氧化性增强）。
同一主族，元素的电负性从上到下呈 现减小的趋势，表明其吸引电子的能 力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。
电负性大小与金属、非金属的关系
7296 11799
通因过为上首述先信失息去和的表电中子的是数能据量分最析高为的什电么子锂，原故子第失一去电核离外能第较二小个，电以子后时再所失需去的电能子都 是量能要级远较远低大的于电失子去，第所一需个要电的子能所量需多的；能同量时。失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子 的引力更强，从而电离能越来越大。
电负性＜1.8 为金属 电负性≈1.8为“类金属” 电负性＞1.8 为非金属
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作 为相对标准，得出了各元素的电负性。
电负性的大小可以作为判断金属性和非金 属性强弱的尺度。
电负性的应用
1．判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在1.8以下，非 金属性性元素一般在1.8以上。电负性最 大的元素是位于右上方的F，电负性最小 的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性 元素）.
元素性质变化的周期性取决于元素原 子核外电子排布的周期性变化。
根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔 沸点较低，易升华，试回答下列问题：
(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：
(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂
鉴别，其离子方程式为：
(3)BeCl2是
1.下列左图是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.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。
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角 线规则”的正确性。
小
结
元素周期律的内容包括：
原子半径 、元素的金属性和非金 属性、元素化合价、电离能和电负 性等的周期性的变化。
元素周期律的实质：
元素
电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9540 10540 11578
学与问
2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？
因为首先失去的电子是能量最高的电子，故 第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较 低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后， 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而 电离能越来越大。
×
2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
√ 3、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。
4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属 5、气态O原子的电子排布为：
×
6、 半径：K+>Cl-
×
7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
二、元素周期律
（一）原子半径
1、影响因素:
原子半 取决于 径大小
2、规律：
(1)电子的能层数 (2)核电荷数
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。
（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大；反之，越小。
课堂练习
1.下列微粒中，半径大小排列顺序正
电负性的应用
2．估计化学键的类型 在化合物中，可以根据电负性的差值
大小，估计化学键的类型。 电负性差越大，离子性越强，一般说
来，电负性差大于1.7时，可以形成离子 键，小于1.7时形成共价键。
课堂练习：
一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于
1.7，它们通常形成离子键；如果两个成共价键。查阅
元素电离能在周期表中的变化规律
电 电
离 离
能 能
减 增
小 Cs 大
电离能增大 He
课堂练习
1.下列说法正确的是（ A ）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
反常现象
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体的元素：He
5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。
二、元素周期律
• 元素的性质随（ 核电荷数 ）的递增发生 周期性的递变，称为元素的周期律。
包括：
原子半径 、元素的金属性和非金 属性、元素化合价、电离能和电负 性等的周期性的变化。
1.原子半径的周期性变化
元素周期表中的同周期主族 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？ 周期表中的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？
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)
1
上节知识扫描 一、原子结构与元素周期表
1、原子的电子排布与周期的划分
周期序数=能层 2、数原子的电子排布与族的划分
主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数
副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns的 电子数=价电子数
3、原子的电子构型和元素的分区
方法 ：看逐级电离能的突变。
影响电离能大小的因素
• 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同， 核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力 越大、越不易失去电子，电离能越大。
• 原子半径——（同族元素）原子半径越大、原 子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子， 电离能越小。
• 电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末 层）电离能最大。
2、元素第一电离能的变化规律：
(1)同周期：
a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最
大的是稀有气体的元素；
b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素
第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？ ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构。 (2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。
3、电离能的意义：
（三）电负性 （阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生 的强烈的化学作用力，叫做化学键。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为 键合电子。
电负性：用来描述不同元素的原子对键合电 子的吸引力的大小电负性越大，对 键合电子的吸引力越大。（电负性 是相对值，没单位）
为了比较元素的 原子吸引电子能力 的大小，美国化学 家鲍林于1932年 首先提出了用电负 性来衡量元素在化 合物中吸引电子的 能力。经计算确定 氟的电负性为4.0， 锂的为1.0，并以 此为标准确定其它 与元素的电负性。
（二）电离能（阅读课本Ｐ17）
1、概念
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能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol。
从一价气态基态正离子中再失去一个电子 所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。
思考与探究：
观察下图，总结第一电离能的变化规律。
原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）
下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO ④MgO⑤BeCl2⑥CO2
共价化合物（ ②③⑤⑥ ）
离子化合物（
①④
）
元素 Al B Be C CI 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 性
电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理 量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失 去电子，即元素在气态时的金属性越强。
学与问 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？
碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
交流与讨论
化合价是元素 性质的一种体现。 思考：为什么钠元 素显＋1价，镁元 素显＋2价，铝元 素显＋3价？元素 化合价与原子结构 有什么关系？
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K＜Na＜Mg
课堂练习
2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
原子可能是 ( C )
A ns2np3
B ns2np5
C ns2np4
D ns2np6
课堂练习
3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的 能量（KJ·mol-1）:
锂
失去第一个电子
519
失去第二个电子 失去第三个电子
确的是( C )
A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2B．Ca2+＞K+＞S2-＞ClC．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+
高中化学知识点总结( 物质与结构)
《物质结构基础》第一部分原子的结构和性质第一节原子的结构1、能层（1）原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。
（2）每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。
（3）离核越近的能层具有的能量越低。
（4）能层的表示方法：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 ……离核远近由近————————————→远能量高低由低————————————→高2、能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
【提示】①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。
②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。
如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。
③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……3、基态原子与激发态原子（1）基态原子为能量最低的原子。
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。
（2）基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：4、构造原理与基态原子的核外排布随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。
（1）它表示随着原子叙述的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向在各能级上依此排布：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。
高中化学选修二第一章《原子结构与性质》知识点
一、选择题1．《Nature》杂志评选出的2019年世界十大科技进展之一是我国科研人员发现用于“点击化学”的一种新化合物（如图所示），W、X、Y、Z为短周期主族元素且原子序数依次增大，Y原子的最外层电子数与W原子的核外电子总数相等，X、Z同主族。
下列说法正确的是A．原子半径：r(Z)＞r(X)＞r(Y)B．四种元素中，最高价含氧酸酸性最强的为YC．最简单氢化物的沸点W＞XD．最简单氢化物的稳定性：W＞X＞Y答案：A解析：W、X、Y、Z为短周期主族元素且原子序数依次增大，Y原子的最外层电子数与W 原子的核外电子总数相等，由图可知Y可形成1个共价键，W可形成3个共价键，可知Y 为F元素，W为N元素；X、Z同主族，且X可形成X=Z键，可知X最外层有6个电子，则X为O元素，Z为S元素，以此解答该题。
【详解】由以上分析可知，W为N元素，X为O元素，Y为F元素，Z为S元素。
A．同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小，同一主族元素其原子半径随着原子序数增大而增大，则原子半径：r(Z)＞r(X)＞r(Y)，故A正确；B．F的非金属性最强，不存在最高价含氧酸，故B错误；C．氨气和水分子之间都存在氢键，但水分子之间形成氢键更多，水的沸点更高，即最简单氢化物的沸点W＜X，故C错误；D．元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，非金属性F＞O＞N，则气态氢化物的稳定性Y＞X＞W，故D错误；故答案选A。
2．短周期元素甲、乙、丙、丁、戊、己、庚在周期表中的相对位置如图所示（甲不一定在丁、庚的连线上），戊、己分别是空气、地壳中含量最多的元素。
下列判断正确的是（）A．甲一定是金属元素B．最简单气态氢化物的热稳定性：庚>已>戊C．乙、丙、丁的最高价氧化物的水化物可以相互反应D ．庚的最高价氧化物的水化物酸性最强答案：B解析：由短周期元素甲、乙、丙、丁、戊、己、庚在周期表中的相对位置如图 ( 甲不一定在丁、庚的连线上 ) ，戊、己分别是空气、地壳中含量最多的元素，则戊为N 元素，己为O 元素，结合位置可知，甲可能为H 或Li ，丁为C ，庚为F ，乙为Mg ，丙为Al 。
高中化学： 原子结构与性质知识归纳
高中化学：原子结构与性质知识归纳
原子的结构和性质是关于原子的核心概念。
原子是微小的，不可分解的物质组成单位，它是一切物质的基本单位。
原子内部以电子为主要结构物。
电子位于原子核以外在显影期间环绕原子核往复运动着，各种元素的原子通过差异的电子构成，而形成了物质的不同性质。
原子的内部构造也影响着其外在的性质。
在原子核内，核子和中子构成了原子核，它
们就犹如原子小宇宙的基本因素。
核子质量质子用来表示物质化学性质，随着原子引力而
紧紧地结合，这也决定了一种物质的形剂及其在物理性质上的表现。
原子性质可以分为理论性质和实验性质。
理论性质包括原子结构、原子直径、原子电
荷和原子时间等；实验性质包括原子的光谱和吸收光谱、元素的结核量和同位素离子化等。
实际上，性质的研究是在研究原子的内部结构的基础上进行的，研究原子结构有助于
了解原子各种性质，比如化学反应、化学溶解等都与原子结构有关，从而明确了原子各种
性质从而影响物质的行为。
总之，原子的结构和性质对探究物质的本质和应用具有重要意义，因此研究原子的构
造及其性质是物理、化学研究的基础。
只有通过对原子的性质有深入的研究，才能更好地
理解物质的本质，从而发现物质的新的应用，发展包括物理、化学等各个领域。
高中化学北师大版必修一《原子结构与性质》教案
高中化学北师大版必修一《原子结构与性质》教案教学目标：1. 理解原子结构的基本概念和原子模型的发展历程。
2. 掌握原子的基本性质，如电子结构、质量数、原子量等。
3. 了解原子核的组成和放射现象，并能解释放射性衰变的规律。
4. 熟悉元素的周期表，理解周期表中元素的排列规律。
教学重点：1. 原子结构的基本概念和原子模型的发展历程。
2. 元素周期表的基本规律和元素的性质。
教学难点：1. 解释放射性衰变的规律。
2. 掌握元素周期表中元素的排列规律。
教学过程：一、导入新课（5分钟）1. 学生回顾上节课学习的内容，回答问题：“你们还记得上节课学习的是什么吗？”二、知识讲解（30分钟）1. 原子结构的基本概念和原子模型的发展历程：a. 介绍原子的基本组成，包括原子核、电子、质子和中子。
b. 简要介绍卢瑟福、汤姆逊和玻尔等科学家对原子模型的贡献，并让学生了解原子模型的发展历程。
2. 元素周期表的基本规律和元素的性质：a. 介绍元素周期表的基本结构，包括周期和族的概念。
b. 解释元素周期表中元素的排列规律，如原子序数递增和电子排布规律。
c. 扩展讲解元素周期表中元素的性质，如金属与非金属的区分等。
三、示范实验（20分钟）1. 分发实验材料，组织学生进行实验，例如用火焰测试法识别金属离子。
2. 指导学生观察实验现象、整理数据，并就实验结果与课堂知识进行对比和分析。
四、讨论与思考（15分钟）1. 引导学生围绕原子结构和元素周期表展开讨论，提出一些探究性问题，如为什么相同元素的原子量会有不同的取值等。
2. 鼓励学生互相交流和分享观点，培养探索和质疑的思维能力。
五、小结与拓展（10分钟）1. 对本节课的重点内容进行小结，并梳理知识框架。
2. 提供拓展阅读材料或引导学生开展相关实践活动，加深对化学知识的理解和应用。
六、课堂练习（15分钟）1. 指导学生完成相关的练习题，包括选择题、填空题和简答题等。
2. 收集学生的答题情况，及时给予指导和反馈。
高中化学选修三第一章原子结构与性质讲义及习题含答案
第一章 原子构造及性质一.原子构造1、能级及能层2、原子轨道3、原子核外电子排布规律（1）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下图依次填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交织：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交织。
（PS ：构造原理并非4s 能级比3d 能级能量低，而是指这样依次填充电子可以使整个原子的能量最低。
）（2）能量最低原理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。
（3）泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只能包容两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量一样）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向一样，这个规则叫洪特规则。
比方，p3的轨道式为，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充溢或全充溢时，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 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充溢状态的有：7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充溢状态的有10Ne 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6。
4、基态原子核外电子排布的表示方法（1）电子排布式↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑①用数字在能级符号的右上角说明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避开电子排布式书写过于繁琐，把内层电子到达稀有气体元素原子构造的局部以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
高中化学选择性必修第二册笔记
第一章原子结构与性质第一节原子结构一、能层与能级1、能层根据原子核外电子的能量高低区分为能层，电子的能层由内到外排序，其序号、符号以及最多能容纳的电子数为：序号 1 2 3 4 5 6 7符号K L M N O P Q最多电子数 2 8 18 32 50 72 98各层电子的能量由低到高的顺序为：K < L < M < N < O < P < Q2、能级同一能层中电子还能再区分为能级，各能级的符号以及最多容纳电子数为：能层K L M N O能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d …最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 …同一能层各能级的能量由低到高为：ns < np < nd < nf……二、基态与激发态原子光谱处于最低能量状态的原子叫基态原子，基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到能量较高的能级，变成激发态原子。
激发态原子变回基态会放出能量，在光谱仪中能得到发射光谱（亮条纹）基态原子变成激发态会吸收能量，在光谱仪中能得到吸收光谱（暗条纹）发射光谱和吸收光谱总称为原子光谱三、构造原理与电子排布式1、构造原理同一能层中，s、p、d、f各能级中的电子能量依次增大，多层原子核外电子的能级排布遵循如下顺序：2、电子排布式表示基态原子的各个能级以及每个能级实际含有的电子的式子称为电子排布式，能级右上角数字表示该能级含有的电子数，书写时按照能层排序，而不按照构造原理的顺序书写；个别原子的电子排布依据事实书写。
例如：F ：1s 22s 22p 5或[He]2s 22p 5Na ：1s 22s 22p 63s 1或[Ne]3s 1Cr ：1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1或[Ar]3d 54s 1 Cu ：1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1或[Ar]3d 104s 1需注意：短周期内的基态原子，由内到外依次填满每个能级，最后一个能级填充剩余电子；第四周期的基态原子，只有Cr 和Cu 元素的基态原子4s 能级有1个电子，其他基态原子的4s 能级均有2个电子。
人教版高中化学选择性必修第2册 第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构(第1课时)
最多电
子数
2
8
18
32
50
72
98
M L
K
+
hv’
hv
能层越高，电子的能量 越高，能量的高低顺序为
E(K) < E(L) < E(M) < E(N) < E(O) < E(P) < E(Q)
核外电子在能层中的排布规律
（1）各能层最多能容纳2n2个电子。
（2）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；
（1）各电子层最多能容纳2n2个电子。
（2）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过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。
（3）核外电子总是尽量先排满能量最低、离核最近的电子层，
然后才由里往外，依次排在能量较高电子层。
而失电子总是先失最外层电子。
人类对原子结构的认识过程
能层
K
能级
1s
L
2s
M
2p
3s
3p 3d
N
4s
4p 4d
O
4f
5s
5p …
能层中填充电子表示方法——原子结构示意图
谢谢观看
高二—人教版—化学—选择性必修2—第一章
第一节 原子结构
（第一课时答疑）
1.在同一个原子中，M能层上的电子与Q能层上的电子的能量
A.前者大于后者
B.后者大于前者
√
C.前者等于后者
不同能层相同能级的能量顺序 E(1s)＜E(2s)＜E(3s)＜E(4s)
【巩固･练习】
1.判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)能层就是电子层，包含不同的能级( √ )
人教高中化学选择性必修2教案：第1章 原子结构与性质
第1章原子结构与性质
1分钟练习1学生通过书写Li、Be、B的原子轨道表示式，巩固泡利原理和
轨道表示式书写
1分钟发现问题2学生思考基态C原子轨道表示式的可能书写方法。
1分钟知识讲授2教师根据学生反馈，介绍洪特规则。
4分钟练习2学生通过书写7~24号元素的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示式书写。
教师根据学生对Cr元素轨道表示式的书写，简介洪特规则特例。
1分钟练习3学生通过书写Cu的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示
式书写。
2分钟知识讲授3教师通过以上核外电子的排布，给出能量最低原理的定义。
1分钟小结学生整理归纳电子在原子轨道排布的三原则。
4分钟思考与练习学生通过讨论问题，运用电子排布三原则分析综合问题。
1分钟总结教师引导学生完成本节知识结构的思维导图。
同时提出新的问
题：原子结构与元素性质之间的联系，引出下一节内容。
环节二环节三通过学生活动诊断1-36号元素基态原子的价电子排布式，
学习原子核外电子排布与元素周期系结构的联系，落实核外电子排布与周期、族、分区的划分
了解化合价与族的关系，过渡元素的特点
【元素周期表的未来】
通过学生活动展望元素周期表远景图，预测119号元素的基态原子价电子排布，来诊断学生对于构造原理和元素周期表关系的学习效果
环节三一电离能变化的一般规律，找到其与电子排布的联系
【电离能与化合价的联系】
通过学生活动，让学生自主发现逐级电离能与元素化合价的关系，将此作为诊断学生的活动
识与微观探析的核心素养。
选修3第一章第二节原子结构与元素的性质
第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与 元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期 第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期 第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径 的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 （3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半 径越大。
（二）电离能
1、概念
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能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱 酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（ 核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子 核外电子排布 的周期性变化．
（一）原子半径
元素周期表中的 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？周期 表中的同主族元素从 上到下，原子半径的 变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
3、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？
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；