高中化学选修3第一章第二节第二课时
例如： r（Li＋） <r（Na＋）<r（ K＋）<r（ Rb ＋）<r（ Cs＋）
03 金属性与非金属性的递变规律
同周期的主族元素，从左至右金属性逐渐减 弱，非金属性逐渐增强； 同主族元素，从上至下金属性逐渐增强，非 金属性逐渐减弱
1 定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈 现周期性的变化
（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。
原子半径的大小 取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数
02 原子半径的递变规律
（3）电子层、核电荷数都相同时，电子数越多， 原子半径越大。
①同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子 例如： r（Cl－）>r（Cl） r（Fe）>r（ Fe 2＋）
05 电负性的递变规律
解释对角线规则——对角线规则：在元素周期表中，
某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质
是相似的，如
，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都是弱酸等等。
解释:Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al的电负性都是1.5，B、Si的电负 性分别为2.0、1.8，它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，故 表现出的性质相似。
× 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
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
• 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。（电负性是相对值，没单位）
05 电负性的递变规律
鲍林
L.Pauling 1901-1994
鲍林研究电负性 的手搞
05 电负性的递变规律
同周期同主族如何变化？
鲍林以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，通过 理论计算得出了各元素的电负性。
04 电离能的递变规律
• 原子核电荷数——（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（同周期末族）电离能最大。
05 电负性的递变规律
判断共价化合物中元素的化合价——共价化合物中，共用 电子对偏离电负性小的原子，偏向电负性大的原 子。电负性数值相对较小的元素在化合物中显正 价，电负性数值相对较大的元素在化合物中显负
＋1 －1 ＋4 －2 ＋1 －2 ＋1
价。如BrCl、ClO2、H-O-Cl等。
电负性:H-2.1 O-3.5 Cl-3.0 Br-2.8
（1）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。
（化价2合 ;）铝价钠元为元素＋素的1的价I4>I;>2而>I3>镁，I1元，故素即易的在形II成31>和A>lII322＋之，，间故化突易合然形价增成为大M＋g，23＋故价，易。化形合成价N为a＋＋，2
1 定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈 现周期性的变化
2 原因：元素原子的核外电子排布的周期性变化
3 内容： （1）化合价（2）半径（3）金属性与非金属性 （4）电离能 （5）电负性
05 电负性的递变规律
• 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，形象地叫做化学键。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 性 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、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、已知在20℃ 1molNa失去1mol电子需吸收650kJ能
同族主族元素的化合价，从上至下，最高正 价都相等（O、F 除外），最低负价也相等 （金属除外）
02 原子半径的递变规律
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？
02 原子半径的递变规律
04 电离能的递变规律
哪些“家伙”不合规矩？
04 电离能的递变规律
为何“铍”的第一电离能会大于“硼”？
Be： 1s22s2 （全满状态）
B： 1s22s22p1 （不稳定状态）
因此失去第一个电子，B比Be容易，故B的第一电离能小于Be。
为何“镁”的第一电离能会大于“铝”？
注意：短周期内有4组反常，分别是铍与硼，氧与氮，镁与铝，硫与磷。
1 定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈 现周期性的变化
2 原因：元素原子的核外电子排布的周期性变化
3 内容： （1）化合价（2）半径（3）金属性与非金属性 （4）电离能 （5）电负性
概念、变化规律、应用
1.比较下列微粒的半径的大小： （1）Ca > Al
(2) Na＋ < Na (3) Cl－ > Cl (4) K＋ Ca2＋ S2－ Cl－S2－>Cl－>K＋>Ca2＋
(3)属p区
1.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。 第四周期，ⅦB族。
2.试确定32号元素在周期表中的位置。
第四周期，ⅣA族
3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层电子结构、 原子序数。
[Ne]3s23p2，第14号元素
原子结构与 元素的性质
第二课时
掌握元素周期律及其内容，明确原子半径、 01
04 电离能的递变规律
• 由第一电离能比较元素的金属性和非金属性强弱——一般地，
对于金属来说，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强；对于非金属 来说，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强。
• 判断原子易失去电子的数目和元素的化合价——如果I2>>I1，则
原子易形成＋1价阳离子而不易形成＋2价阳离子，如钠及所有碱金属元素； 如果I3>>I2>I1，即在I2和I3之间突然增大，则元素R的原子易形成R2＋，化 合价为＋2价，如镁、锌及所有IIA族元素。
04 电离能的递变规律
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）
04 电离能的递变规律
每一周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电 离能最小,最后一种元素（稀有气体）的电离能
最大，同周期从左至右，大多数第一电离能逐
渐增大；同族元素从上到下第一电离能变小。 过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元 素原子序数的增加从左到右略有增加。
05 电负性的递变规律
判断化学键的类型——一般认为：如果两个成键元素
原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形 成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差 值小于1.7，它们之间通常形成共价键，且电负 性差值越大，共价键的极性越强。
例如:Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，Na与H电负性差值 为1.2，NaH是离子化合物；H与F电负性差值为1.9，而HF为共价化合物。
05 电负性的递变规律
• 同一周期——主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明 其吸引电子的能力逐渐增强。
• 同一主族——元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明 其吸引电子的能力逐渐减弱。
电负性最大的是氟元素，其次是氧元素，电负性最小的是铯元素。
05 电负性的递变规律
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， 而位于分界线附近的“类金属”一般在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。
A ns2np3
B ns2np5
C ns2np4
D ns2np6
4.一般认为：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；如果两个成键元素 的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查 阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3 ③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2
共价化合物（②③⑤⑥）离子化合物（ ①④）
2.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 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 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 K〈Na〈Mg
C.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：He
3.在下面的电子结构中，第一电离能最小的 原子可能是 ( C )
好好学习 天天向上
已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族。试 写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式 并分析该元素在哪区？
(1)由于是ⅥA族，4d必是全充满的，所以价电 子排布式为5s25p4
(2)电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4 或[Kr]4d105s25p4
第一电离能、电负性的周期性变化。
02 理解电离能、电负性与元素性质的关系。
03 金属性与非金属性的递变规律
同周期的主族元素，从左至右金属性逐渐减 弱，非金属性逐渐增强； 同主族元素，从上至下金属性逐渐增强，非 金属性逐渐减弱
1 定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈 现周期性的变化
（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。
原子半径的大小 取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数
02 原子半径的递变规律
（3）电子层、核电荷数都相同时，电子数越多， 原子半径越大。
①同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子 例如： r（Cl－）>r（Cl） r（Fe）>r（ Fe 2＋）
05 电负性的递变规律
解释对角线规则——对角线规则：在元素周期表中，
某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质
是相似的，如
，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都是弱酸等等。
解释:Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al的电负性都是1.5，B、Si的电负 性分别为2.0、1.8，它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，故 表现出的性质相似。
× 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
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
• 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。（电负性是相对值，没单位）
05 电负性的递变规律
鲍林
L.Pauling 1901-1994
鲍林研究电负性 的手搞
05 电负性的递变规律
同周期同主族如何变化？
鲍林以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，通过 理论计算得出了各元素的电负性。
04 电离能的递变规律
• 原子核电荷数——（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（同周期末族）电离能最大。
05 电负性的递变规律
判断共价化合物中元素的化合价——共价化合物中，共用 电子对偏离电负性小的原子，偏向电负性大的原 子。电负性数值相对较小的元素在化合物中显正 价，电负性数值相对较大的元素在化合物中显负
＋1 －1 ＋4 －2 ＋1 －2 ＋1
价。如BrCl、ClO2、H-O-Cl等。
电负性:H-2.1 O-3.5 Cl-3.0 Br-2.8
（1）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。
（化价2合 ;）铝价钠元为元素＋素的1的价I4>I;>2而>I3>镁，I1元，故素即易的在形II成31>和A>lII322＋之，，间故化突易合然形价增成为大M＋g，23＋故价，易。化形合成价N为a＋＋，2
1 定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈 现周期性的变化
2 原因：元素原子的核外电子排布的周期性变化
3 内容： （1）化合价（2）半径（3）金属性与非金属性 （4）电离能 （5）电负性
05 电负性的递变规律
• 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，形象地叫做化学键。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 性 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、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、已知在20℃ 1molNa失去1mol电子需吸收650kJ能
同族主族元素的化合价，从上至下，最高正 价都相等（O、F 除外），最低负价也相等 （金属除外）
02 原子半径的递变规律
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？
02 原子半径的递变规律
04 电离能的递变规律
哪些“家伙”不合规矩？
04 电离能的递变规律
为何“铍”的第一电离能会大于“硼”？
Be： 1s22s2 （全满状态）
B： 1s22s22p1 （不稳定状态）
因此失去第一个电子，B比Be容易，故B的第一电离能小于Be。
为何“镁”的第一电离能会大于“铝”？
注意：短周期内有4组反常，分别是铍与硼，氧与氮，镁与铝，硫与磷。
1 定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈 现周期性的变化
2 原因：元素原子的核外电子排布的周期性变化
3 内容： （1）化合价（2）半径（3）金属性与非金属性 （4）电离能 （5）电负性
概念、变化规律、应用
1.比较下列微粒的半径的大小： （1）Ca > Al
(2) Na＋ < Na (3) Cl－ > Cl (4) K＋ Ca2＋ S2－ Cl－S2－>Cl－>K＋>Ca2＋
(3)属p区
1.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。 第四周期，ⅦB族。
2.试确定32号元素在周期表中的位置。
第四周期，ⅣA族
3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层电子结构、 原子序数。
[Ne]3s23p2，第14号元素
原子结构与 元素的性质
第二课时
掌握元素周期律及其内容，明确原子半径、 01
04 电离能的递变规律
• 由第一电离能比较元素的金属性和非金属性强弱——一般地，
对于金属来说，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强；对于非金属 来说，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强。
• 判断原子易失去电子的数目和元素的化合价——如果I2>>I1，则
原子易形成＋1价阳离子而不易形成＋2价阳离子，如钠及所有碱金属元素； 如果I3>>I2>I1，即在I2和I3之间突然增大，则元素R的原子易形成R2＋，化 合价为＋2价，如镁、锌及所有IIA族元素。
04 电离能的递变规律
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）
04 电离能的递变规律
每一周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电 离能最小,最后一种元素（稀有气体）的电离能
最大，同周期从左至右，大多数第一电离能逐
渐增大；同族元素从上到下第一电离能变小。 过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元 素原子序数的增加从左到右略有增加。
05 电负性的递变规律
判断化学键的类型——一般认为：如果两个成键元素
原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形 成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差 值小于1.7，它们之间通常形成共价键，且电负 性差值越大，共价键的极性越强。
例如:Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，Na与H电负性差值 为1.2，NaH是离子化合物；H与F电负性差值为1.9，而HF为共价化合物。
05 电负性的递变规律
• 同一周期——主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明 其吸引电子的能力逐渐增强。
• 同一主族——元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明 其吸引电子的能力逐渐减弱。
电负性最大的是氟元素，其次是氧元素，电负性最小的是铯元素。
05 电负性的递变规律
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， 而位于分界线附近的“类金属”一般在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。
A ns2np3
B ns2np5
C ns2np4
D ns2np6
4.一般认为：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；如果两个成键元素 的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查 阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3 ③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2
共价化合物（②③⑤⑥）离子化合物（ ①④）
2.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 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 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 K〈Na〈Mg
C.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：He
3.在下面的电子结构中，第一电离能最小的 原子可能是 ( C )
好好学习 天天向上
已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族。试 写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式 并分析该元素在哪区？
(1)由于是ⅥA族，4d必是全充满的，所以价电 子排布式为5s25p4
(2)电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4 或[Kr]4d105s25p4
第一电离能、电负性的周期性变化。
02 理解电离能、电负性与元素性质的关系。
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人教版高中化学选修3课件-杂化轨道理论和配合物简介
【提示】 形成配合物后，物质的性质会发生一定的变化， 主要有三个方面的影响：(1)一些难溶于水的金属化合物形成配合 物后，易溶解；(2)当简单离子形成配合物时颜色可能发生改变， 利用此性质可检验离子的存在；(3)形成配合物后，稳定性增强。
(1)不是所有的配合物都具有颜色。如[Ag(NH3)2]OH 溶液无 色，而 Fe(SCN)3 溶液呈红色。(2)过渡金属原子或离子都有接受 孤电子对的空轨道，对多种配体具有较强的结合力，因而过渡 金属配合物远比主族金属配合物多。
1.在四水合铜离子中，铜离子与水分子之间的 化学键是如何形成的？该化学键如何表示？
下列分子的空间构型可用 sp2 杂化轨道来解释的是( A )
①BF3 ②CH2==ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱCH2 ③
④CH≡CH ⑤NH3
⑥CH4
A．①②③
B．①⑤⑥
C．②③④
D．③⑤⑥
解析：①BF3 是平面三角形分子，且 B—F 键夹角为 120°； ②CH2===CH2 是平面形分子，其中碳原子以 sp2 杂化，未杂化的
代表物 CO2 CH2O CH4 SO2 NH3 H2O
杂化轨道数 0＋2＝2 0＋3＝3 0＋4＝4 1＋2＝3 1＋3＝4 2＋2＝4
杂化轨道类型
sp sp2 sp3 sp2 sp3 sp3
2.共价键全部为 σ 键的分子构型与杂化类型
3.含 σ 键和 π 键的分子构型和杂化类型
4.s－p 杂化轨道和简单分子几何构型的关系
(2)在 HCHO 分子的形成过程中，中心 C 原子的 1 个 2s 电 子激发到 2p 空轨道，其中含 1 个未成对电子的 2s 轨道与 2 个 2p 轨道进行 sp2 杂化，形成 3 个完全等同的 sp2 杂化轨道。然后， 中心 C 原子以夹角均为 120°的 2 个完全等同的 sp2 杂化轨道，分 别与 2 个 H 原子的 1s 轨道重叠，形成 2 个 sp2-s 型的 σ 键；C 原 子的另一个 sp2 杂化轨道与 O 原子的 2p 轨道“头碰头”重叠形 成 1 个 sp2-p 型的 σ 键，然后再用未参与杂化的一个 2p 与 O 原 子的一个 2p 肩并肩形成 π 键，从而形成 HCHO 分子。
人教版高中化学选修3第一章第一节原子结构第二课时教学课件共28张PPT
3.激发态原子: 基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的 能级,变为激发态原子。 (不稳定)
↓
↓
电子吸 收能量
四.能量最低原理、基态与激发态、光谱
吸收能量
1s22s22p63s2
基态原子
释放能量
1s22s22p63s13p1
激发态原子
光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一 4.原子光谱: 不同元素的原子的核外电子发生跃迁时会吸收 或释放不同频率的光，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，总称为原 子光谱。 5.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。
发射光谱
特征:暗背景,
亮线,
锂、氦、汞的发射光谱
线状不连续 吸收光谱
特征:亮背景,
暗线,
锂、氦、汞的吸收光谱
线状不连续
焰火呈现五颜六色的原因 焰色反应就是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 激跃迁到激发态；处于激发态的电子是十分不 稳定的，在极短的时间内（约10－８s）便跃迁 到基态或较低的能级上，并在跃迁过程中将能 量以一定波长（颜色）的光释放出来。由于各 种元素的能级是被限定的，因此在向基态跃迁 时释放的能量也就不同。碱金属及碱土金属的 能级差正好对应于可见光范围，于是我们就看 到了各种色彩。
５. 各能级包含的原子轨道数：
（1）ns能级各有1个原子轨道；
（2）np能级各有3个原子轨道；
（3）nd能级各有5个原子轨道；
（4）nf能级各有7个原子轨道；
由下图总结： 1.每个原子轨道里最多只能容纳几个电子？方向如何？ 2.当电子排布在同一能级时.每个原子轨道上最多能容纳____ 2 个电子， 相反 且自旋状态_______ ——泡利原理 2、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 相同 自旋状态______ ——洪特规则
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。
人教版高中化学选修三全册教案(最新原创)
[小结]：s、p、d、f……可容纳的电子数依次是 1、3、5、7……的两倍，此处的 1、3、
5、7……应为 s、p、d、f……的轨道数。据此分析每个轨道最多容纳 各电子。
3、轨道表示式：用“□”表示轨道，用“↑”或“↓”表示容纳的电子。
1s
1s
如：1H
2He
↓↑
1s 2s
1s 2s
2p
3Li ↓↑ ↑
记忆原子核外电子的能层分布及其能量关系、能级分布及其能量关系 难 点 根据构造原理写出 1—36 号元素的电子排布式
教学过程 引言 物质的组成与结构决定物质的性质和变化，物质性质的改变是物质组成与结构发生了变 化的结果 第一章讨论原子结构如何决定物质的性质 第二章深入认识分子的结构和性质 第三章初步学会如何考察晶体的结构，初步认识晶体的结构与性质的关系 [引入] 原子的概念 [设问] 原子是如何诞生的？ [指导阅读] 课本 P4 页 1932 年比利时科学家勒梅特首次提出了现代宇宙大爆炸理论并由美国科学家伽莫夫修 改：整个宇宙最初聚集在一个极小体积，极高密度，极高温度 “原始原子”中，后来发生 了大爆炸，碎片向四面八方散开，形成了我们的宇宙。大爆炸后两小时，诞生了大量的 H、少量的 He 及极少量的 Li，然后经过长或短的发展过程，以上元素发生原子核的融合 反应，分期分批的合成了其它元素。宇宙爆炸之后的不断膨胀，导致温度和密度很快下 降。随着温度降低、冷却，逐步形成原子、原子核、分子，并复合成为通常的气体。气 体逐渐凝聚成星云，星云进一步形成各种各样的恒星和星系，最终形成我们现在所看到 的宇宙。 一、原子的诞生 [思考与交流] 有谁知道宇宙中最丰富的元素是那一种？
13Al
18Ar
26Fe
27Co
（1）泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳 个电子，且自旋方向
高中化学选修三全套共张PPT课件
①电子云
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
小黑点：概率密度
单位体积内出现的概率
小黑点越密概率密度越大
小黑点不是电子！
23
②电子云轮廓图
电子出现的概率约为90%的空间
即精简版电子云
③电子云轮廓图特点
a.形状
ns能级的电子云轮廓图：球形
np能级的电子云轮廓图：双纺锤形
nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形
能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层
最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14
能层: 一
K
二
L
三
M
四……
N ……
能级： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
14
3、注意问题
①能层与能级的关系
每一能层的能级从s开始，s,p,d,f……
能层中能级的数量不超过能层的序数
2、电离能
①第一电离能
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最低能量
同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高
ⅡA、ⅤA反常！比下一主族的高
②逐级电离能
利用逐级电离能判断化合价
43
3、电负性（第三课时）
键合电子：参与化学键形成
原子的价电子
孤对电子：未参与化学键形成
①电负性
不同元素的原子对键合电子吸引能力
②特点
头碰头
重叠程度大，稳定性高
轴对称
可绕键轴旋转
H
Cl
s-p σ键
H
H
56
5、π键
定义：两个原子轨道以平行
即“肩并肩”方式重叠
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
小黑点：概率密度
单位体积内出现的概率
小黑点越密概率密度越大
小黑点不是电子！
23
②电子云轮廓图
电子出现的概率约为90%的空间
即精简版电子云
③电子云轮廓图特点
a.形状
ns能级的电子云轮廓图：球形
np能级的电子云轮廓图：双纺锤形
nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形
能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层
最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14
能层: 一
K
二
L
三
M
四……
N ……
能级： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
14
3、注意问题
①能层与能级的关系
每一能层的能级从s开始，s,p,d,f……
能层中能级的数量不超过能层的序数
2、电离能
①第一电离能
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最低能量
同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高
ⅡA、ⅤA反常！比下一主族的高
②逐级电离能
利用逐级电离能判断化合价
43
3、电负性（第三课时）
键合电子：参与化学键形成
原子的价电子
孤对电子：未参与化学键形成
①电负性
不同元素的原子对键合电子吸引能力
②特点
头碰头
重叠程度大，稳定性高
轴对称
可绕键轴旋转
H
Cl
s-p σ键
H
H
56
5、π键
定义：两个原子轨道以平行
即“肩并肩”方式重叠
高中化学人教版选修3第一章第二节PPT课件
表中位置
同位素－化学性质相同
元素性质
相似性 同主族
递变性（从上至下，弱，非金属性增强）
2021
5
课堂练习
1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素的
原子序数是( D )
A、只有x+1 B、可能是x+8或x+18 C、可能是x+2 D、可能是x+1或x+11或x+25
其排布式为[Ar]3d54s2，
由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故 该元素是第四周期ⅦB族。
2021
19
(四)原子的电子构型和元素的分区
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
周期序数 = 电子层数（能层数）
2021
3
主族： ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 共七个主族
副族： ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
族
共七个副族
（纵行） 第VIII 族：
三个纵行(8、9、10）， 位于Ⅶ B 与ⅠB中间
零族： 稀有气体元素
主族序数 = 最外层电子数 = 价电子数 = 最高正价数
2021
4
二、原子结构决定元素在周期表中的位置并决定性质 原子结构
原子序数= 核电荷数 周期数= 电子层数 主族序数=最外层电子数
电子层数 元素金属性、 最外层电子数 非金属性强弱
（主族）最外层电子数 = 最高正价
最外层电子数－8 = 最低负价
排布式 体
Li 3 2 1s22s1
[He] 2s1 10Ne
1s22s22p6
Na 11 3 1s22s22p63s1 [Ne]3s1 18Ar ……3s23p6
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
2022新教材高中化学第一章第二节第二课时离子反应课件新人教版必修第一册
答案 B
答案
解析 Fe2＋呈浅绿色，无色溶液中不能含有Fe2＋，A错误；－、K＋、Na＋、NO
－
3
间不发生反应，可以共
存，B正确；若原溶液中含有Ag＋，也会生成白色沉淀，C错误；H＋＋OH－
===H2O表示强酸、强碱反应生成可溶性盐的中和反应，D错误。
[练4] 在溶液中能大量共存，加入OH－有沉淀析出，加入H＋有气体放 出的是( )
①酸性溶液。
②常温下，pH<7的溶液。 ③使石蕊试液变红的溶液。
(3)碱性溶液中不能大量存在与OH－反应的离子： “碱性”溶液的不同描述： ①碱性溶液。 ②常温下，pH>7的溶液。 ③使石蕊试液变蓝的溶液。 ④使酚酞试液变红的溶液。
2 在酸性溶液中能大量共存，并且溶液为无色透明的是( ) A．K＋、Ca2＋、HCO－3 、Cl－ B．Cu2＋、Na＋、NO－3 、Cl－ C．Na＋、K＋、Mg2＋、SO24－ D．Mg2＋、Fe3＋、Cl－、OH－
在，H＋与OH－反应生成水。
[答案] C
答案
解析
[练3] 下列说法中正确的是( ) A．某无色溶液中可能含有下列离子：H＋、Cl－、Na＋、Fe2＋ B．能使石蕊试液变红的溶液中可能含有Cl－、K＋、Na＋、NO－3 C．取少量某溶液，向其中加入盐酸酸化的BaCl2溶液，通过观察是否 有白色沉淀生成，可证明该溶液中是否含有SO24－ D．H＋＋OH－===H2O可描述所有酸碱中和反应的实质
离子反应发生的条件 1．实验探究
2．复分解反应型的离子反应发生的条件是：(1)反应生成 □06 沉淀 ；(2) 反应生成 □07 气体 ；(3)生成 □08 水 。满足其一即可。
1．H＋＋OH－===H2O能表示所有的强酸和强碱发生的中和反应吗？ 提示：不能，H2SO4和Ba(OH)2的反应不能用该式表示。
答案
解析 Fe2＋呈浅绿色，无色溶液中不能含有Fe2＋，A错误；－、K＋、Na＋、NO
－
3
间不发生反应，可以共
存，B正确；若原溶液中含有Ag＋，也会生成白色沉淀，C错误；H＋＋OH－
===H2O表示强酸、强碱反应生成可溶性盐的中和反应，D错误。
[练4] 在溶液中能大量共存，加入OH－有沉淀析出，加入H＋有气体放 出的是( )
①酸性溶液。
②常温下，pH<7的溶液。 ③使石蕊试液变红的溶液。
(3)碱性溶液中不能大量存在与OH－反应的离子： “碱性”溶液的不同描述： ①碱性溶液。 ②常温下，pH>7的溶液。 ③使石蕊试液变蓝的溶液。 ④使酚酞试液变红的溶液。
2 在酸性溶液中能大量共存，并且溶液为无色透明的是( ) A．K＋、Ca2＋、HCO－3 、Cl－ B．Cu2＋、Na＋、NO－3 、Cl－ C．Na＋、K＋、Mg2＋、SO24－ D．Mg2＋、Fe3＋、Cl－、OH－
在，H＋与OH－反应生成水。
[答案] C
答案
解析
[练3] 下列说法中正确的是( ) A．某无色溶液中可能含有下列离子：H＋、Cl－、Na＋、Fe2＋ B．能使石蕊试液变红的溶液中可能含有Cl－、K＋、Na＋、NO－3 C．取少量某溶液，向其中加入盐酸酸化的BaCl2溶液，通过观察是否 有白色沉淀生成，可证明该溶液中是否含有SO24－ D．H＋＋OH－===H2O可描述所有酸碱中和反应的实质
离子反应发生的条件 1．实验探究
2．复分解反应型的离子反应发生的条件是：(1)反应生成 □06 沉淀 ；(2) 反应生成 □07 气体 ；(3)生成 □08 水 。满足其一即可。
1．H＋＋OH－===H2O能表示所有的强酸和强碱发生的中和反应吗？ 提示：不能，H2SO4和Ba(OH)2的反应不能用该式表示。
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三课件第1章-第2节-第1课时.pptx
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d64s2 (2)2 (3)第四周期第Ⅷ族
原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。 (1)原子核外电子层数决定所在周期数；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且有d轨道，所以是Ⅰ B族。 (3)每周期起始元素和结束元素的价电子排布为ns1和 ns2np6(第一周期为1s2)。
另一种划分法是把碱金属、碱土金属和除铜族、锌族外 的过渡元素均定为主族，标以符号 A，把铜族、锌族以及其 后的各族均定为副族，标以符号 B。1970 年国际纯粹和应用 化学联合会(IUPAC)支持这种划分方法。由于在长式周期表 中主、副族的划分方式不一致，在学术界引起了混乱。因此， 在 1989 年国际纯粹和应用化学联合会建议不再划分主、副 族，把长式周期表的各族自左至右统一编号为 1～18 列。现 在许多国家已经采用了这种表述形式。
【提示】 碱金属元素的周期数＝电子层数。
2．周期系 (1)周期系的形成 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数逐渐增 多，最后达到 8 个电子，出现 稀有气体 ，形成一个周期， 循环往复形成周期系。
(2)原因 元素的
核外电子排布 的周期性变化。
●教学流程设计
演示结束
课标解读
重点难点
1.进一步认识周期表中原子 结构和位置、价态、元素种 数等之间的关系。 2.知道外围电子排布和价电 子层的含义。 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。