人教版高中化学选修3 物质结构与性质 第一章 第二节 原子结构与元素的性质(第2课时)剖析
元素周期律
二、元素周期律
（一）原子半径： 1、影响因素:
原子半径 的大小 2、规律：
取决于
1、电子的能层数
2、核电荷数
3、核外电子数
（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。
课堂练习2：
具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C
下列分析正确的是（
BC
）
A.原子序数关系：C>B>A
B.微粒半径关系： Bn-> An+
C.C微粒是稀有气体元素的原子.
D. 原子半径关系是：A<B<C
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元素周期律
（二）电离能（阅读课本Ｐ18）
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
碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 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。 看逐级电离能的突变。
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元素周期律
3、电离能的意义： ①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。 ②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷 ③利用逐级电离能判断化合价
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元素周期律
学与问：P18 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？
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5.对角线规则 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”。
如查阅资料，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。
期性的递变，称为元素的周期律。
2．实质 元素原子
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核外电子排布的周期性变化．
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元素周期律
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元素周期律
1、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？
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元素周期律
鲍林L.Pauling 1901-1994
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鲍林研究电负性的手稿
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元素周期律
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元素周期律
2、电负性的标准和数值：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 金 属：＜1.8 类金属：≈1.8 非金属：＞1.8
元素 电负 性
AI
1.5
B
2.0
Be
1.5
C
2.5
CI
3.0
F
4.0
Li
1.0
Mg
1.2
N
3.0
Na
0.9
O
3.5
P
2.1
S
2.5
Si
1.8
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元素周期律
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+>Cl7、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
新课标人教版高中化学课件系列
选修3 物质结构与性质 第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质 第2课时
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元素周期律
【教学目标】
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。
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元素周期律
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
×
×
×
×
× √
30
×
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元素周期律
课堂练习：
1.（2009·上海高考）在以离子键为主的化学 键中常含有共价键的成分，下列各对原子形成 的化学键中共价键成分最少的是（ B ） A.Li,F
【解析】
B.Na,F
C.Na,Cl
D.Mg,O
所以共价键成分最少的为B项。
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元素周期律
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元素周期律
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
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元素周期律
（三）电负性
3、变化规律: ①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。 ②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。
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元素周期律
4、电负性的意义：
①判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大， 元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属 性越弱，金属性越强。 ②判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于 1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7） 的两种非金属元素化合，通常形成共价键； ③判断化学键的极性强弱 电负性相差越大的共价键， 共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性 越大。 ④判断共价化合物中元素的化合价的正负
元素周期律
2、有A、B、 C、 D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且 都小于 20 。其中 C、 E是金属元素； A 和 E 属同一族，它们原子 的最外层电子排布为 ns1 。 B 和 D 也属同一族，它们原子最外层 的 p 能级电子数是 s 能级电子数的两倍， C 原子最外层上电子数 等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素 的电负性分别为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题： H ，B是________ O ，C是________ (1)A是________ Al ，D是 S ，E是________( ________ 用化学符号填空，下同) K (2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________， K 非金属性最强的是 ________。 O 负 价，其他 (3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________ 正 价。 元素显________ (4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合 H2O、SO。 Al2O3、， K2O 有共价键的是________ 2、SO3 物中有离子键的是_______
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元素周期律
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元素周期律
课堂练习1：
比较下列微粒的半径的大小：
（1）Ca > AI
(2) Na+ < Cl Na
(3) Cl- >
(4) K+ Ca2+ S2- CI-
S2->CI->K+>Ca2+
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元素周期律
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”。
如查阅资料，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。
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K〈Na〈Mg
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元素周期律
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
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元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18） 1、基本概念 元素相互化合，相邻的原子之间产生的 化学键： 强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。 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 吸引力的大小的数值。（电负性是相对 值，没单位）
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
人教版高中化学选修三课件：物质结构与性质 (共46张PPT)
例题5
（4）请用原子结构的知识解释C燃烧时发出
黄色的原因：
。
燃烧时，电子获得能量从能量低的轨道
跃迁到能量高的轨道上，跃迁到能量高的轨
道的电子处于不稳定状态，随即跃迁回原来
轨道，并向外界释放能量（光能）
2
微
粒 间
化学 键
作
用
与
物
质
的
分子
性
性质
质
共价键
配位键和配位 化合物 金属键
σ键和π键 键参数 杂化轨道理论
例题4
已知周期表中，元素Q、R、W、Y与元素X相邻。Y的最高
化合价氧化物的水
化物是强酸。回答下列问题：
(1)W与Q可以形成一种高温结构陶瓷材料。W的氯化物分
子呈正四面体结构，W的氧化物的晶体类型
是
；
(2)Q的具有相同化合价且可以相互转变的氧化物
是
；
(3)R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物
（子Cu4。2）＋已形往知成硫N配酸F3离铜与子溶N，H液3其的中原空加因间入是构过_型量__都氨_是水__三，__角可__锥生__形成_，_[C_单u。(NNFH32不)2]易2＋与配离 解析：NF3分子中氟原子非金属性强是吸电子的，使得 氮原子上的孤对电子难于与Cu2＋形成配位键。
(5)Cu2O的熔点比Cu2S的_________(填“高”或“低”)，请 解释原因__________。 解析： Cu2O和Cu2S均为离子化合物，离子化合物的熔点 与离子键的强弱有关。 由于氧离子的例子半径小于硫离子的离子半径，所以亚铜 离子与氧离子形成的离 子点键比C强u于2S亚的铜高离。子与硫离子形成的离子键，所以Cu2O的熔
A．共价键的方向性 B．共价键的饱和性 C．共价键原子的大小 D．共价键的稳定性
人教版高中化学选修3-物质结构与性质--第二节-原子结构与元素的性质(第2课时)省公开课获奖课件说课
选修3 物质构造与性质 第一章 原子构造与性质 第二节 原子构造与元素旳性质 第2课时
2024/10/5
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元素周期律
【教学目旳】
能说出元素电离能、电负性旳涵义， 能应用元素旳电离能阐明元素旳某些 性质。
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元素周期律
二、元素周期律
1．定义
元素旳性质随（ 核电荷数 ）旳递增发生周
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旳电负性为1.8，则其是经典旳非金属
5、气态O原子旳电子排布为：
× 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
D.钾旳第一电离能比镁旳第一电离能大.
K〈Na〈Mg
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元素周期律
2、在下面旳电子构造中,第一电离能最小旳
原子可能是 ( C )
A.ns2np3
B.ns2np5
C.ns2np4
D.ns2np6
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元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻旳原子之间产生旳 强烈旳化学作用力，形象地叫做化学键。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素旳反常现象怎样解释？） ⅤA半充斥、 ⅡA全充斥构造
2）同主族旳元素自上而下第一电离能逐渐降低。
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元素周期律
3、电离能旳意义：
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。
人教版高二化学选修三物质结构与性质第一章 第二节 第3课时元素周期律(二)导学案
第3课时元素周期律(二)一、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(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，对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0作为相对标准。
2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3．应用(1)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，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在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。
(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。
特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
例1(2018·北京朝阳区期中)下列说法不正确的是()A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案A解析同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
高中化学选修三-物质结构与性质-全套课件
b.电子云扩展程度
同类电子云能层序数n越大，电子能量越 大，活动范围越大电子云越向外扩张
2、原子轨道
①定义
电子在原子核外的一个空间运动状态
②原子轨道与能级
ns能级 ns轨道
npx轨道 简
np能级 npy轨道 npz轨道
并 轨 道
nd能级
ndz2轨道
ndx2—y2轨道
从K至Q ，能层离核越远，能层能量越大 每层最多容纳电子的数量：2n2
2、能级
同一个能层中电子的能量相同的电子亚层
能级名称：s、p、d、f、g、h…… 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 二
三
KL
M
四…… N ……
能级： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
全满规则 半满规则
四、电子云与原子轨道
1、电子云 以量子力学为基础
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！
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
2s
2p
F ↑↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑
原子结构的表示方法 原子结构示意图
电子排布式 O原子：1s2 2s2 2p4
电子排布图
1s2 2s2
2p4
O原子
六、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1、能量最低原理
原子结构与元素与的性质
（二）电离能（阅读课本Ｐ18） 电离能（阅读课本Ｐ18） 1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为 气态电中性基态原子失去一个电子转化为 电中性基态原子失去一个电子 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 第一电离能 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ 表示，单位： 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Ｉ 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
高中《化学》新人教版 选修3系列课件
物质结构与性质
1.2《原子结构与元素 的性质》
教学目标
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 5、掌握原子半径的变化规律 6、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
学与问： 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？ 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系
第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
2.为什么原子逐级电离能越来越大？ 2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟 为什么原子逐级电离能越来越大 铝的化合价有何关系？ 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 因为首先失去的电子是能量最高的电子， 一电离能较小， 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， 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， 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。 电离能越来越大。
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳选修三《物质结构与性质》是高中化学课程中的一本重要教材。
本书主要介绍了物质的结构与性质的关系，以及有机化合物、配位化学、无机材料等内容。
下面是关于该教材的知识归纳。
第一章物质的结构和性质1.物质的微观结构：原子、离子和分子是物质的微观结构。
2.物质的宏观性质：密度、熔点、沸点、导电性、导热性、溶解性等是物质的宏观性质。
3.物质的宏观性质与微观结构的关系：物质的性质与其微观结构相关，如金属的导电性、晶体的硬度等。
第二章有机化合物的结构和性质1.有机化合物的元素组成：有机化合物主要由碳、氢和少量氧、氮、硫等元素组成。
2.有机化合物的结构：有机化合物由分子构成，分子由原子通过共价键连接。
3.有机化合物的性质：有机化合物具有燃烧性、酸碱性、氧化还原性、流动性、挥发性等特性。
4.有机物的分类：根据分子中所含的官能团，有机物可分为醇、酮、醛、酸、酯、醚、芳香化合物等不同类型。
第三章有机反应与有机合成1.有机反应的定义：有机反应是指有机化合物在适当条件下发生变化，形成具有新性质的有机化合物。
2.脱水反应：脱水反应是指有机化合物中的水分子与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
3.氢化反应：氢化反应是指有机化合物中的氢气与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
4.酸碱催化：酸碱催化是指在酸碱存在的条件下，有机化合物的反应速率增加。
第四章金属配合物1.配位化合物的概念：配位化合物是指由一个或多个给体与一个或多个受体之间通过配位键结合形成的化合物。
2.配位键：配位键是指由配体中的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。
3.配位数：配位数是指一个金属离子周围配位体的数目。
4.配位化合物的性质：配位化合物具有明显的颜色、溶解度、稳定性等特性。
第五章无机材料1.无机材料的分类：无机材料可分为金属材料、非金属材料和无机非金属材料。
2.无机材料的性质：金属材料具有导电性、延展性、塑性等特性；非金属材料主要用于绝缘材料、陶瓷材料等；无机非金属材料具有耐高温、耐腐蚀等特性。
新课标高中化学人教版选择性必修123册教材解读〖第一章--原子结构与性质——说明〗全篇
可编辑修改精选全文完整版第一章原子结构与性质本章说明本章在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入研究了原子结构，简述了构造原理及运用构造原理进行原子核外电子排布；运用电子云的概念，图文并茂地描述了原子轨道。
在比较系统而深入介绍原子结构知识的基础上，使学生比较容易理解元素周期表的结构及元素周期律的知识，为后续章节内容的学习奠定了基础。
本章内容比较抽象，易成为学习难点。
作为本书的第一章，教材从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，注重培养学生的化学学科核心素养。
一、教材分析本章教材充分考虑了初中化学和高中化学（必修）中的原子结构知识的基础，注意知识的衔接与深化。
本章内容包括原子结构、元素周期表和元素周期律等知识，教材以原子结构为基础，并在此基础上推演元素的性质。
本章的内容结构如下图所示。
在第一节“原子结构”中，在学生已有原子结构知识的基础上，直接给出核外电子的能层（即“电子层”）和能级（即“电子亚层”）两个概念，给出每一能层有几个能级，每个能级最多可以容纳的电子数，并在能级的基础上引出原子的基态和激发态，以及原子光谱。
有了能层和能级的概念，教材直接给出构造原理，并根据构造原理进行核外电子排布。
这样一来，教材中没有出现四个量子数的概念，降低了学习难度。
构造原理是一个经验规律，构造原理直接给出了原子核外电子排布的次序。
该节在描述原子核外电子的运动状态时，借助电子云的概念，形象地引出了原子轨道。
有了原子轨道的概念，运用原子轨道对原子核外电子的排布作进一步研究，进而介绍了泡利原理和洪特规则，以及能量最低原理。
在第二节“原子结构与元素的性质”中，首先，从元素周期律、元素周期系的角度说起元素周期表，然后，根据构造原理得出的核外电子排布，解释了元素周期系的基本结构，再通过“探究”栏目要求学生进一步认识元素周期表的结构。
关于元素周期律，教材重点讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。
另外，多样化的图表是本章在呈现方式上的特点。
高中化学选修三《物质结构与性质》《电离能》【创新教案】1
第二节原子结构与元素的性质电离能及其变化规律核心素养通过对电离能的认识和学习，培养学生科学探究精神，培养学生微观意识，使学生能够从微观结构说明同类物质的共性，解释同类的不同物质的性质变化规律，同时培养学生结构决定性质的化学思想。
教材分析学生通过对必修2相关知识的学习，已经能够从原子结构的角度出发，结合元素周期律和元素周期表的相关知识对原子得失电子的难易进行定性地判断。
但是，在实际生产、生活和科学研究中，仅有定性的判断是远远不够的。
本节教材引入“电离能”这一描述元素性质的物理量，旨在从定量的角度来说明原子得失电子能力的强弱。
教材通过对电离能定义的描述，电离能变化规律及其本质的讨论，引导学生在必修2对元素周期律学习的基础之上建立起新的“位(元素在周期表中的位置)—构(原子结构)—性(元素性质)”三者之间的关系。
高中化学新课程标准对本节内容的要求是：能说出元素电离能的涵义，能应用元素电离能解释或说明元素的某些性质。
普通高中新课程教师用书中提出本课题的教学目标是：了解元素电离能的定义，知道同种元素逐级能及同一周期、同一主族元素第一电离能的变化规律，知道元素电离能和原子核外电子排布的关系，能够应用元素电离能说明原子或离子失去电子的难易，解释某些元素的主要化合价，理解电子是分层排布的。
教学过程本节课的教学设计以培养学生的核心素养这一新的教学理念为指导，基于图表分析设置多个层层递进问题引导学生有效展开学习活动，充分运用问题教学法，以问题情景为起点（提出问题），问题探究为中心（探究问题），问题解决为终点（解决问题），以问题为主线引领整个教学过程，引导学生运用图表分析、探究、解决教师提出的问题，进而完成对“电离能及其变化规律”的知识学习与建构。
环节一：提出问题（问题情景为起点）[PPT投影]科学史话：在布瓦博德朗发现元素镓之前，门捷列夫准确预言在锌与砷之间存在类铝元素和类硅元素。
[提问]在19世纪科技水平并不发达的时代，门捷列夫就能准确预言，让人非常钦佩。
人教版高中化学选修三第一章 第二节 原子结构与元素的性质(第1课时)
1、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电 子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。
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。
思考与探究
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、p 区、d区、ds区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、 p区分别有几个纵列？
P区，主族，第三周期，第VIIA族 ds区，副族，第四周期，第IB族
3、由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型 （3）第四周期第VIA族 （4）第四周期第IVB族
4S24P4 3d24S2
4、下列说法错误的是（ BDF ） A. B. C. D. E. F. G. S区元素的原子价电子层排布都是s结尾 d区元素的原子价电子层排布都是ds结尾 ds元素的原子价电子层排布都是ds结尾 p区元素的原子价电子层排布都是sp结尾 主族元素的原子价电子层排布都含s，但都不含d 过渡元素的原子价电子层排布都是ds结尾 ds区元素的原子d轨道一定全满
课堂练习 1、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置 上。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？ 由于是ⅥA族， 4d必是全充满的，所以价电子排 布为5s25p4，
电子排布式[Kr]4d105s25p4
属P区
2、下列元素是主族元素还是副族元素？第几周期？第几族？ （1）1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 （2）[Ar]3d10 4s1
区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号
（四）元素周期表的分区 1、s区： 含ⅠA与ⅡA共两族两列；价电子层为ns1或 2(n≥1) 特点： 价电子数=主族序数=最外层电子数 注意： ①并不是所有价电子层为ns1或2的元素都在 S区， He除外（它在p区） ②除H外，都是金属元素