人教版选修3高中化学物质结构和性质全册教案.docx
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人教版选修3高中化学物质结构和性质全册教案
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KLMNOPQ……
最多电子数28183250……
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
能层KLMNO……
能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f……
最多电子数2262610261014……
各能层电子数28183250……
（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：
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……
元素原子的电子排布：
（1—36号）见p6
[案例练习]
1、以下能级符号正确的是（）
A.6sB.2dC.3fD.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．Al1s22s22p63s23p1B．O2-1s22s22p6
C．Na+1s22s22p6D．Si1s22s22p2
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）E3SE2SE4SE1S，
（2）E3SE3dE2PE4f。
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．
He代表原子核内有2个质子和3个中子的氦原子
D．
O和
O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Px、Py、Pz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
BCD
3、下面是s能级p能级的原子轨道图，试回答问题：
⑴s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。
⑵s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。
（1）
（2）（3）
（4）（5）（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（）
ABCD
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1s
2s
2p
3s
3p
4s
，则该元素基态原子的电子排布式为；元素符合为。
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
s区
p区
d区
ds区
f区
分区原则
纵列数
是否都是金属
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：
29Cu3d104s1，10+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】
完成下表空白处
原子序数
电子排布式
在周期表中的位置
是金属还是非金属
最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性
气态氢化物的化学式
15
1s22s22p63s23p4
第二周期VA族
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
4562
1415
1817
6912
7733
2745
9543
10540
11575
13353
13630
14830
16610
17995
18376
20114
21703
23293
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
周一周期
同一族
第一电离能
从左往右，第一电离能呈增大的趋势
从上到下，第一电离能呈增大趋势。
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I1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I2表示），依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：
I1这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。
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、RbB．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200C1molNa失去1mol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1mol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、下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol－1）。
元素
I1
I2
I3
Na
496
4562
6912
Mg
738
1451
7733
请试着解释：
为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？
为什么镁易形成Mg2＋，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>RbB．N>P>As
C．O>S>ClD．Si>P>Cl
3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（）
A．碱性：
NaOH<
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