第一章原子结构与性质.docx

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第一章原子结构与性质

第一章原子结构与性质

教材分析：

一、本章教学目标

1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，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。

2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。

3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。

4．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。

5．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。

6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。

本章知识分析：

本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。

总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。

尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。

通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。

注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

相关知识回顾（必修2）

1.原子序数：

含义：

（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：

原子序数＝＝＝＝。

（3）原子组成的表示方法

a.原子符号：

AzXAz

b.原子结构示意图：

c.电子式：

d.符号表示的意义：

ABCDE（4）特殊结构微粒汇总：

无电子微粒　　　　　　　无中子微粒　　　　　　

2e-微粒　　　　　　8e-微粒　　　　　　　　　　　　

10e-微粒　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

18e-微粒　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

2.元素周期表：

（1）编排原则：

把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。

（2）结构：

各周期元素的种数0族元素的原子序数

第一周期22

短周期

第二周期8

10

第三周期818

①周期

（共七个）

第四周期1836

短周期

第五周期1854

第六周期3286

不完全周期第七周期26118

②族族序数罗马数字用表示；主族用A表示；副族用B表示。

主族7个

族

（共个）

副族7个

第VIII族是第8、9、10纵行

零族是第18纵行

阿拉伯数字：

12345678

罗马数字：

IIIIIIIVVVIVIIVIII

（3）元素周期表与原子结构的关系：

①周期序数＝电子层数②主族序数＝原子最外层电子数＝元素最高正化合价数

（4）元素族的别称：

①第ⅠA族：

碱金属第ⅠIA族：

碱土金属②第ⅦA族：

卤族元素

③第0族：

稀有气体元素

3、有关概念：

（1）质量数：

（2）质量数（）＝（）＋（）

（3）元素：

具有相同的原子的总称。

（4）核素：

具有一定数目的和一定数目的原子。

（5）同位素：

相同而不同的同一元素的原子，互称同位素。

（6）同位素的性质：

①同位素的化学性质几乎完全相同②在天然存在的某种元素里，

无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。

（7）元素的相对原子质量：

a、某种核素的相对原子质量＝

b、元素的相对原子质量＝

练习：

用A质子数B中子数C核外电子数D最外层电子数E电子层数填下列空格。

①原子种类由决定②元素种类由决定

③元素有无同位素由决定④同位素相对原子质量由决定

⑤元素原子半径由决定⑥元素的化合价由决定

⑦元素的化学性质由决定

4、元素周期律：

（1）原子核外电子的排布：

电子层。

分别用n＝或来表示从内到外的电子层。

（2）排布原理：

核外电子一般总是尽先从排起，当一层充满后再填充。

5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据

金属性强弱

非金属性强弱

1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱

最高价氧化物对应水化物酸性强弱

2、与水或酸反应，置换出H的易难

与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性

3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属

活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

6、比较微粒半径的大小

（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越

如:

H+＜H＜H-;Fe＞Fe2+＞Fe3+Na+Na;ClCl-

（2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越．如：

①与He电子层结构相同的微粒:

H-＞Li+＞Be2+

②与Ne电子层结构相同的微粒：

O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+

③与Ar电子层结构相同的微粒:

S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+

7、电子数和核电荷数都不同的微粒：

（1）同主族的元素,半径从上到下

（2）同周期:

原子半径从左到右递减.如：

NaClCl-Na+

（3）比较Ge、P、O的半径大小

8、核外电子排布的规律：

（1）

（2）

（3）

第一章原子结构与性质

第一节原子结构

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。

教学过程：

1、原子结构理论发展

从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。

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，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。

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。

〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：

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2n2个电子。

（3）原于最外层电子数目不能超过8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18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32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

〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？

2、能层与能级

由必修的知识，我们已经知道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

例如：

钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。

由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。

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……

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），就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。

各能层上的能级是不一样的。

能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：

能层KLMNO……

能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……

最多电子数226261026101426……

各能层电子数281832……

（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,即2、6、10、14

（4）不同能级能量高低的比较

A不同能层上英文字母相同的能级，能层序数越大，能量越高，如E1s

B同一能层的不同能级，能级越高，能量越高，如E3s

3、构造原理

（1）定义：

设想从氢原子开始，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按如图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再添一个新能级。

这种规律称为构造原理。

（2）各能级的能量高低顺序

1）相同能层的不同能级的能量高低顺序：

ns

2）不同能层同一能级的能量高低顺序：

1s<2s<3s<4s；2p<3p<4p;3d<4d

3）不同层不同能级能量高低顺序:

ns<（n-2）f<（n-1）d

（3）电子排布式的书写规则

1）核外电子首先按能量由低到高顺序进入能级

2）各能级的能量由能层序数和能级类型共同决定，各能级的能量高低顺序为ns<（n-2）f<（n-1）d

3）电子所排的能级顺序：

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……

（4）元素原子的电子排布：

（1—36号）

氢H1s1

……

钠Na1s22s22p63s1

……

钾K1s22s22p63s23p64s1【Ar】4s1

……

有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：

铬24Cr[Ar]3d54s1

铜29Cu[Ar]3d104s1

原因:

能量相同的原子轨道在全充满（如s2、p6和d10等）、半充满（如s1、p3和d5等）以及全空（如s0、p0和d0等）状态时体系的能量较低、原子较稳定。

用构造原理解释核外电子的排布规律

根据构造原理，当出现d轨道时，由于End>E（n+1）s,因此ns和np能级上的轨道均排满后（即ns2np6）,多余的电子不是填入nd能级，而是首先填入新能层，填入（n+1）d能级中，然后再填入nd能级，因此最外层电子数不超过8个。

同理，若最外层是第n层，次外层就是第（n-1）层。

根据构造原理E（n-1）f>E（n+1）s>Enp>E（n-1）d，在第（n+1）层出现前，（n-1）f能级上一定没有电子，次外层只有（n-1）s、（n-1）p、（n-1）d上有电子，共9个轨道，最多可容纳18个电子。

因此，次外层电子数不超过18个