高二化学选修3教案
时间：
陈哲凡673由 分享
高二化学选修3教案
即使是选修3的教案，也是高二化学的重要教学资料。下面是学习啦小编为您带来的高二化学选修3教案，这对教师和学生都将大有裨益。高二化学选修3教案：物质结构与性质
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。
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。
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：
核外电子排布的尸般规律
(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29’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 K L M N O P Q……
最多电子数 2 8 18 32 50…… 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 K L M N O ……
能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……
最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……
各能层电子数 2 8 18 32 50 ……
(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
根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。
即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……
元素原子的电子排布：(1—36号)
氢 H 1s1
钠 Na 1s22s22p63s1
钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【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
[练习]
1、写出17Cl(氯)、21Sc(钪)、35Br(溴)的电子排布
氯：1s22s22p63s23p5
钪：1s22s22p63s23p63d14s2
溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5
根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。
2、写出1—36号元素的核外电子排布式。
3、写出1—36号元素的简化核外电子排布式。
总结并记住书写方法。
4、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg
回答下列问题：
在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有 ，最外层电子数与次外层电子数相等的有 ，最外层电子数与电子层数相等的有 ;
L层电子数达到最多的有 ，K层与M层电子数相等的有 。
5、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)EK EN EL EM ，
(2)E3S E2S E4S E1S ，
(3)E3S E3d E2P E4f 。
6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。
(1)A元素的元素符号是 ，B元素的原子结构示意图为________________;
(2)A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是__ _____ _。
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
教学过程：
〖课前练习〗
1、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。
(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 。
2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍;B元素的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和;C元素形成的C2+离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则
(1)A元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序数为 ;
(2)写出C和D的单质发生反应的化学方程式 。
〖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。
因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。
概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。
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。
s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。
(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。
一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。
推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。
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?
2.电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么?你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗?
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。
练习：
1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。
(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg
2、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。
违反泡利不相容原理的有 ，违反洪特规则的有 。
3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低?试说明理由。
(1)氮原子：A. B. 2s 2p 2s 2p
(2)钠原子：A.3s1 B.3p1
(3)铬原子：A.3d54s1 B.3d44s2
4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种表示方式的共同点和不同点。
5、原子核外电子的运动有何特点?科学家是怎样来描述电子运动状态的? 以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循的原理。
[同步训练]
1、以下能级符号正确的是()
A.6s B.2d C.3f D.7p
2、下列个能层中不包含p能级的是()
A.N B.M C.L D.K
3、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)EK EN EL EM
(2)E3s E2s E4s E1s
(3)E3s E2d E2p E4f
4、下列关于1S电子在原子核外出现的概率分布图的说法中，正确的是()
A、通常用小黑点来表示电子的多少
B、小黑点密表示在该核外空间的电子数多
C、小黑点密表示在该核外空间的单位体积内电子出现的概率大
D、通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动
第3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
教学过程：
〖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?
创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。
提出问题：这些光现象是怎样产生的?
问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生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〗
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。
处于最低能量的原子叫做基态原子。
当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。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。
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电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。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。
〖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。
阅读p8科学史话，认识光谱的发展。
〖课堂练习〗
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、卫生丸久置后消失
3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是
A.元素原子的核电荷数 B.原子核外电子的多少
C.电子离原子核的远近 D.原子核外电子的大小
4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时
A. 产生的光谱为吸收光谱
B. 产生的光谱为发射光谱
C. 产生的光谱线的条数可能是2 条
D. 电子的势能将升高.
高二化学选修3教案：原子结构与元素的性质
重点: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
教学过程
〖复习〗必修中什么是元素周期律?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：元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个;在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的?
〖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?要求学生记住这些术语。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 |
[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：29Cu 3d104s1
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。
〖课堂练习〗
1、下列说法正确的有( )
A.26 号元素铁属于d 区
B.主族族序数=其价电子数=最外层电子数
C.在周期表中，元素周期数=原子核外电子层数
D.最外层电子数=8的都是稀有气体元素
E.主族共有7列，副族共有7列
F.元素周期表中第四周期第VA主族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差13
2、在元素周期表中存在着许多的规律。同一主族元素的原子序数之间也有一定的规律，填写下列问题：第一、二、三、四周期中包含的元素数目分别为 ，
卤族元素中F、Cl、Br的原子序数分别为 ，碱金属元素中Li、Na、K的原子序数分别为 ;体会上述数字之间的关系，找出同族元素原子序数与周期中元素数目之间的关系。 。
3、门捷列夫当年提出的元素周期律是 ，和现在的元素周期律比较，其主要的区别是 。到元素周期表中找一个与门捷列夫元素周期律不符合的元素 。
4、根据外围电子排布的不同，元素周期表也可以 分成不同的区域，右图是元素周期表的区域分布示意图。请说出这样划分的依据，同时写出 S区、d区和p区的外围电子排布式。 5、用电子排布式表示Al、Cr(原子序数为24)、Fe(原子序数为26)、As(原子序数为33)等元素原子的价电子排布，并由此判断它们属于哪一周期哪一族。
Al：
Cr：
Fe：
As：
原子结构与元素的性质(第2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
教学过程：
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〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。
(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…… ?
〖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 |
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。 |
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
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?
Mg：1s22s22p63s2
P:1s22s22p63s23p3
那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释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。
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。
〖课堂练习〗
1、某元素的电离能(电子伏特)如下：
| I1 | I2 | I3 | I4 | I5 | I6 | I7 |
| 14.5 | 29.6 | 47.4 | 77.5 | 97.9 | 551.9 | 666.8 |
A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、 ⅦA
2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：
| I1 | I2 | I3 | I4 | I5 | I6 | I7 | I8 |
| 13.6 | 35.1 | 54.9 | 77.4 | 113.9 | 138.1 | 739.1 | 871.1 |
(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?___________________。
为什么?______________________________________
(2)I1为什么最小?________________________________
(3) I7和I8为什么是有很大的数值__________________________
(4)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?
_________________________________________________________
(5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小?
______________________________________________
(6)I 4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值
__________________________________________________
(7)此元素原子的电子层有 __________________层。最外层电子构型为
______________，电子轨道式为________________________________，此元素的周期位置为________________________ 周期___________________族。
2、讨论氢的周期位置。为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置，为什么?
答：氢原子核外只有一个电子(1s1)，既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个能。电子变成一l价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。
3、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
(6) Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
(7) 气态O原子的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol
(8) 半径：K+>Cl-
(9) 酸性 HClO>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
(10) 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
元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数
4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。气态原子失去1个电子，形成+1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+l价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能(KJ·mol-1)。
| 元素 | I1 | I2 | I3 |
| Na | 496 | 4 562 | 6 912 |
| Mg | 738 | 1 451 | 7 733 |
元素的电离能和元素性质之间的关系是：
(2)分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。
(3) 请试着解释：为什么钠易形成Na+，而不易形成Na2+?
第二节 原子结构与元素的性质(第三课时)
【教学重点】
1、了解元素电负性的涵义，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。
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。
【教学过程】
【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?
【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?
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?
2、电负性.
⑴概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。
由图1-23可见， 的电负性最大; 的电负性最小;H的电负性为 ，s区金属电负性大多数小于 。
⑵x变化规律：同周期，x左右__ ___;同族，x上下__ ___。
⑶应用：①用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x__ ___，非金属的x_ ___。
②判断化学键类型。一般认为如果两种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;如果两种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，Δx___ __成离子键，Δx__ ____成共价键。
③对角线规则
元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。
【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。
3、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。
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。
(Li、Mg在空气中燃烧产物分别为Li2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3均为两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则的合理性。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为2.0、1.8数值相差不大,故性质相似.)
4、原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律：
在元素周期表中同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增大(趋势)，电负性逐渐增大。
在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。
【例题】
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
【练习】
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 > Rb B.N > P > As
C.O > S > Cl D.Si > P > Cl
3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 ( )
A.碱性：NaOH
B.第一电离能：Na
C.电负性：Na>Mg>Al
D.还原性：Na>Mg>Al
4、下列用核电荷数表示出的各组元素，有相似性质的是
A.19和55 B.6和14 C.16和17 D.12和24
5、已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下面给出14种元素的电负性：
| 元素 | Al | B | Be | C | Cl | F | Li | Mg | N | Na | O | P | S | Si |
| 电负性 | 1.5 | 2.0 | 1.5 | 2.5 | 2.8 | 4.0 | 1.0 | 1.2 | 3.0 | 0.9 | 3.5 | 2.1 | 2.5 | 1.7 |
(2) (2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物?
M3N2 BeCL2 AlCl3 SiC
高二化学选修3教案：分子的立体结构
教学目标1、认识共价分子的多样性和复杂性;
2、初步认识价层电子对互斥模型;
3、能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构;
4、培养严谨认真的科学态度和空间想象能力。
重点难点：分子的立体结构;利用价层电子对互斥模型预测分子的立体结构
课前预习：
1、化学式：
2、结构式：
3、结构简式：
4、电子式：
5、价电子：
学习过程
创设问题情境：
1、阅读课本P37-40内容;
2、展示CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4分子的球辊模型(或比例模型);
3、提出问题：
⑴什么是分子的空间结构?
⑵同样三原子分子CO2和H2O，四原子分子NH3和CH2O，为什么它们的空间结构不同?
[讨论交流]
1、写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的结构式和电子式;
2、讨论H、C、N、O原子分别可以形成几个共价键;
3、根据电子式、结构式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子结构。
[模型探究]
由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的立体结构模型，对照其电子式，分析结构不同的原因。
[引导交流]
——引出价层电子对互斥模型(VSEPR models)
[分析] 价层电子对互斥模型
把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：
| ABn | 立体结构 | 范例 |
| n=2 | 直线型 | CO2 |
| n=3 | 平面三角形 | CH2O |
| n=4 | 正四面体型 | CH4 |
H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。(如图)课本P40。
[应用反馈]
应用VSEPR理论判断下表中分子或离子的构型。进一步认识多原子分子的立体结构。
| 化学式 | 中心原子含有孤对电子对数 | 中心原子结合的原子数 | 空间构型 |
| H2S | 2 | 2 | V形 |
| NH2- | 2 | 2 | V形 |
| BF3 | 0 | 3 | 正三角形 |
| CHCl3 | 0 | 4 | 四面体 |
| SiF4 | 0 | 4 | 正四面体 |
1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是 ( )
A、CO2 B、H2S C、PCl3 D、SiCl4
2、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是 ( )
A、 H2O B、CO2 C、C2H2 D、P4
3、写出你所知道的分子具有以下形状的物质的化学式，并指出它们分子中的键角分别是多少?
(1)直线形
(2)平面三角形
(3)三角锥形
(4)正四面体
4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是 ( )
A、NH3 B、CCl4 C、H2O D、CH2O
【课后作业】
1、为了解释和预测分子的空间构型，科学家在归纳了许多已知的分子空间构型的基础上，提出了一种十分简单的理论模型——价层电子对互斥模型。这种模型把分子分成两类：一类是 ;另一类是 。BF3和NF3都是四个原子的分子，BF3的中心原子是 ，NF3的中心原子是 ;BF3分子的立体构型是平面三角形，而NF3分子的立体构型是三角锥形的原因是。
2、用价层电子对互斥模型推测下列分子或离子的空间构型。
BeCl2 ;SCl2 ;SO32- ;SF6
第二节 分子的立体结构(第二课时)
教学目标：
1、认识杂化轨道理论的要点
2、进一步了解有机化合物中碳的成键特征
3、能根据杂化轨道理论判断简单分子或离子的构型
4、采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学
5、培养学生分析、归纳、综合的能力和空间想象能力
教学重点：杂化轨道理论的要点
教学难点：分子的立体结构，杂化轨道理论
课前预习
1、杂化轨道理论是一种价键理论，是 为了解释分子的立体结构提出的。
2、杂化及杂化轨道： 叫做杂化， 称为杂化轨道。
学习过程
[展示甲烷的分子模型]
[创设问题情景]
碳的价电子构型是什么样的?甲烷的分子模型表明是空间正四面体，分子中的C—H键是等同的，键角是109°28′。
碳原子的价电子构型2s22p2，是由一个2s轨道和三个2p轨道组成的，为什么有这四个相同的轨道呢?为了解释这个构型Pauling提出了杂化轨道理论。
三、杂化轨道理论
1、杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。
[思考与交流]
甲烷分子的轨道是如何形成的呢?
形成甲烷分子时，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。
根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化外，还有sp2 杂化和sp杂化，sp2 杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的。
[讨论交流]：
应用轨道杂化理论，探究分子的立体结构。
| 化学式 | 杂化轨道数 | 杂化轨道类型 | 分子结构 |
| CH4 | |||
| C2H4 | |||
| BF3 | |||
| CH2O | |||
| C2H2 |
| 化学式 | 中心原子孤对电子对数 | 杂化轨道数 | 杂化轨道类型 | 分子结构 |
| CH4 | ||||
| C2H4 | ||||
| BF3 | ||||
| CH2O | ||||
| C2H2 |
[讨论总结]：三种杂化轨道的轨道形状，SP杂化夹角为 °的直线型杂化轨道，SP2 杂化轨道为 °的平面三角形，SP3杂化轨道为 ° ′的正四面体构型。
[科学探究]：课本42页
[小结]：HCN中C原子以sp杂化，CH2O中C原子以sp2杂化;HCN中含有2个σ键和2π键;CH2O中含有3σ键和1个π键
【案例练习】
1、下列分子中心原子是sp2杂化的是( )
A、PBr3 B、CH4 C、BF3 D、H2O
2、氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为
A.两种分子的中心原子的杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化
B.NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道
C.NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强
D.氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子
3、用Pauling的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法不正确的是( )
A、C原子的四个杂化轨道的能量一样
B、C原子的sp3杂化轨道之间夹角一样
C、C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道
D、C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据
4、用VSEPR 理论判断
| 物质 | 成键电子对数 | 孤电子对数 | 分子或离子的形状 | |
| H2O | ||||
| NH4+ | ||||
| BF3 | ||||
| H3O+ | ||||
1、下列对sp3 、sp2 、sp杂化轨道的夹角的比较，得出结论正确的是( )
A、 sp杂化轨道的夹角最大 B、 sp2杂化轨道的夹角最大
C、 sp3杂化轨道的夹角最大 D、 sp3 、sp2 、sp杂化轨道的夹角相等
2、有关苯分子中的化学键描述正确的是
A.每个碳原子的sp2杂化轨道中的其中一个形成大π键
B.每个碳原子的未参加杂化的2p轨道形成大π键
C.碳原子的三个sp2杂化轨道与其它形成三个σ键
D.碳原子的未参加杂化的2p轨道与其它形成σ键
3、根据杂化轨道理论，请预测下列分子或离子的几何构型：
CO2 ， CO32- H2S ， PH3
4、为什么H2O分子的键角既不是90°也不是109°28′而是104.5°?
第二节 分子的立体结构(第三课时)
教学目标：
1、配位键、配位化合物的概念
2、配位键、配位化合物的表示方法
3、采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学
4、培养学生分析、归纳、综合的能力
教学重点：配位键、配位化合物的概念
教学难点：配位键、配位化合物的概念
课前预习
1、配位键：
2、配位化合物(简称 )：
学习过程
[创设问题情景]
什么是配位键?配位键如何表示?配位化合物的概念?
阅读教材，讨论交流。
1、配位键
(1)概念
(2)表示
(3)条件：
[提问]举出含有配位键的离子或分子
举例：
[过渡]什么是配位化合物呢?
[讲解]金属离子或原子与某些分子或离子以配位键结合而形成的化合物称为配合物。
[小结]
本节主要讲述了配位键和配位化合物。
【案例练习】
1、在[Cu(NH3)4]2+配离子中NH3与中心离子Cu2+结合的化学键是
A.离子键 B.非极性键 C.极性键 D.配位键
2、与人体血液中血红蛋白以配位键结合的一种有毒气体是
A.氯气 B.氮气 C.一氧化碳 D.甲烷
3、向盛有硫酸铜水溶液的试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液。下列对此现象说法正确的是
A.反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2+的浓度不变。
B.沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子[Cu(NH3)4] 2+。
C.向反应后的溶液加入乙醇，溶液将会没有发生变化，因为[Cu(NH3)4] 2+不会与乙醇发生反应。
D.在[Cu(NH3)4] 2+离子中，Cu2+给出孤对电子，NH3提供空轨道。
4、下列属于配合物的是( )
A、NH4Cl B、Na2CO3﹒10H2O C、CuSO4﹒5H2O D、Co(NH3)6Cl3
【课后作业】
1、在AgNO3溶液中加入过量的氨水，先有沉淀，后沉淀溶解，沉淀溶解的原因是形成了( )
A.AgNO3 B.[Ag(NH3)2]+ C.NH3·H2O D.NH4NO3
2、如图是卟啉配合物叶绿素的结构示意图(部分)，有关的叙述正确的是 ( )
A.该叶绿素含有H、Mg、C、N元素 B.该叶绿素是配合物，中心离子是镁离子
C.该叶绿素是配合物，其配体是N元素 D.该叶绿素不是配合物，而是高分子化合物
3、对盐类物质可有下列分类：如氯化硝酸钙[Ca(NO3)Cl]是一种混盐，硫酸铝钾KAl(SO4)2是一种复盐，冰晶石(六氟合铝酸钠)Na3AlF6是一种络盐。对于组成为CaOCl2的盐可归类于 ( )
A.混盐 B.复盐 C.络盐 D.无法归属于上述类别