鲁科版 化学 选修3 第一章 原子结构 全章教学案

宁阳二中“四步教学法”教学案 化学 选修3《物质结构和性质》
第2节 原子结构与元素周期表
【学习目标】
（一）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
5、掌握原子半径的变化规律
6、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
（二）过程与方法：
5、理解元素性质的周期性变化与核外电子排布周期性变化的关系
6、复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法
（三）情感和价值观：了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣
【学习重点】
1、原子核外电子排布的周期性变化
2、原子结构与元素周期表的关系
3、元素周期表的5个区与族的关系
4、元素的原子半径周期性变化
【学习难点】元素周期表的结构与原子结构的关系
第1课时
【自主预习提纲】
一、基态原子的电子排布
1．基态原子核外电子排布要遵循的三个原则是 、 、 。
2．根据能量最底原理可知：基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序是1s， ， ，3s， ， ，3d， ， ， ，5p， ， ，5d， ， ，5f，6d，7p，┉。
3．角量子数l相同的能级，其能量次序由主量子数n决定，n值越 ，其能量越 。如E2p E3p E4p E5p。主量子数n相同，角量子数不同的能级，其能量随l的增大而 ，即发生“能级分裂”现象。如E4s E4p E4d E4f。主量子数和角量子数同时变化时，情况较复杂。如E4s E3d E4p,这种现象称为“能级交错”。
4．洪特规则的特例：能级相同的原子轨道中，电子处于 、
或 状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
5．泡利不相容原理可简单描述为：一个原子轨道中最多只能容纳______个电子，并且这_____个电子 的自旋方向相_____。
二、19～36号元素的基态原子的核外电子排布
1、熟练写出元素周期表中前36号元素的名称、元素符号和用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。
填表
元素名称 元素符号 原子序数 电子排布式 价电子排布
7
S
氯
铜
Cr
3d64s2
35
2．价电子层：能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能层。价电子指的是 ，元素的化学性质与 的性质和数目密切相关。基态铁原子的价电子排布为 。
三、核外电子排布与元素周期表
1、元素周期表共有7个周期，其中有三个短周期，三个长周期和一个不完全周期。根据鲍林看似能级图可以看出一个能级组最多所容纳的电子数等于 ，1-6周期所包含的元素种数分别是 ，第7周期为不完全周期。周期与 有关，即周期数 ＝ 。每周期具有元素的数目分别为2、8、8、18、18、32、26种。
各周期(能级组)价电子排布规律为：
一、1s1——1s2 二、2s1——2s22p6 三、3s1——3s23p6
四、4s1 ——4s24p6 五、5s1 ——5s25p6 六、6s1——6s26p6
七、7s1——？
2、元素周期表共有18个纵列，
元素周期表可分为主族、副族和0族：族的划分与原子的 和 密切相关，同族元素的价电子数目 。主族元素的价电子 全部排布在最外层的___或______轨道上，主族元素所在族的序数等于该元素的 数。0族即稀有气体元素(除氦元素外) 原子的最外层电子排布均为___________。副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间， 处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。
四、核外电子排布与元素周期表的分区：
1、s区有2个纵列，d区有8个纵列，P区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。
2、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。
【当堂达标训练】
1、元素的分区和族
1) s 区: ns1～2, 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: ns2np1～6, 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: (n-1)d1～6ns1～2, 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属;
4) ds区: (n-1)d10ns1～2, (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: (n-2)f1～14(n-1)d0～2ns2, 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
4、若将6C原子的电子排布写成1 s22s22p6x它违背了 ( )
A、能量守恒原理 B、能量最低原理 C、泡利不相容原理 D、洪特规则
5、下列叙述中，正确的是 ( )
A、在一个基态多电子原子中，不可能有两个运动状态完全相同的电子
B、在一个基态多电子原子中，不可能有两个能量相同的电子
C、在一个中，M层上的电子能量肯定比L层上的电子能量高
D、某一基态多电子原子的3p亚层上仅有两个电子，它们必然自旋相反
6．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 B C D
7、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
8、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（ ）
A B C D
9、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 。
第2节 原子结构与元素周期表
第2课时
【自主预习提纲】
二、核外电子排布与原子半径
1、定义： 。包括共价半径，金属半径，范氏（范德华）半径。
共价半径： 叫该原子的共价半径。
金属半径： 叫做原子的金属半径。
范氏（范德华）半径： 。（稀有气体的原子半径）
在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。
2、原子半径递变规律
(1)同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 。其主要原因是由于核电荷数的增加使原子核对电子的引力增加而带来原子半径 的趋势 于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径 的趋势。
(2)同主族元素从上到下，原子半径逐渐 。其主要原因是由于电子层数 ，电子间的斥力使原子半径 。
(5)同一周期的过渡元素，自左到右原子半径的减小幅度越来越小，因为增加的电子都分布在内层d轨道上，它对 与 大致相当，使 的变化幅度不大。
(6)由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属或准金属。
【典例分析】
【例题1】某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n＝3， l＝2， m＝2， ms＝+1/2。试回答：
（1）写出该元素原子核外电子排布式。
（2）指出该元素的原子序数，在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。
【例题2】现有A、B、C、D四种元素，A是第5周期ⅠA族元素，B是第3周期元素。B、C、D的价电子分别为2、2和7个。四种元素原子序数从小到大的顺序是B、C、D、A。已知C和D的次外层电子均为18个。
（1）判断A、B、C、D是什么元素？
（2）写出B、C的核外电子排布及A、D的价电子排布。
（3）写出碱性最强的最高价氧化物的水化物的化学式。
（4）写出酸性最强的最高价氧化物的水化物的化学式。
【当堂达标训练】
1.下列四种元素中,其单质氧化性最强的是 （ ）
A．原子含有未成对电子最多的第二周期元素
B．位于周期表中第三周期ⅢA族的元素
C．原子最外电子层排布为2s22p6的元素
D．原子最外电子层排布为3s23P5的元素
2．某元素有6个电子处于n＝3，l＝2的能级上，根据洪特规则推测它在d轨道上未成对电子数为 （ ）
A．3 B.4 C.5 D．2
3．在多电子原子中，各电子具有下列量子数，其中能量最高的电子是 （ ）
A. B. C. D.
4.在多电子原子中,轨道能量是由谁决定。 （ ）
A. n B. n和m C. n和l D. n、l、m
5．以下元素的原子半径递变规律正确的是（ ）
A. Be＜B＜Na＜Mg B. B＜Be＜Mg＜Na
C. Be＜B＜Mg＜Na D. B＜Be＜Na＜Mg
6．价电子满足4s和3d为半满的元素是（ ）
A. Ca B. V C. Cr D.Cu
7．写出下列基态原子的核外电子排布
⑴ 17Cl ；⑵ 24Cr ；
⑶ 34Se ；⑷ 81Tl 。
8．指出下列元素是主族元素还是副族元素？位于周期表中第几周期？第几族？
⑴ 1s22s22p63s23p4 ；(2) [Kr] 4d105s25p2 ；
(3) [Ar] 3d34s2 ； (4) [Ar] 3d104s1 。
9．填写下表
原子序数 元素符号 电子层排布 周期 族 最高正价 未成对电子数 金属或非金属
9
3 ⅤA
24
5d106s2
10．某元素原子序数为33，则⑴ 此元素原子的电子总数是 ，有 个未成对电子。⑵ 有 个电子层， 个能级， 个原子轨道⑶ 它的价电子排布为 。
11．满足下列条件之一的是哪一族或哪一种元素？
⑴ 最外层具有6个p电子： 。
⑵ 价电子数是n＝4、l＝0的轨道上有2个电子和n＝3、l＝2的轨道上有5个电子： 。
⑶次外层d轨道全满，最外层有一个s电子： 。
⑷ 某元素＋3价离子和氩原子的电子排布相同： 。
⑸ 某元素＋3价离子的3d轨道半充满： 。
12.设X、Y、Z代表3种元素。已知：①X+和Y-两种离子具有相同的电子层结构； ②Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个；
③Y和Z两元素可以形成四核42个电子的负一价阴离子。据此，请填空：
⑴Y元素是 ，Z元素是 。
⑵由X、Y、Z三元素所形成的含68个电子的盐类化合物之化学式是
13．短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，其中A、C同主族，B、C、D同周期，A原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B是短周期元素中原子半径
最大的主族元素。试回答下列问题：
（1）A的元素符号 ；D的原子结构示意图 。
（2）A、B、C三种元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序是 。
（3）A、B、C、D形成的化合物B2A2、CD2、D2A、DA2中，各原子都满足最外层8电子结构的是 （请填写具体的化学式）
（4）CA2与D元素的单质在水溶液中反应的化学方程式是 。
第3节 原子结构与元素性质
【学习目标】
（一）知识与技能：
1、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
2、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
3、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
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、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
6、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
7、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
（二）过程与方法：
1、弄清元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
2、理解元素的电负性与元素的化合价的关系
3、理解元素的电负性与离子化合物、共价化合物的关系
4、学会用元素的电负性解释对角线规则
（三）情感和价值观：
1、了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣
【学习重点】
1、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化
2、元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
3、元素的电离能与元素得失电子能力的关系
【学习难点】
1、用元素的电负性解释对角线规则
2、元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
第1课时
【自主预习提纲】
一、电离能（KJ·mol-1）
1、定义： 气态原子或离子 叫电离能，常用符号 表示，单位为 。
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、递变规律
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，表明 ，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 。
思考：碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？
答：
3、实例应用：
（1）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 ，第一电离能 。镁的第一电离能比铝的 ，磷的第一电离能比硫的 ，原理相同。
（2） 碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
第一电离能越小，越易 电子，金属的活泼性就越 。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越 。
（3）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
①、同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1Na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 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 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 价离子。
②、电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
【当堂达标训练】
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、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al3+、Zn2+ D．Cl-、Br-、
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
第2课时
【自主预习提纲】
二、电负性：
1、定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。
（1）元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力 ，反之就 。
（2）元素电负性的概念最先是由 于1932年在研究化学键性质时提出来的。
氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其
元素的相对电负性的数值。后人做了更精确的计算，数值有所修改。
（3）电负性小于2的元素，大部分是 ，大于2的元素，大部分是 ，电负性越 ，非金属性越活泼；越小 越活泼。
（4）利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的易呈现 价，小的易呈现 价。
（5）利用元素的电负性可以判断化学键的性质。电负性差值大的元素原子间形成的主要是 键，电负性差值小或相同的非金属原子之间形成的主要是 键；当电负性差值为零时，通常形成 键，不为零时易形成 键。
2、变化规律：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？
同周期元素从左往右，电负性逐渐 ，表明金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；同主族元素从上往下，电负性逐渐 ，表明元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
3、实例应用：
根据电负性大小，判断氧元素的非金属性与氯元素的非金属性哪个强？
三、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，被称为对角线规则。
Li Be B
Mg Al Si
如：锂的电负性：1.0 镁的电负性：1.2 。锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；
铍的电负性：1.5 铝的电负性 ：1.5 ，两者的氢氧化物都是两性氢氧化物；
硼的电负性：2.0 硅的电负性： 1.8 ，两者的含氧酸酸性的强度很接近。
这些元素在性质上相似，可以粗略认为是它们的电负性相近的缘故。
【当堂达标训练】
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、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
第三节原子结构和元素性质练习
1．原子失去电子能力最强的是（ ）
A. Na B. Mg C. Al D. K
2．鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是 （ ）
A. 氧 B. 氯 C. 氟 D. 硫
3．原子的第一电离能为I1，第二电离能为I2，它们大小关系通常为 （ ）
A. I1＝I2 B. I1＜I2 C. I1＞I2 D. 不能确定
4．下列对铯（Cs）的性质预测正确的是（ ）
A. 铯的熔点很高 B. 它只存在一种氧化物
C. 它的碳酸盐都易溶于水 D. 氯化铯难溶于水
5、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（ BC ）
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
6、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ D ）
A．碱性：NaOHB．第一电离能：NaC．电负性：Na>Mg>Al
D．还原性：Na>Mg>Al
7、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ C ）
A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金
8．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示，若X越大，起原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的X值：
元素 Li Be B C O F
X 值 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
X 值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
⑴ 通过分析X值变化规律，确定N、Mg 的X值范围：
＜X(Mg)＜ ， ＜X(N)＜ 。
⑵ 推测同周期元素X值与原子半径的关系是 ；根据短周期元素的X值变化特点，体现了元素性质的 变化规律。
⑶经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素的差值△X＞ 1.7时，一般为离子键，当△X＜1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键类型是 。
⑷ 预测元素周期表中，X值最小的元素位置： （放射性元素除外）。
9．短周期元素A、B、C、D，它们的原子序数依次增大。其中A、C与B、D分别是同主族元素。又知B、D两元素的原子核中质子数之和是A、C两元素原子核中质子数和的2倍。这四种元素的单质中有2种气体，2种固体。
（1）写出元素符号：A ；D ；
（2）写出两种均含有A、B、C、D四种元素的化合物相互作用逸出气体的离子方程式。
（3）A、C组成的化合物，常作为野外考察的取氢（H2）剂。试写出该化合物的电子式 ；该化合物中加入适量的水，即可形成氢气。写出制氢化学方程式 ；经研究发现，该化合物中加入某些单质（如：Si、Al），再加水，可以成倍地产生氢气。现取1mol该化合物中加入适量的单质硅，产生氢气 ____________mol。
10．从原子结构解释,第二周期元素中的Be与B,N与O的第一电离能出现不符合规律的现象.
↓↑
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↑
O
＝
C6H5—S—NH2
8
9第一章《原子结构与性质》单元测试卷
班级 姓名
一、选择题
1、13C—NMR（核磁共振）、15N—NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtWüthrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N叙述正确的是
A．13C与15N有相同的中子数 B．13C与C60互为同素异形体
C．15N与14N互为同位素 D．15N的核外电子数与中子数相同
2、道尔顿的原子学说曾经起了很大的作用。他的学说中主要有下列三个论点：①原子是不能再分的微粒；②同种元素的原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。从现代原子——分子学说的观点看，你认为不正确的是
A．只有① B．只有②
C．只有③ D．①②③
3、下列能级中轨道数为3的是
A．S能级 B．P能级
C．d能级 D．f能级
4、下列各原子或离子的电子排布式错误的是
A．Al 1s22s22p63s23p1 B．S2- 1s22s22p63s23p4
C．Na+ 1s22s22p6 D．F 1s22s22p5
5、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
6、一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是
A．+1 B．+2 C．+3 D．-1
7、具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是
A．ls22s22p63s23p B．1s22s22p3
C．1s22s2sp2 D．1s22s22p63s23p4
8、下列图象中所发生的现象与电子的跃迁无关的是
A B C D
9、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
10、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 B C D
11、X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别是1、4、6。则由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是
A．XYZ 　　　 B．X2YZ 　　　　 C．X2YZ2 　　　　D．X2YZ3
12、下列各组元素性质递变情况错误的是
A． Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C． N、O、F原子半径依次增大
D．Na、K、Rb的金属性依次增强
13、超重元素的假说预言自然界中可存在原子序数为114号的稳定同位素X，试根据原子结构理论和元素周期律预测正确的是
A．X 位于第七周期，第ⅣA族 B．X是非金属元素
C．XO2是酸性氧化物 D．X元素的化合价有+2和+4
14、下列第三周期元素的离子中，半径最大的是
A．Na+ B．Al3+
C．S2- D．Cl-
15、下列关于稀有气体的叙述不正确的是
A．原子的电子排布最外层都是以P6结束；
B．其原子与同周期ⅠA、ⅡA族阳离子具有相同电子排布式；
C．化学性质非常不活泼；
D．一定条件下，也可以形成稀有气体化合物
16、有A、B和C三种主族元素，若A元素阴离子与B、C元素的阳离子具有相同的电子层结构，且B的阳离子半径大于C，则这三种元素的原子序数大小次序是
A．B＜C＜A B．A＜B＜C
C．C＜B＜A D．B＞C＞A
17、下列基态原子的电子构型中，正确的是
A．3d94s2 B．3d44s2
C．4d105s0 D．4d85s2
18、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
二、填空题
19、在同一个原子中，离核越近、n越小的电子层能量 。在同一电子层中，各亚层的能量按s、p、d、f的次序 。
20、理论研究证明，多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，第三能层有3个能级分别为 。
21、现在物质结构理论原理证实，原子的电子排步遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，处于最低能量的原子叫做 原子。
22、人们把电子云轮廓图称为原子轨道，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，它们相互垂直，分别以 为符合。
23、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 。
24、 A、B、C三种短周期元素，它们在周期表中的位置如图：
A原子核内质子数和中子数相等。B、C两元素原子核外电子数之和是
A原子质量数的2倍。则：
（1）元素名称为A 、B 、C 。
（2）B和C最高价氧化物的水化物的化学式是 、 。
25、右表是元素周期表的一部分：
（1）表中元素⑩的氢化物的化学式为 ，此氢化物的还原性比元素⑨的氢化物的还原性 （填强或弱）
（2）某元素原子的核外p电子数比s电子数少1，则该元素的元素符号是 ，其单质的电子式为 。
（3）俗称为“矾”的一类化合物通常含有共同的元素是
（4）已知某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如元素③与元素⑧的氢氧化物有相似的性质。写出元素③的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式
又如表中与元素⑦的性质相似的不同族元素是 （填元素符号）
26、周期表中最活泼的金属为 ，最活泼的非金属为
三、综合题
27．有第四周期的A，B，C，D四种元素,其价电子数依次为1，2，2，7。其原子序数按A，B，C，D顺序增大，已知A与B的次外层电子数为8，而C与D的次外层电子数为18，根据结构判断并用元素符号或化学式回答下列问题：
⑴哪些是金属元素 ⑵D与A的简单离子是什么
⑶哪一种元素的氢氧化物碱性最强
⑷B与D二原子间能形成何种化合物 写出其化学式。
28．有A、B、C、D四种元素。其中A为第四周期元素，与D可行成1∶1和1∶2原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高化合价为7。C和B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。D为所有元素中电负性第二大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列之。
29．A、B、C三种元素的原子最后一个电子填充在相同的能级组轨道上，B的核电荷比A大9个单位，C的质子数比B多7个；1 mol的A单质同酸反应置换出1g氢气，同时转化为具有氩原子的电子层结构的离子。判断A、B、C各为何元素，并写出A、B分别与C反应的化学方程式。
第一章《原子结构与性质》单元测试卷参考答案
一、选择题
1、C 2、D 3、B 4、B 5、AB 6、C 7、A 8、D 9、C 10、C 11、A 12、C 13、AD 14、C 15、B 16、A 17、C 18、AB
二、填空题
19、越低；逐渐增大
20、不同的能级，s、p、d
21、基态
22、球形 、 纺锤、px、py、pz。
23、洪特
24、（1）O、P、Cl
（2）H3PO4 、HClO4
25、
（1）HCl、弱
（2）Li或B , Li·或 · B ·
·
（3）S 、 O
（4） Li
26、Cs，F
三、综合题
27、(1) K、Ca、Zn； (2) Br—，K＋；(3) KOH； (4) 离子化合物，CaBr2
28、钙Ca，锰Mn，溴Br，氧O；O＞Br＞Mn＞Ca
29、K、Ni、Br；2K＋Br2 = 2KBr，
PAGE第一章 原子结构 2009年2月11日
第3节 原子结构与元素性质
【学习目标】
（一）知识与技能：
1、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
2、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
3、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
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、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
6、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
7、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
（二）过程与方法：
1、弄清元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
2、理解元素的电负性与元素的化合价的关系
3、理解元素的电负性与离子化合物、共价化合物的关系
4、学会用元素的电负性解释对角线规则
（三）情感和价值观：
1、了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣
【学习重点】
1、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化
2、元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
3、元素的电离能与元素得失电子能力的关系
【学习难点】
1、用元素的电负性解释对角线规则
2、元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
第1课时
【自主预习提纲】
一、电离能（KJ·mol-1）
1、定义： 气态原子或离子 叫电离能，常用符号 表示，单位为 。
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、递变规律
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，表明 ，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 。
思考：碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？
答：
3、实例应用：
（1）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 ，第一电离能 。镁的第一电离能比铝的 ，磷的第一电离能比硫的 ，原理相同。
（2） 碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
第一电离能越小，越易 电子，金属的活泼性就越 。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越 。
（3）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
①、同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1Na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 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 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 价离子。
②、电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
【当堂达标训练】
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、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al3+、Zn2+ D．Cl-、Br-、
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
第2课时
【自主预习提纲】
二、电负性：
1、定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。
（1）元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力 ，反之就 。
（2）元素电负性的概念最先是由 于1932年在研究化学键性质时提出来的。
氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其
元素的相对电负性的数值。后人做了更精确的计算，数值有所修改。
（3）电负性小于2的元素，大部分是 ，大于2的元素，大部分是 ，电负性越 ，非金属性越活泼；越小 越活泼。
（4）利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的易呈现 价，小的易呈现 价。
（5）利用元素的电负性可以判断化学键的性质。电负性差值大的元素原子间形成的主要是 键，电负性差值小或相同的非金属原子之间形成的主要是 键；当电负性差值为零时，通常形成 键，不为零时易形成 键。
2、变化规律：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？
同周期元素从左往右，电负性逐渐 ，表明金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；同主族元素从上往下，电负性逐渐 ，表明元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
3、实例应用：
根据电负性大小，判断氧元素的非金属性与氯元素的非金属性哪个强？
三、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，被称为对角线规则。如：锂的电负性：1.0 镁的电负性：1.2 。锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；
铍的电负性：1.5 铝的电负性 ：1.5 ，两者的氢氧化物都是两性氢氧化物；
硼的电负性：2.0 硅的电负性： 1.8 ，两者的含氧酸酸性的强度很接近。
这些元素在性质上相似，可以粗略认为是它们的电负性相近的缘故。
【当堂达标训练】
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 ）
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( C )
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、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ D ）
A．Na > K > Rb B．N > P > As
C．O > S > Cl D．Si > P > Cl
第三节原子结构和元素性质练习
1．原子失去电子能力最强的是（ ）
A. Na B. Mg C. Al D. K
2．鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是 （ ）
A. 氧 B. 氯 C. 氟 D. 硫
3．原子的第一电离能为I1，第二电离能为I2，它们大小关系通常为 （ ）
A. I1＝I2 B. I1＜I2 C. I1＞I2 D. 不能确定
4．下列对铯（Cs）的性质预测正确的是（ ）
A. 铯的熔点很高 B. 它只存在一种氧化物
C. 它的碳酸盐都易溶于水 D. 氯化铯难溶于水
5、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（ BC ）
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
6、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ D ）
A．碱性：NaOHB．第一电离能：NaC．电负性：Na>Mg>Al
D．还原性：Na>Mg>Al
7、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ C ）
A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金
8．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示，若X越大，起原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的X值：
元素 Li Be B C O F
X 值 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
X 值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
⑴ 通过分析X值变化规律，确定N、Mg 的X值范围：
＜X(Mg)＜ ， ＜X(N)＜ 。
⑵ 推测同周期元素X值与原子半径的关系是 ；根据短周期元素的X值变化特点，体现了元素性质的 变化规律。
⑶经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素的差值△X＞ 1.7时，一般为离子键，当△X＜1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键类型是 。
⑷ 预测元素周期表中，X值最小的元素位置： （放射性元素除外）。
9．短周期元素A、B、C、D，它们的原子序数依次增大。其中A、C与B、D分别是同主族元素。又知B、D两元素的原子核中质子数之和是A、C两元素原子核中质子数和的2倍。这四种元素的单质中有2种气体，2种固体。
（1）写出元素符号：A ；D ；
（2）写出两种均含有A、B、C、D四种元素的化合物相互作用逸出气体的离子方程式。
（3）A、C组成的化合物，常作为野外考察的取氢（H2）剂。试写出该化合物的电子式 ；该化合物中加入适量的水，即可形成氢气。写出制氢化学方程式 ；经研究发现，该化合物中加入某些单质（如：Si、Al），再加水，可以成倍地产生氢气。现取1mol该化合物中加入适量的单质硅，产生氢气 ____________mol。
10．从原子结构解释,第二周期元素中的Be与B,N与O的第一电离能出现不符合规律的现象.
C6H5—S—NH2
＝
O
2
3第2节 原子结构与元素周期表
【学习目标】
（一）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
5、掌握原子半径的变化规律
6、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
（二）过程与方法：
5、理解元素性质的周期性变化与核外电子排布周期性变化的关系
6、复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法
（三）情感和价值观：了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣
【学习重点】
1、原子核外电子排布的周期性变化
2、原子结构与元素周期表的关系
3、元素周期表的5个区与族的关系
4、元素的原子半径周期性变化
【学习难点】元素周期表的结构与原子结构的关系
第1课时
【自主预习提纲】
一、基态原子的电子排布
1．基态原子核外电子排布要遵循的三个原则是 、 、 。
2．根据能量最底原理可知：基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序是1s， ， ，3s， ， ，3d， ， ， ，5p， ， ，5d， ， ，5f，6d，7p，┉。
3．角量子数l相同的能级，其能量次序由主量子数n决定，n值越 ，其能量越 。如E2p E3p E4p E5p。主量子数n相同，角量子数不同的能级，其能量随l的增大而 ，即发生“能级分裂”现象。如E4s E4p E4d E4f。主量子数和角量子数同时变化时，情况较复杂。如E4s E3d E4p,这种现象称为“能级交错”。
4．洪特规则的特例：能级相同的原子轨道中，电子处于 、
或 状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
5．泡利不相容原理可简单描述为：一个原子轨道中最多只能容纳______个电子，并且这_____个电子 的自旋方向相_____。
二、19～36号元素的基态原子的核外电子排布
1、熟练写出元素周期表中前36号元素的名称、元素符号和用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。
填表
元素名称 元素符号 原子序数 电子排布式 价电子排布
7
S
氯
铜
Cr
3d64s2
35
2．价电子层：能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能层。价电子指的是 ，元素的化学性质与 的性质和数目密切相关。基态铁原子的价电子排布为 。
三、核外电子排布与元素周期表
1、元素周期表共有7个周期，其中有三个短周期，三个长周期和一个不完全周期。根据鲍林看似能级图可以看出一个能级组最多所容纳的电子数等于 ，1-6周期所包含的元素种数分别是 ，第7周期为不完全周期。周期与 有关，即周期数 ＝ 。每周期具有元素的数目分别为2、8、8、18、18、32、26种。
各能级组价电子排布规律为：
一、1s1——1s2 二、2s1——2s22p6 三、3s1——3s23p6
四、4s1 ——4s24p6 五、5s1 ——5s25p6 六、6s1——6s26p6
七、7s1——？
2、元素周期表共有18个纵列，
元素周期表可分为主族、副族和0族：族的划分与原子的 和 密切相关，同族元素的价电子数目 。主族元素的价电子 全部排布在最外层的___或______轨道上，主族元素所在族的序数等于该元素的 数。0族即稀有气体元素(除氦元素外) 原子的最外层电子排布均为___________。副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间， 处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。
四、核外电子排布与元素周期表的分区：
1、s区有2个纵列，d区有8个纵列，P区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。
2、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。
【当堂达标训练】
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
4、若将6C原子的电子排布写成1 s22s22p6x它违背了 ( )
A、能量守恒原理 B、能量最低原理
C、泡利不相容原理 D、洪特规则
5、下列叙述中，正确的是 ( )
A、在一个基态多电子原子中，不可能有两个运动状态完全相同的电子
B、在一个基态多电子原子中，不可能有两个能量相同的电子
C、在一个中，M层上的电子能量肯定比L层上的电子能量高
D、某一基态多电子原子的3p亚层上仅有两个电子，它们必然自旋相反
6．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 B C D
7、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
8、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（ ）
A B C D
9、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 。
第2节 原子结构与元素周期表
第2课时
【自主预习提纲】
二、核外电子排布与原子半径
1、定义： 。包括共价半径，金属半径，范氏（范德华）半径。
共价半径： 叫该原子的共价半径。
金属半径： 叫做原子的金属半径。
范氏（范德华）半径： 。（稀有气体的原子半径）
在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。
2、原子半径递变规律
(1)同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 。其主要原因是由于核电荷数的增加使原子核对电子的引力增加而带来原子半径 的趋势 于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径 的趋势。
(2)同主族元素从上到下，原子半径逐渐 。其主要原因是由于电子层数 ，电子间的斥力使原子半径 。
(5)同一周期的过渡元素，自左到右原子半径的减小幅度越来越小，因为增加的电子都分布在内层d轨道上，它对 与 大致相当，使 的变化幅度不大。
(6)由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属或准金属。
【典例分析】
【例题1】某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n＝3， l＝2， m＝2， ms＝+1/2。试回答：
（1）写出该元素原子核外电子排布式。
（2）指出该元素的原子序数，在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。
【例题2】现有A、B、C、D四种元素，A是第5周期ⅠA族元素，B是第3周期元素。B、C、D的价电子分别为2、2和7个。四种元素原子序数从小到大的顺序是B、C、D、A。已知C和D的次外层电子均为18个。
（1）判断A、B、C、D是什么元素？
（2）写出B、C的核外电子排布及A、D的价电子排布。
（3）写出碱性最强的最高价氧化物的水化物的化学式。
（4）写出酸性最强的最高价氧化物的水化物的化学式。
【当堂达标训练】
1.下列四种元素中,其单质氧化性最强的是 （ ）
A．原子含有未成对电子最多的第二周期元素
B．位于周期表中第三周期ⅢA族的元素
C．原子最外电子层排布为2s22p6的元素
D．原子最外电子层排布为3s23P5的元素
2．某元素有6个电子处于n＝3，l＝2的能级上，根据洪特规则推测它在d轨道上未成对电子数为 （ ）
A.3 B.4 C.5 D.2
3．在多电子原子中，各电子具有下列量子数，其中能量最高的电子是 （ ）
A. B. C. D.
4.在多电子原子中,轨道能量是由谁决定。 （ ）
A. n B. n和m C. n和l D. n、l、m
5．以下元素的原子半径递变规律正确的是（ ）
A. Be＜B＜Na＜Mg B. B＜Be＜Mg＜Na
C. Be＜B＜Mg＜Na D. B＜Be＜Na＜Mg
6．价电子满足4s和3d为半满的元素是（ ）
A. Ca B. V C. Cr D.Cu
7．写出下列基态原子的核外电子排布
⑴ 17Cl ；⑵ 24Cr ；
⑶ 34Se ；⑷ 81Tl 。
8．指出下列元素是主族元素还是副族元素？位于周期表中第几周期？第几族？
⑴ 1s22s22p63s23p4 ；(2) [Kr] 4d105s25p2 ；
(3) [Ar] 3d34s2 ； (4) [Ar] 3d104s1 。
9．填写下表
原子序数 元素符号 电子层排布 周期 族 最高正价 未成对电子数 金属或非金属
9
3 ⅤA
24
5d106s2
10．某元素原子序数为33，则⑴ 此元素原子的电子总数是 ，有 个未成对电子。⑵ 有 个电子层， 个能级， 个原子轨道⑶ 它的价电子排布为 。
11．满足下列条件之一的是哪一族或哪一种元素？
⑴ 最外层具有6个p电子： 。
⑵ 价电子数是n＝4、l＝0的轨道上有2个电子和n＝3、l＝2的轨道上有5个电子： 。
⑶次外层d轨道全满，最外层有一个s电子： 。
⑷ 某元素＋3价离子和氩原子的电子排布相同： 。
⑸ 某元素＋3价离子的3d轨道半充满： 。
12.设X、Y、Z代表3种元素。已知：①X+和Y-两种离子具有相同的电子层结构； ②Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个；
③Y和Z两元素可以形成四核42个电子的负一价阴离子。据此，请填空：
⑴Y元素是 ，Z元素是 。
⑵由X、Y、Z三元素所形成的含68个电子的盐类化合物之化学式是
13．短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，其中A、C同主族，B、C、D同周期，A原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B是短周期元素中原子半径
最大的主族元素。试回答下列问题：
（1）A的元素符号 ；D的原子结构示意图 。
（2）A、B、C三种元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序是 。
（3）A、B、C、D形成的化合物B2A2、CD2、D2A、DA2中，各原子都满足最外层8电子结构的是 （请填写具体的化学式）
（4）CA2与D元素的单质在水溶液中反应的化学方程式是 。
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15第一章 原子结构 2009年2月11日
宁阳二中“四步教学法”教学案 化学 选修3《物质结构和性质》
第1节原子结构模型
【学习目标】
1、知识与技能目标
（1）了解“玻尔原子结构模型”，知道其合理因素和存在的不足。初步认识原子结构的量子力学模型
（2）能利用“玻尔原子结构模型”解释氢原子的线状光谱。
（3）能用n、ι、m、ms四个量子数描述核外电子的运动状态。
（4）知道n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制
（5）了解原子轨道和电子云的概念及形状，能正确书写能级符号及原子轨道符号
2、过程与方法目标
（1）通过介绍几种原子结构模型，培养学生分析和评价能力。
（2）通过原子结构模型不断发展、完善的过程，使学生认识到化学实验对化学理论发展的重要意义，使学生感受到在学生阶段就要认真作实验、认真记录实验现象。
（3）通过自主学习，培养学生自学能力和创造性思维能力。
（4）通过介绍四个量子数及有关量子限制，使学生感受到科学的严密性。
3、情感态度·价值观目标
（1）通过原子结构模型不断发展、完善的过程教学，培养学生科学精神和科学态度。
（2）通过合作学习，培养团队精神。
【学习重点】1、基态、激发态及能量量子化的概念。
2、利用跃迁规则，解释氢原子光谱是线状光谱及其他光谱现象。
3、用四个量子数描述核外电子的运动状态。
【学习难点】1、n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制。
2、原子轨道和电子云的概念
第1课时
【自主预习提纲】
一、原子结构理论发展史：
1、1803年提出原子是一个“实心球体”建立原子学说的是英国化学家 ，1903年汤姆逊提出原子结构的“ ”模型，1911年卢瑟福提出了原子结构的 模型，1913年玻尔提出 的原子结构模型，建立于20世纪20年代中期的 模型已成为现代化学的理论基础。
二、必修中学习的原子核外电子排布规律：
(1)原子核外的电子是________排布的，研究表明已知原子的核外电子共分为______个电子层，也可称为能层，分别为：
第 一、二、三、 四、 五、 六、七……电子(能)层
符号表示 、 、 、 、 、 、 ……
能量由低到高
(2)原子核外各电子层最多容纳 个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过 个(K层为最外层时不能超过 个电
子)。
(4)次外层电子数目不能超过 个(K层为次外层时不能超过 个)，倒
数第三层电子数目不能超过 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 个电子；当M层不是最外层时，最多可排 个电子
2、核外电子总是尽量先排布在能量较 的电子层，然后由 向 ，依次
排布在能量逐步 的电子层(能量最低原理)。
例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的电子层上，第一层 个电子，第二层 个电子，第三层 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。
原子结构示意图为：
三、氢原子光谱
人们常常利用仪器将物质吸收光或以射不的波长和强度分布记录下来，得到所谓的光谱，光谱分为 和 ，氢原子光谱为 。为了解释原子的稳定性和 的实验事实，丹麦科学家玻尔在 原子模型的基础上提出了 的原子结构模型，该理论的重大贡献在于指出了原子光谱源自 在不同能量的 上的跃迁，而电子所处的 的能量是 。
四、玻尔原子结构模型
1、玻尔原子结构模型基本观点：
（1）原子中的电子在具有________的圆周轨道上绕原子核运动，并且_______能量。可理解为行星模型，这里的“轨道”实际上就是我们现在所说的电子层。
（2）定态假设：玻尔原子结构理论认为：同一电子层上的电子能量完全相同。在不同轨道上运动的电子具有不同的能量(E)，而且能量是_________的，即能量是“一份一份”的。各电子层能量差具有不连续性，既E3-E2≠E2-E1。
（3）只有当电子 从一个轨道(能量为Ei)跃迁到另一个轨道时，才会____________能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现并记录下来，就形成了______________。
①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。
②⑵激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱产生的原因：电子由激发态跃迁到基态会释放出能量，这种能量以光的形式释放出来，所以就产生光谱。
④氢原子光谱是线状光谱的原因：氢原子上的电子由n=2的激发态跃迁到n=1的基态，与从n=3的激发态跃迁到n=2的激发态，释放出的能量不同，因此产生光的波长不同。
2、玻尔原子结构模型理论成功地解释了氢原子光谱是________________光谱的实验事实，但不能解决氢原子光谱的精细结构问题和多原子复杂的光谱现象。
【当堂达标训练】
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．玻尔理论不能解释 （ ）
A. H原子光谱为线状光谱
B. 在一给定的稳定轨道上，运动的核外电子不发射能量----电磁波
C. H原子的可见光区谱线
D. H原子光谱的精细结构
4．首次将量子化概念应用到原子结构，并解释了原子的稳定性的科学家是（ ）
A. 道尔顿 B. 爱因斯坦 C. 玻尔 D. 普朗克
5．画出下列原子或离子的结构示意图：
Mg O Cl Si
H Ne Na+ S2-
第2、3课时
一、原子结构的量子力学模型
(一)原子轨道与四个量子数
根据量子力学理论，原子中的单个电子的______________可以用原子轨道来描述，而每个原子轨道由三个只能取整数的量子数共同描述，因此核外电子的运动状态是由 四个量子数决定的。
1、主量子数n
主量子数n的取值为 …，对应的符号为 …，n越大，表明电子离核的平均距离 、能量 ，因此将n值所表示的电子运动状态称为 。
2、角量子数ι
在多电子原子中，角量子数l与 一起决定着原子轨道的能量，若两个电子所取的n、 l值均相同，就表明这两个电子具有 。 对于确定的n值，l的取值共 个，分别是 …，对应的符号为 …，在一个电子层中，l 有多少个取值，就表示该电子层有多少个不同的 （也称亚层）。
能级顺序：Ens3、磁量子数m
①角量子数ι和磁量子数m的关系
角量子数ι和磁量子数m的关系既能级与原子轨道个数的关系。对于一个确定的ι值，m值可取 ，共 个数值。
当ι=2时，m有 五个取值；既d能级有 个原子轨道。
②原子轨道的表示方法
s能级只有一个原子轨道，可表示为s。
p能级有3个原子轨道，可表示为px、py、pz。
d能级有5原子轨道，
f能级有7原子轨道。
4、自旋磁量子数ms
量子力学认为，同一轨道上的电子还在做自旋运动，而且只有两种自旋运动状态，分别用自旋磁量子数（通常用符号“↑”表示）和（通常用符号“↓”表示）来描述。
(二)原子轨道的图形描述和电子云
电子运动不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。
1、 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。
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、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。
【例题1】下列各电子层中不包含d亚层的是
A．N电子层 B．M电子层
C．L电子层 D．K电子层
【例题2】下列说法是否正确？如不正确，应如何改正？
(1) s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走∞字形。
(2) 主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道。
(3) 主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四条轨道。
【当堂达标训练】
1．下列电子层中，原子轨道的数目为4的是 （ ）
A．K层 B．L层 C．M层 D．N层
2．下列关于电子云的说法不正确的是( )
A. 电子云是描述核外某空间电子出现的几率密度的概念;
B. 电子云是电子在核内外空间出现的几率和几率密度
C. 电子云有多种图形,黑点图只是其中一种;
D. 电子就象云雾一样在原子核周围运动,故称为电子云.
3．描述一确定的原子轨道（即一个空间运动状态），需用以下参数 （ ）
A. n、l B. n、l、m C. n、l、m 、ms D. 只需n
4．n＝4时，m的最大取值为 （ ）
A. 4 B. ±4 C. 3 D. 0
5．原子中电子的描述不可能的量子数组合是 （ ）
A. 1，0，0， B. 3，1，1，
C. 2，2，0， D. 4，3，－3，
6．多电子原子中，在主量子数为n，角量子数为l的能级上，原子轨道数为（ ）
A. 2l＋1 B. n－1 C. n－l＋1 D. 2l－1
7． P轨道电子云形状正确叙述为( )
A. 球形对称; B. 对顶双球;
C. 极大值在X.Y.Z轴上的纺锤形; D. 互相垂直的梅花瓣形.
8．在多电子原子中，具有自下列各组量子数的电子中能量最高的是 （ ）
A．3，2，＋1， B．2，1，＋1，
C．3，1，0， D．3，1，－1，
9．3d能级中原子轨道的主量子数为 ，角量子数为 ，该能级的原子轨道最多可以有 种空间取向，最多可容纳 个电子。
10．写出具有下列指定量子数的原子轨道符号：
⑴ n＝2，l＝1 ；⑵ n＝3，l＝0 ；
⑶ n＝5，l＝2 ；⑷ n＝4，l＝3 。
11．原子中的电子，下面哪些量子数组是容许的 （ ）
A. n＝3，l＝1，m＝－1 B. n＝3，l＝1，m＝2
C. n＝2，l＝2，m＝－1 D. n＝6，l＝0，m＝0
12．关于下列对四个量子数的说法正确的是( )
A. 电子的自旋量子数是 ,在某一个轨道中有两个电子,所以总自旋量子数是1或是0
B. 磁量子数m=0的轨道都是球形的轨道
C. 角量子数l的可能取值是从0到n的正整数
D. 多电子原子中,电子的能量决定于主量子数n和角量子数l
13．2p轨道的磁量子数可能有（ ）
A. 1，2 B. 0，1，2 C. 1，2，3 D. 0，＋1，－1
14． n. l.m确定后,仍不能确定该量子数组合所描述的原子轨道的( )
A. 数目 B. 形状
C. 能量 D. 所填充的电子数目
15． 当n＝4时，l的可能值是多少 轨道的总数是多少？最多容纳的电子数是多少？
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