苏教版高中化学物质结构与物质(选修)阶段教学分析：第2专题第一、二单元

1、高二化学物质结构与物质(选修)阶段教学分析专题2原子结构与元素的性质【本专题的地位】本专题是化学1专题1第三单元“人类对原子结构的认识”和化学2专题1第一单元“核外电子排布与周期律”的延伸和扩展。通过本专题的学习，学生进一步体验到化学家研究和认识物质的科学方法，培养学生的科学思维等。本专题是现代原子结构理论中的一些基本知识，因此教师不必挖掘教材过深，就考试本身而言，教材的知识点就可以了。第一单元(原子核外电子的运动)阶段教学分析一、 本单元的重点1：电子云的涵义 2：原子轨道与能量的关系3：电子填入原子轨道的顺序4：核外电子排布的电子排布式和轨道表示式难点1:1-36元素原子的核外电子排布2:

2、核外电子排布的电子排布式和轨道表示式二、阶段教学建议 第一单元(原子核外电子的运动)【课时分配】人类对原子结构的认识历史（1课时）、原子核外电子的运动特征（2课时）、原子核外电子的排布（2课时）。【单元教学建议】教材从原子结构的卢瑟福模型到玻尔模型和量子力学模型，然后归纳出核外电子运动的特征，再由电子云到原子轨道、电子填入原子轨道的顺序到核外电子排布的三个规则，最后是核外电子排布的电子排布式和轨道表示式。因此，本单元内容抽象，不能依据中学化学实验加以佐证，教学时应该充分利用教材资源，让学生阅读和讨论，把握教材深度和广度，充分发挥学生的学习自主性。1、“人类对原子结构的认识历史”教学建议：（1课

3、时）该课时的教学可以通过卢瑟福“粒子的散射实验”录像创设问题情境，激发学生的学习动机。“电子云”的教学是本节课的重点，也对下节课起到承接作用，应该重点抓住“机会”“远近”“能量”等词语进行突破。【典型例题】：1、下列关于多电子原子核外电子的运动规律的叙述正确的是( )a核外电子是分层运动的b所有电子在同一区域里运动c能量高的电子在离核近的区域运动d能量低的电子在离核近的区域绕核运动2、下列说法正确的是 （ ） a 原子核外的各个电子层最多容纳的电子数为2n2个b 原子核外的每个电子层所容纳的电子数都是2n2个c 原子的最层有1 2个电子的元素都是金属元素 d 用电子云描述核外电子运动时，小黑点

4、的疏密示核外电子运动速度得快慢3、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2、“原子核外电子的运动特征” 教学建议：（2课时）结合电子云和玻尔的原子结构模型，本节内容重点在原子轨道和电子的填充顺序。教学时不宜引入“四个量子数”“屏蔽效应”“钻穿效应”等概念。可以结合必修2的内容，将电子层，原子轨道和电子自旋简单化处理，力争让学生易于接受。【典型例题】：1 下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是（ ） a

5、原子核外的电子象云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云bs能级的原子轨道呈球形，处在该轨道上的电子只能在球壳内运动cp能级的原子轨道呈纺锤形，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多d与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层的增大而增大 2根据下列叙述，写出元素名称，并画出原子结构示意图。a元素原子核外m层电子数是l层电子数的一半，则a_b元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍，则b_c元素原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4，则c_d元素m层比e元素m层多5个电子，而e元素核外电子数比d元素核外电子数少7个，则d_,e元素为_3、下列个能层中不包含p能级的是（） a.n

6、b.m c.l d.k4、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_ _ _。5、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

7、再写出一个规律 。3、“原子核外电子的排布” 教学建议：（2课时）本节讲述原子核外电子排布遵循的三个原则，应该以1-36号元素原子的核外电子排布为媒介，重点能够表示和理解电子排布式和轨道表示式。对于“电子式”“电子排布式”“外围电子排布式”“轨道表示式”“外围轨道表示式”“原子实”等化学用语应该加以强调和区分。最后可以结合拓展视野适当讲述“基态”“激发态”“跃迁”等名词，便于学生理解。【典型例题】：1、写出17cl（氯）、21sc(钪)、35br（溴）的电子排布2、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 3、 若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，

8、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4 、a原子的结构示意图为。则x、y及该原子3p能级上的电子数分别为（ ）a18、6、4 b20、8、6 c18、8、6 d1520、38、165、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 6、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

9、) (5) (6)违反泡利不相容原理的有 ，违反洪特规则的有 。高二化学物质结构与物质(选修)阶段教学分析专题2原子结构与元素的性质第二单元元素性质的递变规律阶段教学分析一、 本单元重点1、了解元素周期表的分区。2、掌握元素第一电离能的涵义，能用元素的电离能说明元素的某些性质。3、掌握电负性的涵义，能用电负性判断元素的性质。本单元难点 1、 通过电离能和电负性的学习，进一步理解元素性质与原子结构的关系。二、 单元教学建议 【课时分配】原子核外电子排布的周期性1课时元素第一电离能的周期性变化2课时元素电负性的周期性变化2课时【单元教学建议】在化学2中，学生已经具有元素周期律的基本知识：最外层电子

10、数的周期性变化、原子半径的周期性变化、最高正价和最低负价的周期性变化、元素金属性和非金属性的周期性变化。因此，本单元教材编写从复习巩固上述知识开始，然后从元素原子的电子排布式进一步探讨核外电子排布的周期性变化，并根据核外电子排布将周期表中的元素分为s、p、d、ds和f五个区域，然后由原子结构周期性探讨元素第一电离能的周期性变化和元素电负性的周期性。教材编写基本上按“定义-解释-应用”的模式展开，符合认知规律，因此，教学设计可以按此逻辑进行。1、“原子核外电子排布的周期性1课时”教学建议利用教材第17页表2-4，通过复习巩固使原有知识结构化，促进分化，并与新知识建立联系。通过学生查阅元素周期表，

11、发现元素原子的外围电子排布的周期性变化的规律，并分析外围电子的特点，从中认识元素周期表的分区。【典型例题】【例1】甲元素是第3周期p区元素，其最低化合价为-1价；乙元素是第4周期d区元素,其最高化合价为4价，填写下表：元素价电子排布周期族金属或非金属甲乙【解答】根据题意，甲元素处于周期表p区，为主族元素，其最低化合价为1价，则它的价电子排布为3s23p5,所以甲为第3周期a的非金属元素；乙元素处于第4周期d区，其最高化合价为4价，所以它的价电子排布为3d24s2，是b的金属元素。【答案】元素价电子排布周期族金属或非金属甲3s23p53a非金属乙3d24s24b金属【例题2】外围电子构型为4f7

12、5d16s2元素在周期表中的位置是 (d )a、第四周期b族 b、第五周期b族 c、第六周期b族 d、第六周期b族2、“元素第一电离能的周期性变化2课时”教学建议教师引导学生从原子失去电子需要吸收热量，进而得出原子第一电离能的概念，接着让学生查阅1-18元素原子第一电离能，要求以第一电离能为纵坐标，原子序数为横坐标作图，并由图中发现元素第一电离能的周期性变化的规律，然后运用原子结构知识解释电离能的变化和大小的原因。【典型例题】【例题1】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为e）如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。 （1）同主族内不同

13、元素的e值变化的特点是：_.各主族中e值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律. (2)同周期内,随原子序数增大,e值增大.但个别元素的e值出现反常现象.试预测下列关系中正确的是_(填写编号,多选倒扣)e(砷)e(硒) e(砷)e(硒) e(溴)e(硒)(3)估计1mol气态ca原子失去最外层一个电子所需能量e值的范围 e 。 (4)10号元素e值较大的原因 。【解答】横坐标表示原子序数，纵坐标表示气态原子失去一个最外层电子所需要的能量。同一周期，从310号和从1118号，随着原子序数的递增e值增大，到稀有气体达本周期的最大值。但同一周期中5号和8号、13号和16号两处出现了反常，是第a族的

14、e值小于同周期第a族的；第a族的e值小于同周期第a族的。 同主族的e值的特点，分析3、11和19号元素（或其他主族），得出e值是降低的。答案：随着原子序数的增大，e值变小。周期性。 419，738。10号元素是氖，其最外层电子的排布已达8电子稳定结构。阅【例题2】读分析表格数据：namgal各级电离能(kj/mol)49673857845621415181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293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？

15、【解答】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。3、“元素电负性的周期性变化2课时”教学建议 教师可由复习离子键和共价键的形成过程入手，分析电子得失或共用电子对的偏向与原子性质的关系，引入电负性的概念，然后让学生从电负性的数据中电负性随着原子序数的递增的变化规律，以及电负性的大小与元素金属

16、性和非金属性强弱的关系，并用原子结构知识加以解释。【典型例题】【例题1】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【例题2】已知元素电负性的差值超过1.7，则形成离子键，小于1.7形成共价键，请指出下列原子之间键的性质。 b（1.6）和f（4.0） al(1.6)和cl(3.1) ca(1.0)和s(2.58) c(2.6)和o(3.5)【解答】根据给出的信息，电负性差值超过1.7则为离子键，小于1.7则为共价键，然后算出差值为2.4，为1.5，为1.58，为1.1，所以为离子键，为共价键，为离子键 ，为共价键。【例题3】已知o为电负性

17、为3.5，cl为3.1，但cl2远比o2活泼，请加以解释。【解答】o2 和cl2分子参加反应前必须先拆成原子，因为o2中键能远大于cl2，尽管o原子比cl原子活泼，但o2分子参加反应却比较困难。【单元练习】1、下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是 ak、na、li bn、o、c ccl、s、p dal、mg、na2、已知x、y元素同周期，且电负性xy，下列说法错误的是ax与y形成化合物时，x显负价，y显正价b第一电离能可能y小于xc最高价含氧酸的酸性：x对应的酸性弱于y对应的酸性d气态氢化物的稳定性：hmy小于hmx3、气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子

18、所需要的最低能量叫做第一电离能（i1），气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能（i2）、第三电离能（i3）下表是第三周期部分元素的电离能单位：ev（电子伏特）数据.元素i1/evi2/evi3/ev甲5.747.471.8乙7.715.180.3丙13.023.940.0丁15.727.640.7下列说法正确的是a.甲的金属性比乙强 b.乙的化合价为1价c.丙一定为非金属元素 d.丁一定是金属元素4、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.ns2np65、第一电离能i1是指气态原子x（g）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子x+（g）所需的