1、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(136 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。复习回顾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 。（2）表示的
2、意示： A B C D E 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 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 不完全周期 第七周期 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：1 2 3 4 5 6 7 8罗马数字： （3）元素周期表与原子结构的关系：短周期周期（共七个）
3、长周期族（共 18 个）周期序数 电子层数 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：第A 族：碱金属 第IA 族：碱土金属第A 族：卤族元素 第 0族：稀有气体元素 3、 有关概念：（1） 质量数 （2） 核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。 （3） 同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。（4） 同位素的性质：同位素的化学性质几乎完全相同 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。（5） 元素的相对原子质量：4、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
4、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5、比较微粒半径的大小(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：Na Cl Cl - Na+ (3)比较 Ge、P、O 的半径大小 知识新授一、能层（电子层）与能级（电子亚层）第一、二、三、四、五、六、七能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高每层所容纳的最多电子数是：2n 2(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、
5、d、F)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的两倍三、构造原理（一）能量最低原理根据构造原理，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
6、 5d 6p 7s钾 K 1s 22s22p63s23p64s1 【Ar】4s 1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。（二） 重点难点泡利原理和洪特规则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。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。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
7、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。课堂练习1、写出 17Cl（氯） 、 21Sc(钪)、 35Br（溴）的电子排布氯：钪：溴：2、写出 136号元素的核外电子排布式或简化核外电子排布式。3、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
8、。4、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 二、电子云和原子轨道：电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动。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、P y、P z为符号。P 原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。3、基态与激发态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
9、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。四、元素周期表分区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。归纳S 区元素价电子特征排布为S 12，价电子数等于族序数。区元素价电子排布特征为（-1）d 11
10、0ns12；价电子总数等于副族序数；ds 区元素特征电子排布为(n-1)d10ns12，价电子总数等于所在的列序数；p 区元素特征电子排布为 ns2np16；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 Kr4d10,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。五、电离能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，第一电离能呈减小趋势。2、第一电离能越小，越易失电
11、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、I 4、I 5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。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
12、，、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：1s 22s22p63s2 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
13、个电子形成十 2价离子；Al 的 I1、I 2、I 3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。6、电负性 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。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。金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 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，他们既有金属性又有非金属性。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、对角线规则
