高中化學選修3教案

A. 高中化學選修3目錄，詳細點的

引言--------------------------------------------------1
第一章 原子結構與性質--------------------------2
第一節原子結構------------------------------------4
歸納與整理------------------------------------------25
復習題------------------------------------------------26

第二章 分子結構與性質--------------------------28
第一節共價鍵---------------------------------------29
第二節分子的立體結構--------------------------- 37
第三節分子的性質---------------------------------47
歸納與整理------------------------------------------58
復習題------------------------------------------------59

第三章 晶體結構與性質-------------------------59
第一節晶體的常識----------------------------------62
第二節分子晶體與原子晶體-----------------------68
第三節金屬晶體-------------------------------------76
第四節離子晶體--------------------------------------81
歸納與整理-------------------------------------------86
復習題------------------------------------------------87

開放性作業-------------------------------------------89
元素周期表

B. 高中化學選修3內容：

已經不可以講成繞什麼運動,這個是電子雲,不存在運動這一說法,只能討論電子出現位置的幾率。不過你可以這樣理解而已。

C. 高中化學選修3總結

原子結構與元素的性質(第1課時)
知識與技能
1、進一步認識周期表中原子結構和位置、價態、元素數目等之間的關系
2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義
3、認識周期表中各區、周期、族元素的原子核外電子排布的規律
4、知道周期表中各區、周期、族元素的原子結構和位置間的關系
教 學過程
〖復習〗必修中什麼是元素周期律？元素的性質包括哪些方面？元素性質周期性變化的根本原因是什麼？
〖課前練習〗寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態原子的簡化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡化電子排布式。
一、原子結構與周期表
1、周期系：
隨著元素原子的核電—荷數遞增，每到出現鹼金屬，就開始建立一個新的電子層，隨後最外層上的電子逐漸增多，最後達到8個電子，出現稀有氣體。然後又開始由鹼金屬到稀有氣體，如此循環往復——這就是元素周期系中的一個個周期。例如，第11號元素鈉到第18號元素氬的最外層電子排布重復了第3號元素鋰到第10號元素氖的最外層電子排布——從1個電子到8個電子；再往後，盡管情形變得復雜一些，但每個周期的第1個元素的原子最外電子層總是1個電子，最後一個元素的原子最外電子層總是8個電子。可見，元素周期系的形成是由於元素的原子核外屯子的排布發生周期性的重復。
2、周期表
我們今天就繼續來討論一下原子結構與元素性質是什麼關系？所有元素都被編排在元素周期表裡，那麼元素原子的核外電子排布與元素周期表的關系又是怎樣呢？
說到元素周期表，同學們應該還是比較熟悉的。第一張元素周期表是由門捷列夫製作的，至今元素周期表的種類是多種多樣的：電子層狀、金字塔式、建築群式、螺旋型(教材p15頁)到現在的長式元素周期表，還待進一步的完善。
首先我們就一起來回憶一下長式元素周期表的結構是怎樣的？在周期表中，把能層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有7個；在把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按能層數遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有18個縱行，16 個族。16個族又可分為主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪個橫行，由什麼決定？什麼叫外圍電子排布？什麼叫價電子層？什麼叫價電子？要求學生記住這些術語。元素在周期表中排在哪個列由什麼決定？
閱讀分析周期表著重看元素原子的外圍電子排布及價電子總數與族序數的聯系。
〖總結〗元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外電子層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素 所在的族。
〖分析探索〗每個縱列的價電子層的電子總數是否相等?按電子排布，可把周期表裡的元素劃分成5個區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。s區、d區和p區分別有幾個縱列?為什麼s區、d區和ds區的元素都是金屬?
元素周期表可分為哪些族?為什麼副族元素又稱為過渡元素？各區元素的價電子層結構特徵是什麼？
[基礎要點]分析圖1-16
s區 p 區 d 區 ds 區 f 區
分區原則
縱列數
是否都是金屬
區全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區。主族主要含 區，副族主要含 區，過渡元素主要含 區。

[思考]周期表上的外圍電子排布稱為「價電子層」，這是由於這些能級上的電子數可在化學反應中發生變化。元素周期表的每個縱列上是否電子總數相同？

〖歸納〗S區元素價電子特徵排布為nS1~2，價電子數等於族序數。d區元素價電子排布特徵為（n-1）d1~10ns1~2；價電子總數等於副族序數；ds區元素特徵電子排布為
(n-1)d10ns1~2，價電子總數等於所在的列序數；p區元素特徵電子排布為ns2np1~6；價電子總數等於主族序數。原子結構與元素在周期表中的位置是有一定的關系的。原子核外電子總數決定所在周期數
周期數=最大能層數（鈀除外）
46Pd [Kr]4d10,最大能層數是4，但是在第五周期。
（1） 外圍電子總數決定排在哪一族
如：29Cu 3d104s1
10+1=11尾數是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子結構以及遞變規律的具體體現。
〖課堂練習〗
1、下列說法正確的有（ ）
A．26 號元素鐵屬於d 區
B．主族族序數=其價電子數=最外層電子數
C．在周期表中，元素周期數=原子核外電子層數
D．最外層電子數=8的都是稀有氣體元素
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主族的元素與第三周期IIA元素核電荷數相差13
2、在元素周期表中存在著許多的規律。同一主族元素的原子序數之間也有一定的規律，填寫下列問題：第一、二、三、四周期中包含的元素數目分別為 ，
鹵族元素中F、Cl、Br的原子序數分別為 ，鹼金屬元素中Li、Na、K的原子序數分別為 ；體會上述數字之間的關系，找出同族元素原子序數與周期中元素數目之間的關系。 。
3、門捷列夫當年提出的元素周期律是 ，和現在的元素周期律比較，其主要的區別是 。到元素周期表中找一個與門捷列夫元素周期律不符合的元素 。
4、根據外圍電子排布的不同，元素周期表也可以
分成不同的區域，右圖是元素周期表的區域分
布示意圖。請說出這樣劃分的依據，同時寫出
S區、d區和p區的外圍電子排布式。

5、用電子排布式表示Al、Cr(原子序數為24)、Fe(原子序數為26)、As(原子序數為33)等元素原子的價電子排布，並由此判斷它們屬於哪一周期哪一族。
Al：
Cr：
Fe：
As：

原子結構與元素的性質(第2課時)
知識與技能：
1、掌握原子半徑的變化規律
2、能說出元素電離能的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質
3、進一步形成有關物質結構的基本觀念，初步認識物質的結構與性質之間的關系
4、認識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關系
5、認識原子結構與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值
教學過程 ：
二、元素周期律
(1)原子半徑
〖探究〗觀察下列圖表分析總結：

元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？
〖歸納總結〗原子半徑的大小取決於兩個相反的因素：一是電子的能層數，另一個是核電荷數。顯然電子的能層數越大，電子間的負電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數的增加，電子層數逐漸增多，原子半徑逐漸增大。而當電子能層相同時，核電荷數越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。
(2)電離能
[基礎要點]概念
1、第一電離能I1； 態電 性基態原子失去 個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的 叫做第一電離能。 第一電離能越大，金屬活動性越 。同一元素的第二電離能 第一電離能。
2、如何理解第二電離能I2、第三電離能I3 、I4、I5…… ？分析下表：

〖科學探究〗1、原子的第一電離能有什麼變化規律呢？鹼金屬元素的第一電離能有什麼變化規律呢？為什麼Be的第一電離能大於B，N的第一電離能大於O，Mg的第一電離能大於Al，Zn的第一電離能大於Ga？第一電離能的大小與元素的金屬性和非金屬性有什麼關系？鹼金屬的電離能與金屬活潑性有什麼關系？
2、閱讀分析表格數據：
Na Mg Al
各級電離能(KJ/mol) 496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
為什麼原子的逐級電離能越來越大？這些數據與鈉、鎂、鋁的化合價有什麼關系？
數據的突躍變化說明了什麼？
〖歸納總結〗
1、遞變規律
周一周期 同一族
第一電離能 從左往右，第一電離能呈增大的趨勢 從上到下，第一電離能呈增大趨勢。
2、第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。因此鹼金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強。
3．氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用I1表示)，從一價氣態基態正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5……同一種元素的逐級電離能的大小關系：I1<I2<I3<I4<I5……即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越大，再要失去 一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。
4、Be有價電子排布為2s2，是全充滿結構，比較穩定，而B的價電子排布為2s22p1，、比Be不穩定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，為什麼呢？
Mg：1s22s22p63s2
P:1s22s22p63s23p3
那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處於半滿或全滿狀態，相對比較穩定，失電子較難。如此相同觀點可以解釋N的第一電離能大於O，Mg的第一電離能大於Al，Zn的第一電離能大於Ga。
5、Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多 ，所以Na容易失去一個電子形成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變 化，說明核外電子是分能層排布的。
〖課堂練習〗
1、某元素的電離能(電子伏特)如下：
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
14.5 29.6 47.4 77.5 97.9 551.9 666.8
此元素位於元素周期表的族數是
A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、 ⅦA
2、某元素的全部電離能(電子伏特)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
回答下列各問：
(1)由I1到I8電離能值是怎樣變化的?___________________。
為什麼?______________________________________
(2)I1為什麼最小?________________________________
( 3) I7和I8為什麼是有很大的數值__________________________
(4)I6到I7間，為什麼有一個很大的差值?這能說明什麼問題?
_________________________________________________________
(5)I1到I6中，相鄰的電離能間為什麼差值比較小?
______________________________________________
(6)I¬4和I5間，電離能為什麼有一個較大的差值
__________________________________________________
(7)此元素原子的電子層有 __________________層。最外層電子構型為
______________，電子軌道式為________________________________，此元素的周期位置為________________________ 周期___________________族。
2、討論氫的周期位置。為什麼放在IA的上方?還可以放在什麼位置，為什麼?
答：氫原子核外只有一個電子(1s1)，既可以失去這一個電子變成+1價，又可以獲得一個能。電子變成一l價，與稀有氣體He的核外電子排布相同。根據H的電子排布和化合價不難理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。
3、概念辯析：
（1） 每一周期元素都是從鹼金屬開始，以稀有氣體結束
（2） f區都是副族元素，s區和p區的都是主族元素
（3） 鋁的第一電離能大於K的第一電離能
（4） B電負性和Si相近
（5） 已知在200C 1mol Na失去1 mol電子需吸收650kJ能量，則其第一電離能為 650KJ/mol
（6） Ge的電負性為1.8，則其是典型的非金屬
（7） 氣態O原子 的電子排布為： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，測得電離出1 mol電子的能量約為1300KJ，則其第一電離能約為1300KJ/mol
（8） 半徑：K+>Cl-
（9） 酸性 HClO>H2SO4 ，鹼性：NaOH > Mg(O H)2
（10） 第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，則第五周期有2*52=50種元素
元素的最高正化合價=其最外層電子數=族序數
4、元素的電離能與原子的結構及元素的性質均有著密切的聯系，根據下列材料回答問題。氣態原子失去1個電子，形成＋1價氣態離子所需的最低能量稱為該元素的第一電離能，+l價氣態離子失去1個電子，形成+2價氣態離子所需要的最低能量稱為該元素的第二電離能，用I2表示，以此類推。下表是鈉和鎂的第一、二、三電離能（KJ•mol－1）。
元素 I1 I2 I3
Na 496 4 562 6 912
Mg 738 1 451 7 733
（1）分析表中數據，請你說明元素的電離能和原子結構的關系是：

元素的電離能和元素性質之間的關系是：

（2）分析表中數據，結合你已有的知識歸納與電離能有關的一些規律。

（3）請試著解釋：為什麼鈉易形成Na＋，而不易形成Na2+？

原子結構與元素的性質(第3課時)
知識與技能：
1、能說出元素電負性的涵義，能應用元素的電負性說明元素的某些性質
2、能根據元素的電負性資料，解釋元素的「對角線」規則，列舉實例予以說明
3、能從物質結構決定性質的視角解釋一些化學現象，預測物質的有關性質
4、進一步認識物質結構與性質之間的關系，提高分析問題和解決問題的能力
教學過程：
〖復習〗1、什麼是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什麼關系？
2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什麼規律？
(3)電負性：
〖思考與交流〗1、什麼是電負性？電負性的大小體現了什麼性質？閱讀教材p20頁表

同周期元素、同主族元素電負性如何變化規律？如何理解這些規律？根據電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？
[科學探究]
1. 根據數據製作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法製作IA、VIIA元素的電負性變化圖。
2.
電負性的周期性變化示例

〖歸納志與總結〗
1、金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「類金屬」的電負性則在1.8左右，他們既有金屬性又有非金屬性。
2、同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
[思考5]對角線規則：某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質相似，被稱為對角線原則。請查閱電負性表給出相應的解釋？
2.在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質有些相似，被稱為「對角線規則」。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產物，鈹和鋁的氫氧化物的酸鹼性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規則，並用這些元素的電負性解釋對角線規則。
對角線規則

〖課堂練習〗
1、下列對電負性的理解不正確的是 （ ）
A、電負性是人為規定的一個相對數值，不是絕對標准
B、元素電負性的大小反映了元素對鍵合電子引力的大小
C、元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強
D、元素的電負性是元素固有的性質，與原子結構無關
2、應用元素周期律的有關知識，可以預測我們不知道的一些元素及其化合物的性質。下列預測中不正確的是 （ ）
①Be的氧化物的水化物可能具有兩性，②Tl能與鹽酸和NaOH溶液作用均產生氫氣，③At單質為有色固體，AgAt不溶於水也不溶於稀硝酸，④Li在氧氣中劇烈燃燒，產物是Li2O2，其溶液是一種強鹼，⑤SrSO4是難溶於水的白色固體，⑥H2Se是無色，有毒，比H2S穩定的氣體
A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤
〖總結〗同周期元素、同主族元素性質遞變規律。
元素的金屬性與非金屬性隨核電荷數遞增呈現周期性變化，在同一周期中，從左到右元素的金屬性遞減非金屬性遞增。例如，第三周期元素：根據Na、Mg、Al與水的反應越來越困難，以及NaOH、Mg(OH)2、A1(OH)3鹼性遞減，說明Na、Mg、燦的金屬性逐漸減弱；根據Si、P、S、形成氫化物越來越容易，且生成的氫化物穩定性依次增強，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性遞增，說明S、P、S、Cl的非金屬性逐漸增強。
3、電負性數值的大小與元素原子得、失電子的能力之間具有一定的關系。
試在乙、丙兩個坐標系中，按要求作出相應元素電負性的變化趨勢曲線。

甲 乙 丙
（1）元素的電負性和原子結構的關系是 ；
（2）元素的電負性和金屬、非金屬的關系是 ；
（3）說出元素電負性的一些應用
4、 元素電負性數值的大小可用於衡量元素的金屬性、非金屬性的強弱。一般認為，電負性大於1．8的元素為 元素，電負性小於1．8的元素是 。在短周期元素中電負性最大的是 元素，電負性最小的是 元素，在同一周期中，元素電負性的變化規律是 。
5、電負性的數值能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數值 的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為 值；電負性數值 的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為 值。請指出下列化合物中化合價為正值的元素。
CH4 NaH NF3 NH3
SO2 H2S ICl HBr
6、比較下列各組元素電負性的大小以及非金屬性的強弱。並總結出其中的規律。
(1) Al、Si、P ；
(2) F、C1、Br ；
(3) Na、K、Cs 。
7、一般認為：如果兩個成鍵元素間的電負性差值大於1．7，它們之間通常形成離子化合物；如果兩個成鍵元素間的電負性差值小於1.7，它們之間通常形成共價化合物。請查閱下列化合物中元素的電負性數值，判斷它們哪些是離子化合物，哪些是共價化合物。
NaF HCl NO MgO KCl CH4
共價化合物：
離子化合物：
8、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X與Y屬於同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核內有16個質子，Y元素最外層電子數是K層所能容納的電子數的2倍，則YZ2為 ；則ZX2為 。
9、元素X和Y屬於同一個主族，負二價的元素X和氫的化合物在通常狀況下是一種液體，其中X的質量份數為88.9%；元素X和元素Y可以形成兩種化合物，在這兩種化合物中，X的 質量分數分別是50%和60%。確定X、Y在元素周期表中的位置，X第 周期第 族，Y第 周期第 族。寫出X、Y形成的兩種化合物的化學式 、 。
10、A、B、C三種元素，其中一種是金屬元素，A、B的電子層數相同，B、C的最外層電子數相同。這三種元素的最外層電子數之和為17，原子核中的質子數之和為31，試問：
（1）A 的名稱 B的元素符合 C的電子排布式
（2）A、B兩種元素組成的兩種常見化合，寫出它們電子式：
（3）A、B、C三種元素也能組成常見的兩種化合物，寫出化學式

D. 誰有高中化學選修3的教案啊

（人教版）高中化學選修 《物質結構與性質》全部教案學案
第一章 原子結構與性質
一、本章教學目標

1．了解原子結構的構造原理，知道原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素(1～36號)原子核外電子的排布。
2．了解能量最低原理，知道基態與激發態，知道原子核外電子在一定條件下會發生躍遷產生原子光譜。
3．了解原子核外電子的運動狀態，知道電子雲和原子軌道。
4．認識原子結構與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值。
5．能說出元素電離能、電負性的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質。
6．從科學家探索物質構成奧秘的史實中體會科學探究的過程和方法，在抽象思維、理論分析的過程中逐步形成科學的價值觀。
本章知識分析：
本章是在學生已有原子結構知識的基礎上，進一步深入地研究原子的結構，從構造原理和能量最低原理介紹了原子的核外電子排布以及原子光譜等，並圖文並茂地描述了電子雲和原子軌道；在原子結構知識的基礎上，介紹了元素周期系、元素周期表及元素周期律。總之，本章按照課程標准要求比較系統而深入地介紹了原子結構與元素的性質，為後續章節內容的學習奠定基礎。盡管本章內容比較抽象，是學習難點，但作為本書的第一章，教科書從內容和形式上都比較注意激發和保持學生的學習興趣，重視培養學生的科學素養，有利於增強學生學習化學的興趣。
通過本章的學習，學生能夠比較系統地掌握原子結構的知識，在原子水平上認識物質構成的規律，並能運用原子結構知識解釋一些化學現象。
注意本章不能挖得很深，屬於略微展開。
相關知識回顧（必修2）
1. 原子序數：含義：
（1） 原子序數與構成原子的粒子間的關系：
原子序數＝ ＝ ＝ ＝ 。（3）原子組成的表示方法
a. 原子符號： AzX A z
b. 原子結構示意圖：
c.電子式：

d.符號 表示的意義： A B C D E （4）特殊結構微粒匯總：
無電子微粒無中子微粒
2e-微粒 8e-微粒
10e-微粒
18e-微粒
2. 元素周期表：（1）編排原則：把電子層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排成橫行叫周期；再把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序有上到下排成縱行，叫族。
（2）結構： 各周期元素的種數 0族元素的原子序數
第一周期 2 2
第二周期 8 10
第三周期 8 18

第四周期 18 36
第五周期 18 54
第六周期 32 86
不完全周期 第七周期 26 118
②族 族序數 羅馬數字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。
主族 7個
副族 7 個
第VIII族是第8、9、10縱行
零族是第 18 縱行
阿拉伯數字：1 2 3 4 5 6 7 8
羅馬數字： I II III IV V VI VII VIII
（3）元素周期表與原子結構的關系：
①周期序數＝ 電子層數 ②主族序數＝ 原子最外層電子數＝元素最高正化合價數
(4)元素族的別稱：①第ⅠA族：鹼金屬 第ⅠIA族：鹼土金屬②第ⅦA 族：鹵族元素
③第0族：稀有氣體元素
3、 有關概念：
（1） 質量數：
（2） 質量數（ ）＝ （ ）＋ （ ）
（3） 元素：具有相同 的 原子的總稱。
（4） 核素：具有一定數目的 和一定數目 的 原子。
（5） 同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互稱同位素。
（6） 同位素的性質：①同位素的化學性質幾乎完全相同 ②在天然存在的某種元素里，
無論是游離態還是化合態，各種元素所佔的百分比是不變的。
（7） 元素的相對原子質量：
a、 某種核素的相對原子質量＝

b、 元素的相對原子質量＝

練習：用A質子數B中子數C核外電子數D最外層電子數E電子層數填下列空格。
①原子種類由 決定 ②元素種類由 決定
③元素有無同位素由 決定 ④同位素相對原子質量由 決定
⑤元素原子半徑由 決定 ⑥元素的化合價由 決定
⑦元素的化學性質由 決定
4、元素周期律：
（1） 原子核外電子的排布：電子層 。
分別用n＝ 或 來表示從內到外的電子層。
（2）排布原理：核外電子一般總是盡先從 排起，當一層充滿後再填充 。
5、判斷元素金屬性或非金屬性的強弱的依據
金屬性強弱 非金屬性強弱
1、最高價氧化物對應水化物鹼性強弱 最高價氧化物對應水化物酸性強弱
2、與水或酸反應，置換出H的易難 與H2化合的難易及氣態氫化物的穩定性
3、活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質
6、比較微粒半徑的大小
（1）核電荷數相同的微粒，電子數越多，則半徑越
如: H+＜ H＜ H-; Fe ＞ Fe2+ ＞ Fe3+ Na+ Na; Cl Cl-
（2）電子數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越 ．如：
①與He電子層結構相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+
②與Ne電子層結構相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
③與Ar電子層結構相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
7、 電子數和核電荷數都不同的微粒：
(1)同主族的元素,半徑從上到下
(2)同周期:原子半徑從左到右遞減.如：Na Cl Cl- Na+
(3)比較Ge、P、O的半徑大小
8、核外電子排布的規律：
（1）
（2）
（3）

第一章 原子結構與性質
第一節 原子結構：(第一課時)
知識與技能：
1、進一步認識原子核外電子的分層排布
2、知道原子核外電子的能層分布及其能量關系
3、知道原子核外電子的能級分布及其能量關系
4、能用符號表示原子核外的不同能級，初步知道量子數的涵義
5、了解原子結構的構造原理，能用構造原理認識原子的核外電子排布
6、能用電子排布式表示常見元素（1～36號）原子核外電子的排布
方法和過程：復習和沿伸、類比和歸納、能層類比樓層，能級類比樓梯。
情感和價值觀：充分認識原子結構理論發展的過程是一個逐步深入完美的過程。
教學過程：
1、原子結構理論發展
從古代希臘哲學家留基伯和德謨克利特的樸素原子說到現代量子力學模型，人類思想中的原子結構模型經過多次演變，給我們多方面的啟迪。
現代大爆炸宇宙學理論認為，我們所在的宇宙誕生於一次大爆炸。大爆炸後約兩小時，誕生了大量的氫、少量的氦以及極少量的鋰。其後，經過或長或短的發展過程，氫、氦等發生原子核的熔合反應，分期分批地合成其他元素。
〖復習〗必修中學習的原子核外電子排布規律：
核外電子排布的屍般規律
(1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然後由里向外，依次
排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。
(2)原子核外各電子層最多容納29』個電子。
(3)原於最外層電子數目不能超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子
(4)次外層電子數目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個)，倒
數第三層電子數目不能超過32個。
說明：以上規律是互相聯系的，不能孤立地理解。例如；當M層是最外層
時，最多可排8個電子；當M層不是最外層時，最多可排18個電子
〖思考〗這些規律是如何歸納出來的呢？
2、能層與能級
由必修的知識，我們已經知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內而外可以分為：
第一、二、三、四、五、六、七……能層
符號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……
能量由低到高
例如：鈉原子有11個電子，分布在三個不同的能層上，第一層2個電子，第二層8個電子，第三層1個電子。由於原子中的電子是處在原子核的引力場中，電子總是盡可能先從內層排起，當一層充滿後再填充下一層。理論研究證明，原子核外每一層所能容納的最多電子數如下：
能 層 一 二 三 四 五 六 七……
符 號 K L M N O P Q……
最多電子數 2 8 18 32 50……

即每層所容納的最多電子數是：2n2(n：能層的序數)
但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。
能級的符號和所能容納的最多電子數如下：
能 層 K L M N O ……
能 級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……
最多電子數 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……
各能層電子數 2 8 18 32 50 ……
（1） 每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……
（2） 任一能層，能級數=能層序數
（3） s、p、d、f……可容納的電子數依次是1、3、5、7……的兩倍
3、構造原理
根據構造原理，只要我們知道原子序數，就可以寫出幾乎所有元素原子的電子排布。
即電子所排的能級順序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……
元素原子的電子排布：（1—36號）
氫 H 1s1
……
鈉 Na 1s22s22p63s1
……
鉀 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1
……
有少數元素的基態原子的電子排布對於構造原理有一個電子的偏差，如：
鉻 24Cr [Ar]3d54s1
銅 29Cu [Ar]3d104s1
[課堂練習]
1、寫出17Cl（氯）、21Sc(鈧)、35Br（溴）的電子排布
氯：1s22s22p63s23p5
鈧：1s22s22p63s23p63d14s2
溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5
根據構造原理只要我們知道原子序數，就可以寫出元素原子的電子排布，這樣的電子排布是基態原子的。
2、寫出1—36號元素的核外電子排布式。
3、寫出1—36號元素的簡化核外電子排布式。
總結並記住書寫方法。
4、畫出下列原子的結構示意圖：Be、N、Na、Ne、Mg

回答下列問題：
在這些元素的原子中，最外層電子數大於次外層電子數的有 ，最外層電子數與次外層電子數相等的有 ，最外層電子數與電子層數相等的有 ；
L層電子數達到最多的有 ，K層與M層電子數相等的有 。
5、下列符號代表一些能層或能級的能量，請將它們按能量由低到高的順序排列：
（1）EK EN EL EM ，
（2）E3S E2S E4S E1S ，
（3）E3S E3d E2P E4f 。
6、A元素原子的M電子層比次外層少2個電子。B元素原子核外L層電子數比最外層多7個電子。
（1）A元素的元素符號是 ，B元素的原子結構示意圖為________________；
（2）A、B兩元素形成化合物的化學式及名稱分別是__ _____
第一節 原子結構：(第二課時)
知識與技能：
1、了解原子結構的構造原理，能用構造原理認識原子的核外電子排布
2、能用電子排布式表示常見元素（1～36號）原子核外電子的排布
3、知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理
4、知道原子的基態和激發態的涵義
5、初步知道原子核外電子的躍遷及吸收或發射光譜，了解其簡單應用
教學過程：
〖課前練習〗1、理論研究證明，在多電子原子中，電子的排布分成不同的能層，同一能層的電子，還可以分成不同的能級。能層和能級的符號及所能容納的最多電子數如下：

(1)根據 的不同，原子核外電子可以分成不同的能層，每個能層上所能排布的最多電子數為 ，除K層外，其他能層作最外層時，最多隻能有 電子。
（2）從上表中可以發現許多的規律，如s能級上只能容納2個電子，每個能層上的能級數與 相等。請再寫出一個規律 。
2、A、B、C、D均為主族元素，已知A原子L層上的電子數是K層的三倍；B元素的原子核外K、L層上電子數之和等於M、N層電子數之和；C元素形成的C2＋離子與氖原子的核外電子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5個電子。則
（1）A元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序數為 ；
（2）寫出C和D的單質發生反應的化學方程式 。
〖引入〗電子在核外空間運動，能否用宏觀的牛頓運動定律來描述呢？
4、電子雲和原子軌道：
(1)電子運動的特點：①質量極小 ②運動空間極小 ③極高速運動。
因此，電子運動來能用牛頓運動定律來描述，只能用統計的觀點來描述。我們不可能像描述宏觀運動物體那樣，確定一定狀態的核外電子在某個時刻處於原子核外空間如何，而只能確定它在原子核外各處出現的概率。
概率分布圖看起來像一片雲霧，因而被形象地稱作電子雲。常把電子出現的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子雲輪廓圖成為原子軌道。
S的原子軌道是球形的，能層序數越大，原子軌道的半徑越大。
P的原子軌道是紡錘形的，每個P能級有3個軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數增大而增大。

s電子的原子軌道都是球形的(原子核位於球心)，能層序數，2越大，原子軌道的半徑越大。這是由於1s，2s，3s……電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區域出現的概率逐漸增大，電子雲越來越向更大的空間擴展。這是不難理解的，打個比喻，神州五號必須依靠推動(提供能量)才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子
核的吸引在離核更遠的空間出現的概率就比1s大，因而2s電子雲必然比1s電子雲更擴散。
(2) [重點難點]泡利原理和洪特規則
量子力學告訴我們：ns能級各有一個軌道，np能級各有3個軌道，nd能級各有5個軌道，nf能級各有7個軌道.而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭「↑↓」來表示。
一個原子軌道里最多隻能容納2個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。
推理各電子層的軌道數和容納的電子數。
當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則是洪特規則。
〖練習〗寫出5、6、7、8、9號元素核外電子排布軌道式。並記住各主族元素最外層電子排布軌道式的特點：(成對電子對的數目、未成對電子數和它占據的軌道。
〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外電子排布，請說出每種符號的意義及從中獲得的一些信息。

〖思考〗寫出24號、29號元素的電子排布式，價電子排布軌道式，閱讀周期表，比較有什麼不同，為什麼？從元素周期表中查出銅、銀、金的外圍電子層排布。
它們是否符合構造原理?
2．電子排布式可以簡化，如可以把鈉的電子排布式寫成[Ne]3S1。試問：上式方括弧里的符號的意義是什麼？你能仿照鈉原子的簡化電子排布式寫出第8號元素氧、第14號元素硅和第26號元素鐵的簡化電子排布式嗎?
洪特規則的特例：對於同一個能級，當電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩定的。
課堂練習
1、用軌道表示式表示下列原子的價電子排布。
(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg
2、以下列出的是一些原子的2p能級和3d能級中電子排布的情況。試判斷，哪些違反了泡利不相容原理，哪些違反了洪特規則。
(1) (2) (3)

(4) (5) (6)

違反泡利不相容原理的有 ，違反洪特規則的有 。
3、下列原子的外圍電子排布中，那一種狀態的能量較低？試說明理由。
(1)氮原子：A． B．

2s 2p 2s 2p
；
(2)鈉原子：A．3s1 B．3p1
；
(3)鉻原子：A．3d54s1 B．3d44s2
。
4、核外電子排布式和軌道表示式是表示原子核外電子排布的兩種不同方式。請你比較這兩種表示方式的共同點和不同點。

5、原子核外電子的運動有何特點?科學家是怎樣來描述電子運動狀態的? 以氮原子為例，說明原子核外電子排布所遵循的原理。

第一節 原子結構：(第3課時)
知識與技能：
1、知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理
2、知道原子的基態和激發態的涵義
3、初步知道原子核外電子的躍遷及吸收或發射光譜，了解其簡單應用
[重點難點]能量最低原理、基態、激發態、光譜
教學過程：
〖引入〗在日常生活中，我們看到許多可見光如燈光、霓虹燈光、激光、焰火與原子結構有什麼關系呢？
創設問題情景：利用錄像播放或計算機演示日常生活中的一些光現象，如霓虹燈光、激光、節日燃放的五彩繽紛的焰火等。
提出問題：這些光現象是怎樣產生的?
問題探究：指導學生閱讀教科書，引導學生從原子中電子能量變化的角度去認識光產生的原因。
問題解決：聯系原子的電子排布所遵循的構造原理，理解原子基態、激發態與電子躍遷等概念，並利用這些概念解釋光譜產生的原因。
應用反饋：舉例說明光譜分析的應用，如科學家們通過太陽光譜的分析發現了稀有氣體氦，化學研究中利用光譜分析檢測一些物質的存在與含量，還可以讓學生在課後查閱光譜分析方法及應用的有關資料以擴展他們的知識面。
〖總結〗
原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處於最低狀態，簡稱能量最低原理。
處於最低能量的原子叫做基態原子。
當基態原子的電子吸收能量後，電子會躍遷到較高能級，變成激發態原子。電子從較高能量的激發態躍遷到較低能量的激發態乃至基態時，將釋放能量。光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一。
不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。許多元素是通過原子光譜發現的。在現代化學中，常利用原子光譜上的特徵譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。
〖閱讀分析〗分析教材p8發射光譜圖和吸收光譜圖，認識兩種光譜的特點。
閱讀p8科學史話，認識光譜的發展。
〖課堂練習〗
1、同一原子的基態和激發態相比較 （ ）
A、基態時的能量比激發態時高 B、基態時比較穩定
C、基態時的能量比激發態時低 D、激發態時比較穩定
2、生活中的下列現象與原子核外電子發生躍遷有關的是（ ）
A、鋼鐵長期使用後生銹 B、節日里燃放的焰火
C、金屬導線可以導電 D、衛生丸久置後消失
3、比較多電子原子中電子能量大小的依據是（ ）
A．元素原子的核電荷數 B．原子核外電子的多少
C．電子離原子核的遠近 D．原子核外電子的大小
4、當氫原子中的電子從2p能級，向其他低能量能級躍遷時( )
A. 產生的光譜為吸收光譜 B. 產生的光譜為發射光譜
C. 產生的光譜線的條數可能是2 條 D. 電子的勢能將升高.
第一章 原子結構與性質
第二節 原子結構與元素的性質(第1課時)
知識與技能
1、進一步認識周期表中原子結構和位置、價態、元素數目等之間的關系
2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義
3、認識周期表中各區、周期、族元素的原子核外電子排布的規律
4、知道周期表中各區、周期、族元素的原子結構和位置間的關系
教學過程
〖復習〗必修中什麼是元素周期律？元素的性質包括哪些方面？元素性質周期性變化的根本原因是什麼？
〖課前練習〗寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態原子的簡化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡化電子排布式。
一、原子結構與周期表
1、周期系：
隨著元素原子的核電—荷數遞增，每到出現鹼金屬，就開始建立一個新的電子層，隨後最外層上的電子逐漸增多，最後達到8個電子，出現稀有氣體。然後又開始由鹼金屬到稀有氣體，如此循環往復——這就是元素周期系中的一個個周期。例如，第11號元素鈉到第18號元素氬的最外層電子排布重復了第3號元素鋰到第10號元素氖的最外層電子排布——從1個電子到8個電子；再往後，盡管情形變得復雜一些，但每個周期的第1個元素的原子最外電子層總是1個電子，最後一個元素的原子最外電子層總是8個電子。可見，元素周期系的形成是由於元素的原子核外屯子的排布發生周期性的重復。
2、周期表
我們今天就繼續來討論一下原子結構與元素性質是什麼關系？所有元素都被編排在元素周期表裡，那麼元素原子的核外電子排布與元素周期表的關系又是怎樣呢？
說到元素周期表，同學們應該還是比較熟悉的。第一張元素周期表是由門捷列夫製作的，至今元素周期表的種類是多種多樣的：電子層狀、金字塔式、建築群式、螺旋型(教材p15頁)到現在的長式元素周期表，還待進一步的完善。
首先我們就一起來回憶一下長式元素周期表的結構是怎樣的？在周期表中，把能層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有7個；在把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按能層數遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有18個縱行，16 個族。16個族又可分為主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪個橫行，由什麼決定？什麼叫外圍電子排布？什麼叫價電子層？什麼叫價電子？要求學生記住這些術語。元素在周期表中排在哪個列由什麼決定？
閱讀分析周期表著重看元素原子的外圍電子排布及價電子總數與族序數的聯系。
〖總結〗元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外電子層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。
〖分析探索〗每個縱列的價電子層的電子總數是否相等?按電子排布，可把周期表裡的元素劃分成5個區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。s區、d區和p區分別有幾個縱列?為什麼s區、d區和ds區的元素都是金屬?
元素周期表可分為哪些族?為什麼副族元素又稱為過渡元素？各區元素的價電子層結構特徵是什麼？
[基礎要點]分析圖1-16
s區 p 區 d 區 ds 區 f 區
分區原則
縱列數
是否都是金屬
區全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區。主族主要含 區，副族主要含 區，過渡元素主要含 區。

[思考]周期表上的外圍電子排布稱為「價電子層」，這是由於這些能級上的電子數可在化學反應中發生變化。元素周期表的每個縱列上是否電子總數相同？

〖歸納〗S區元素價電子特徵排布為nS1~2，價電子數等於族序數。d區元素價電子排布特徵為（n-1）d1~10ns1~2；價電子總數等於副族序數；ds區元素特徵電子排布為
(n-1)d10ns1~2，價電子總數等於所在的列序數；p區元素特徵電子排布為
ns2np1~6；價電子總數等於主族序數。原子結構與元素在周期表中的位置是有一定的關系的。
（1） 原子核外電子總數決定所在周期數
周期數=最大能層數（鈀除外）
46Pd [Kr]4d10,最大能層數是4，但是在第五周期。
（2） 外圍電子總數決定排在哪一族
如：29Cu 3d104s1
10+1=11尾數是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子結構以及遞變規律的具體體現。

原子結構與元素的性質(第2課時)
知識與技能：
1、掌握原子半徑的變化規律

E. 高中化學選修3學不學

如果你是江蘇的考生，如果你最後選擇了化學科目，那麼確實是要學的，這本書難度中等，選修四最難

F. 高中化學選修三

----Cs＋的Pauling離子半徑是169pm，而Cl－的離子半徑是181pm，的確是氯離子比銫離子半徑大.
-----隨核內質子數增加，核對核外電子的吸引力增加，傾向一使半徑減小.
-----電子層數增加傾向於使半徑增加.
-----陽離子半徑由於失去電子,同時減少了一個電子層,同時核電荷數大於核外電子數,半徑會比原子半徑小很多.
-----陰離子半徑由於得到電子,同時電子層數不變,同時核電荷數小於核外電子數,半徑會比原子半徑大很多.
-----離子半徑和以上多種因素有關,不能簡單的根據電子層數的多少判斷半徑的大小.
----一般情況下,電子層數相差不太懸殊的情況下，還是陰離子半徑大.

G. 高中化學選修3學不學

看學校的安排了。。我多說句。。你們選的化學選修題在考試時要是難的話要給自己留後路。一般來說，3道選修題難易差不多。這道難那道就簡單。。。。 我那意思就是你都學學。。很簡單。。沒選的題也不用去刻意看書。拿出幾套理綜題來，集中看沒選的題。。。。。我好啰嗦啊。。。

H. 高中化學選修三知識網路圖

我這里有一份，留個郵箱發給你。
截出來一點給你看看質量。
（2）能量最低原理
現代物質結構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處於最低狀態，簡稱能量最低原理。
構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限於某個能級。
（3）泡利（不相容）原理：基態多電子原子中，不可能同時存在4個量子數完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多隻能容納兩個電子，且電旋方向相反（用「↑↓」表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。（4）洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特（Hund）規則。比如，p3的軌道式為