第二节原子结构结构与元素的性质

1、第二节原子结构结构与元素的性质教学目标1. 知识与能力（1）根据原子结构知识，知道元素周期表的排布与原子结构的关系。掌握元素原子的价电子变化规律，了解周期元素种类与构造原理的关系。掌握元素原子半径与性质的关系，掌握素周期表中原子半径的变化规律。掌握电离能、电负性的涵义，应用电离能、电负性解释元素某些性质。2. 过程与方法熟悉元素周期表结构，根据元素在周期表中的位置，推断元素某些性质变化规律。 通过讨论，明确元素周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律。3. 情感态度与价值观复习必修一相关内容，让学生巩固元素周期表的知识，培养学生探究性思想和创新能 力。（2）了解元素周期表的过去、现在

2、和未来。使学生热爱科学，用科学。重点难点理解电离能、电负性的涵义，应用电离能、电负性解释元素某些性质。教学安排三课时教学过程一、原子结构与元素周期表元素周期律是经过许多人的努力，最后由俄国化学家门捷列夫发现的。他还根据元素周 期律编制了第一个元素周期表。Q） 区只有两列第11列制; 瓠金和第2列祥、镐、怎曲于该| 区开能的第11列孤總、金按枸逆原: 理的屯孑榕布应为（、.一而宝上创泉可理聲为先塡| 臂了（b】）d龟或而后再均充X5能级 鬼而誓名血区.:Lrada1-15元鳶周期表分区的商圍:I考黎元紊用期悉，攘丸下列何.題：1. 元紊周期羔共有凡个周期？每个周期各有多少种元紊? 写岀每个周期升

3、头第一个元素和绪尾元素的矗外层电子的排 帝丈的邈丈.为什么第一周期结尾元萦的电子排布跟芬他用 斟不同？2. 元紊用期疲共有多少金纵列？周期娠上元紊的“外国 电子排布”简称“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交化。每个纵拥的价比子层时电子总数是 否相籌？3. 按电子排帝，可把周期集里的元紊划分成5个区，如 因1-16所示.除ds区外，区的名称来自按构遊原理聂士填 入电子射館级詢経号。，区、d氏和p区分別有几个纵列？为 什么s区、d区和血区的元耒都是金厲？4. 元索周期恙可分为哪些族？为什么副旅元隶又称为过复习1. 元素周期表的结构周期：具有相同电子层数而又按照原子序数递增

4、的顺序排列的一系列元素，称为一个 周期。周期的序数就是该元素原子具有的电子层数。元素周期表有7个横行，每一横行为一 个周期，即有7个周期。（1）除第一周期外，同一周期中，从左到右，各元素原子最外层电子数都是从1各逐 步增加到8个：（2）第一周期有2种元素，第二、三周期有8种元素，第四、五周期有18种元素， 第六周期有32种元素。故稀有气体元素的原子序数分别为2、10、18、36、54、86。（3）除第一周期从气态元素氢开始，第七周期尚未填满外，每一周期的元素都是从活 泼的金属元素-碱金属开始，逐渐过渡到活泼的非金属元素-卤素，最后以稀有气体结朿。因为随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵

5、循构造原理，元素周期表的周期 不是单调的，元素的数目不一定相同。第一周期里只有2种元素：第二、三周期里各有8 种元素；第一、二、三周期都属于短周期。第四、五周期里各有18种元素；第六周期里有 32种元素：第四、五、六周期属于长周期。第七周期到目前为止只发现了 26种元素，还没 有填满，叫不完全周期。族：周期表有18个纵行，除第八、九、十等三个纵列叫做VIII族元素外，其余15个纵列, 每个纵列标作一族，共16个族。（1）由短周期和长周期元素组成的族，叫主族；（在族的序数后面标一 A字）（2）完全由长周期元素构成的族，叫副族：（在族的序数后而标一 B字）（3）稀有气体元素化学性质非常不活泼，在通

6、常状况下难以发生化学反应，把它们的 化合价看作为0,因而叫做0族。（4）整个周期表中共有7个主族，7个副族，一个0族，一个VIII族。【思考题I 元素周期表中，非金属元素都位于方，最强的非金属单质是。较强的金属元 素一般是位于表的方，最强的金属元素是。 原子序数不超过18的各元素中，还原性最强的单质是，还原性最强的离子是,氧化性最强的单质是，酸性最强的含氧酸是 ,碱性最强的碱是 ,氧化物属于两性的是 ,气态氢化物最稳定的是 o 核电荷数为8、26、34、53四种元素，其中元素与其它三种元素在周期表中的位置既不是同一周期，也不是同一主族。 元素周期表中靠近的元素性质相似，如农药多数含有等元素的化

7、合物。 在周期表里金属与非金属分界线附近的元素可做材料。 在中寻找催化剂以及耐高温、耐腐蚀的合金材料。问题按电子排布，元素周期表可分为几个区？ s区、p区、d区分别有几个纵列？为什么s区、d区、ds区的元素都是金属？2. 原子的电子层结构与元素的分区s区：元素周期表中IA、IIA族。除II外，均为活泼的金属元素。p区：元素周期表中IIIA-WA. O族。包括金属、非金属和稀有气体元素。d区：元素周期表中IHB-V1IB族。全部是金属元素。ds区：元素周期表中I B、IIB族。全部是金属元素。f区：元素周期表中闕系、钢系元素。均位于II1B族，且全部是金属元素。非金属元素中氢在s区，其余的非金属

8、元素均分部在p区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后一个所填充的电子的能级的符号，元素周期表可分为五个:分区族数价电子构型S区IA、IIAns12P区IIIAVDA、0ns2np16d区IIIB-VUB(n-Dd1-1-电离能问题什么是电离能？板书(1)第一电离能是指处于气态电中性基态的原子失去一个电子变为气态阳(用I I 表示，单位KJ-mol1)离子所需的最低的能量。问题原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？分析P19页图1-21中的曲线可以发现3-9, 11-17号元素随核电荷数递增第一电离能变 化规律是什么？再仔细分析图1-21中第三周期各元素原子的第一电离能变化规律是什么？d

9、s区IB、IIB(n-l)d,ons|-2f区澜系、钢系元素(n-2)fr,4 (n-l)d-2ns2ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、 银、金按构造原理的电子排布应为(n-l)d9ns2,而事实上却是(n)d%sJ可理解为先填满了 (n-l)d能级而后再填充ns能级，因而得名ds区。过渡元素周期表中，同周期主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非 金属性的变化有什么规律？ 二、元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。原子核外 电子排布的周期性变化是元素周期律的本质原因。元素周期表是元素周期律具体

10、表现形式。 问题元素周期表中的同一周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？周期表中的同一主族元素由上到下，原子半径的变化趋势如何？如何理解这种趋势？1、原子半径元素原子半径会出现周期性变化。即：每隔一立数目的元素，会重复出现原子半径由大 逐渐变小的情况。【板书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，另一个因素是核电荷数。电子的能层越多，电子间的负电排斥使原子半径增大。核电荷数越大，核对电子吸引力也越大，使原子半径变小。在同一周期中，随着原子序数的递增，核场力对外层电子吸引力占主导因素，因此同一 周期中从左到右，原子半径由大逐渐变小。在同一主族中，电子的能层数递增即电子层数n

11、增大占主导因素，因此同一主族中由上 到下，原子半径由小逐渐增大。同一副族中，原子半径变化不明显。在第三周期中，第一电离能最大的元素是,第一电离能最小的元素是在I A族金属中，第一电离能最大的元素是,第一电离能最小的元素是o在同一主族中，由上到下，原子半径由大逐渐增大，元素第一电离能逐渐变小。板书（2）元素第一电离能的周期性变化规律：在同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小。稀有气体元素最大。在同一周期中，从 左到右，元素第一电离能总趋势增大。但有曲折变化，这是因为洪特规则，等价轨道全满、 半满、全空是相对比较稳立的结构。岀现II A族元素第一电离能大于IIIA族元素第一电离能, VA族元素第一

12、电离能大于VIA族元素第一电离能。解释Be、N、Mg、P等第一电离能较大的原因。要考虑到等价轨道全充满（S2、p6、护）、 半充满（p3、CP）、全空（S。、p。、d。）状态稳左。例如B易失一个p电子，成为2S2结构，而 0易失一个电子成为2S22P3结构，所以第一电离能较低。铝的第一电离能镁的第一电离能（大于或小于）。磷的第一电离能硫的第一电离能（大于或小于）。Mg原子3 p轨道处于全空，故镁的第一电离能比铝的大。P原子3 p轨道处于半充满, 故磷的第一电离能比硫的大。问题钠的第一电离能小于镁的第一电离能，而钠的第二电离能却远远大于镁的第二电离 能。这是为什么？因为Na于Mg电子能层相同，但

13、Na原子半径比Mg大，Na最外层的电子离原子核比 Mg远，故钠的第一电离能小于镁的第一电离能。Na最外层只有一个电子，而Mg最外层 有两个电子，Na失去第二个电子为内层电子，而Mg失去第二个电子仍为外层电子，钠的 第二电离能却远远大于镁的第二电离能。问题|从P19页表中钠、镁、铝逐级失去电子的电离能的数据分析，为什么原子的逐级电离 能越来越大？与钠、镁、铝的化合价有何关系？从钠、镁、铝逐级失去电子的电离能的数据可见，元素的第二电离能大于第一电离能, 第三电离能大于第二电离能，以此类推I I【2】3-这是容易理解的，因为原子 逐级电离时，有效核电荷数越大，所以I I12】3，第一电禽能呈现较明显

14、的周 期性。Na,原子核外有11个电子，I 3比I ：增大不到一倍，但I ：比I】却增大近十倍，说明 电子能呈:有差异，Na原子失去一个外层电子变为Na比较容易，而Na再失去一个内层电 子变得很困难，故钠的化合价为+ 1价。Mg,原子核外有12个电子，I “匕I |增大不到一倍，但I ,比I ：却增大好几倍，说明 Mg原子失去两个外层电子变为Mg比较容易，而再失去一个内层电子变得很困难， 故镁的化合价为+ 2价。同样A1,原子核外有13个电子，I：比Ii, I,比1 :均增大不大，但I；比Is却增大 好几倍，说明A 1原子失去三个外层电子变为Al3，Lt较容易，而A T +再失去一个内层电子

15、变得很困难，故铝的化合价为+3价。3、电负性过渡元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。板书（1）元素的电负性是指元素的原子在分子中吸引电子的能力。根据元素的电负性的大小可以衡量元素金属性、非金属性强弱。电负性的数值能够衡呈:元素在化合物中吸引电子的能力大小。电负性的数值大的元素在 化合物中吸引电子的能力,元素的化合价为值，电负性的数值小的元素在化合物中吸引电子的能力,元素的化合价为值。板书（2）元素的电负性与金属性、非金属性的关系：一般金属电负性小于1.8,非金属电负性大于1.8,处于交界处类金属”电负性在1.8 左右。板书（3）元素的电负性的周期性变化规律：在同一周期中，从左到右，电负性逐渐增大。在同一主族中，由上到下，电负性逐渐变 小。在元素周期表中，电负性最大的元素是，电负性最小的元素是O同一元素不同氧化态电负性也不相同。应用电负性和其他键参数可以预测化合物中化学键的类型。一般在其他条件相同时，两个电负性相差很大的元素（相差大于1.7）通常形成离子键, 两个电负性相差不大的非金属元素（相差于小1.7）通常形成共