选修三第一章第二节原子结构和元素的性质导学案

1、选修三第一章第二节原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质1. 学习目标(1) 熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构(2) 能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分2. 原子核外电子排布与周期的划分填写下表周期夕卜围电子排布各周期増加的删元素种数IA族0族最外层最多詳电子数四五八七7s187 灵 5f> 6d未兀观察分析上表，讨论原子核外电子排布与周期划分的关系？ 元素周期系的形成过程随看元素原子的核电荷数的递增，每到 出现 开 始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子数逐渐增多，最后到达个电子，出现形成一个周期,循环往复形成周期系出现喊:金_元素周期系114电

2、卢、标衣岀现稀有气体 元素周期系形成的原因：的周期性变化。 元素周期系中周期所含元素种类的变化规律：由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循 ；元素周期系的周期不是 的；每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随周期序号的递增逐渐 同时，金属元素的数目也逐渐O可以把元素周期系的周期开展形象地比喻成螺壳上的螺旋。3. 原子核外电子排布与族的划分将以下各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中I AIIAII1ArAVAIAVHA价电子排布式121314151617价电刘(2) 以第四周期副族元素为例，填写下表副族兀素21S?22T123V24Cr25Mn29Cu价电子排布式价电子数目

3、依据上述表格，讨论族的划分与原子核外电子排布的关系？族的划分依据是原子的 0 同主族元素原子的 全相同，价电子全部排布在 或一轨道上。价电子数与 相同。 稀有气体的价电子排布为 或 0 过渡元素副族和毗族同一纵行原子的价层电子排布根本相同。价电子排布为, 的价电子数与族序数相同，第 族和第 不相兀素周期|第一周期#第五周？ 18元紊惊子核外电子*布的周期性变化的结果4?归纳总结第六周期32种晅周期第二周期 8种I 第三周期 ？种第七周期主族丄A?价电子数一主族序数 族副族丄B? ISIH 价电子教与次处16 个训族第 8.9.10 纵行 !层电子数有关0 族稀有艺 体： 各能级均排满5.元素周

4、期表的分区按电子排布式中最后填入电子的可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区,能级而后再填充而IB、U B族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了能级而得名ds区。5个区的位置关系如以下图所示f区6.各区元素的价电子排布特点分区兀素分布外围电子排布式元素性质特点s区IA族、IIA族1 T除氢外都是廉金属兀素p区叫族VUA族、0族J * y n s Aip1 &最外层电子参§反响d区IIIB 族？ VBB 族、讪族(H? l) dl? 9TTd轨道不同程度地参与化学键的形成ds区IB族.I1B族(fl - 1)日1 °溜广上全属儿系电子排布式电子排布式蓉I A ； r

5、*SL元素的II A : ns2分区-0 族排满 刃一 12" ns ：- *<ls 区 f(n? Dd1 nsMA? |.<乩围电子数-族序数B :( n 1 >d Hl 梱子数二族序数HI B? 1 B 外團电元索周期冈唯吐变化价电子排布元素周期律1. 学习目标(1) 能说出元素电负性的关系；(2) 能应用元素的电负性说明元素的某些性质，了解电负性的周期性变化(3) 理解元素的第一电离能、元素的电负性、元素金属性、非金属性之间的关系(4) 了解元素的对角线规那么2.比拟判断以下各组微粒半径的大小，并说明原因Ba>Sr,同族元素，电子的能层数越多，半径越大

6、Ca>Sc同周期元素，电荷数越大，半径越小。S2 - > §同一元素，电子数越多，半径越大。(4) Na + >Al 3+，具有相同的电子层结构的离子，核电荷数越大，半径越小。(5) Pb 2 + >Sn2 +，同族元素的离子，所带电荷相同，电子层数越多，半径越大。Fe 2 + >Fe*，同一元素的离子，电子数越少，正电荷数越高，半径越小。3. 微粒半径大小的判断方法规律。(1) 同周期元素的原子半径、最高 价阳离子半径、最低价阴离子半径：随着核电荷数增多 , 都依次减小 (稀 有气体除外 ) 。同主族元素的原子半径、相同价态阳离子半径和阴离子半径：随着

7、核电荷数增多，都依次增大。核外电子排布 (即电子层结构 ) 相同的离子半径：随核电荷数增多，半径依次减小。 同种元素形成的粒子半径：阳离子<中性原子 <阴离子，且阳 离子价态越高，半径越小 '如比拟AI 3+和s-，可找出与AI核电荷数和电子数都不同的粒子 ,般要找参考物如： Fe + <Fe + <Fe, CI<CI 一, H+ vH<H_电子数相同，与 &同一主族的元素 &-来比拟，因为 AI 3 + VC，且VS，故 AI 3 + <S4. “三看比拟微粒半 径的大小看电子的能层数：当电子的能层数不同时，能层数越多，半径越

8、大“二气态基电一价正离子再失去层数电子成为气态基态越价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电“三看核外 电子数：当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大概念：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。元素第一电离能符号：11元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，假设 原子的各级电离能之间存在如下关系：11<12<136、元素第一电离能变化规律再失去电子会

9、更加困难，因此同一第一电离能的变化趋势如以下图所示第一电离能/kJ niol-1观察察分分析上图，总结元素第一电离能的变化规律2 00015(X) 对同一周期的元素而言，从左 到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋 势，表示元 素原子越来越难失去 电子。 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，说明自上而下原子越来越易失去电子。 具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大 当相邻逐级电离能突然变大时，说明其电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层

10、中电离能有很大的差距。7、电离能的应用根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。女口Li : 11 ? 12<13 ，说明Li原子核外的 三个电子排布在两个能层上( K、 L 能层)，且最外层上只有一个电子。 根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K 11 ? 12<13，说明K原子易失 去一个电子形成+ 1 价阳离子。判断元素的金属性、非金属性强弱：11越大，元素的非金属性越强；11越小，元素的金属性越强电离能的变化规律电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型第一电离能的变化规律电的 能化 变律 规第ei isMrnf斗审齡而抽亠I 1JL J*

11、寸"丿!二 #日i #?I；主族2随原于序数的递増而城爪nA>HA；VA>UA |9、电负性的有关概念与意义 键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子 电负性 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准10、电负性的变化规律随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化电负性增大H2.1I1ALiL.0BeL5Na1).9K0.8CaRb0.8Sr LOCs ().7Ba(WsHwAS)cN 31AII0A :F4.0zAl1,3

12、J JSiLBP2 Js2,5-Cl寻.n>GaL61 LJGcL.BSe2.4Br2.8>In L7SnLSSb IETe2 J1奸>T1I.HPbL.9Bi19Po鼻丄Atdi 同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱减弱 11、电负性的同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐应用判断元素的金属性和非金属性及其强弱 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 如 锗、锑等的电负 性那么在 1.8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。 金属元素

13、的电负性越小，金属元素越活泼；非金 属元素的电负性 越大，非金属元素越 活泼。判断元素的化合价 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。 电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值判断化学键的类型1.7 ，它们之间通常形成离子键。1.7 ，它们之间通常形成共价键。 如果两个成键元素原子间的电负性差值大于 如果两个成键元素原子间的电负性差值小于H非有金气属炸性?第一电离能、电贯性谨渐增大12、电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系漸兀素A1 1 Si i - ,Ge | AsSb TeU A>>川A, V A>W A比拟电负性大小时，不考注 稀有气体电离能为同周期中最大。第一电离能第一电离能、电血性减小虑稀有气体元素在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素如图的有些性质是相似的如硼和硅的含氧13、元素的对角线规那么LiBeByM峯Y、ASi酸盐都能形成玻璃，且互熔，被称为“对角线规那么接近，说明它们对处于“对角线位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是由于它们的电负性 键合电