11-12学年高中化学12原子结构与元素的性质(第2课时)导学案新人教版选修3

1、 选修三第一章第二节原子结构与元素的性质 导学案第2课时学习时间 2022 2022学年上学期周【课标要求】1、掌握原子半径的变化规律2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质3、进一步形成有关物质结构的根本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系5、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知识回忆我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢学与问教材P16元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化规律是什么【学与问】观察教材P17图1-20表分析总

2、结1. 元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何应如何理解这种趋势2. 元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何应如何理解这种趋势3.粒子半径大小的比较有什么规律呢【阅读与思考】阅读P17电离能，电离能是反映元素的另一个什么性质3.原子的第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律呢 请分析P18图121思考与交流1. 观察p18图1-21， Be的第一电离能大于B，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Ga2.结合已学知识电离能有哪些主要应用【典例解悟】1.以下各组元素，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()A.

3、K、Na、Li BAl、Mg、NaC.N、O、C DCl、S、P2.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，如下列图。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并答复以下问题。(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是：_。各主族中E值的这种变化特点表达了元素性质的_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。试预测以下关系式中正确的选项是_E(砷)>E(硒)E(砷)<E(硒)E(溴)>E(硒)E(溴)<E(硒)(3)估计1 mol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、(4)10号元素E值较大的原因是_。【练习】1、某元素的电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I714.529.647.477.597.9551.9666.8此元素位于元素周期表的族数是A. IA B. AC. AD、A E、A F、A G、A2.以下说法正确的选项是 A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中，氟的电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大3、以下原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是 A、ns2np1 B、ns2np2 C、ns2np3 D、ns2np44.能够证明电子在核外是分层排布的事实是 A、

5、电负性 B、电离能 C、电子亲和能 D、电势能5、下表是元素周期表的一局部，表中所列的字母分别代表某一化学元素a、c、h b、g、k c、h、l d、e、f2如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。原子核失去核外不同电子所需的能量KJ·mol-1锂XY失去第一个电子519502580失去第二个电子7 2964 5701 820失去第三个电子11 7996 9202 750失去第四个电子9 55011 600通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需

6、的能量。表中X可能为13种元素中的填写字母元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式。Y是周期表中族的元素的增加，I1逐渐增大。以上13种元素中，填写字母元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。 .疑点反响：通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来_ 选修三第一章第二节原子结构与元素的性质 导学案第2课时知识回忆元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能和电负性。学与问同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。【学与问】【学生归纳总结】1. 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。

7、其主要原因是由于核电荷数的增加使原子核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。2. 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大。3.投影小结1、原子半径大小比较：电子层数越多，其原子半径越大。当电子层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增大而增大2、核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。3、同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子<原子<阴离子，并且价态越高的粒子半径越小。【阅读与思考】电离能1定义：气态原子或气态

8、离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能.常用符号I表示，单位为KJmol1意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。2元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。【学与问】教材P181.提示碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。2.提示因为原子首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从教材中Na、Mg、Al的电离能的表格可看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离

9、能的10倍)，故Na的化合价为1。而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为2、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、I4、I5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5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。3.同周期元素：从左到右，元素的

10、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容易失去电子电子。思考与交流1. 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，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大但其中有些曲折。反常的原因：多数与全空p0、d0、全满p6、d10和半满p3、d5构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布

11、在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。【典例解悟】1.解析此题考查了元素第一电离能的递变规律，由同周期中从左到右，元素的第一电离能逐渐增大知，B、D选项中均逐渐降低；同主族中，从上到下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，故A项正确。答案A通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但A族、A族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失

12、去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。2.解析此题考查了元素第一电离能的变化规律和同学们的归纳总结能力。(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。(2)从第二、三周期可以看出，第A和A族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)根据同主族、同周期规律可以推：E(K)<E(Ca)<E(Mg)。(4)10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已到达8电子稳定结构。答案(1)随着原子序数的增大，E值变小周期性(2)(3)485 kJ·mol1738 kJ·mol1(4)10