原子结构与元素的性质 学案 高二化学人教版（2019）选择性必修2

第二节第一课时原子结构与元素的性质【课标要求】了解三张有重要历史意义的周期表，了解元素周期表的发展历史。认识元素周期表的基本结构，了解元素周期律、元素周期系与元素周期表之间的关系。能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的周期、族、区的划分，促进对“位置”与“结构”关系的理解。【学习目标】认识元素周期表的基本结构，能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期、族的划分促进对“位置”与“结构”关系的理解。【教学重难点】重点：元素的原子结构与元素周期表结构的关系难点：元素周期表的分区【学习过程】回顾元素周期表知识原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：原子序数＝＝＝元素周期表中关于周期、族的概念元素周期律、元素周期系、元素周期表元素周期律1869年，门捷列夫发现，按从小到大的顺序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢开始进行编号，称为原子序数。这个序列中的元素性质随着原子序数递增发生的重复，这一规律被门捷列夫称作元素周期律。元素周期系1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即。随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。元素的这一按其排列的序列称为元素周期系。元素周期表元素周期表是呈现的表格。元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。构造原理与元素周期表1.原子核外电子排布与周期的划分根据构造原理，除第一周期外，其余周期总是从能级开始，以能级结束。(1)元素的最高能层取决于：.（最高能级的能级序数）(2)根据构造原理与周期的划分预测第八周期的元素种类.（50种）(3)三、四周期元素数目相差10的原因.原子核外电子排布与族的划分族的划分依据：取决于原子的价层电子数目和价层电子排布。同族元素夹层电子数相同，这是同族元素性质相似的结构基础。(1)按原子序数由小到大的顺序写出第四周期各元素的简化电子排布式、族序数。ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅧⅧⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0简述电子排布与族序数的关系例：ns1→IA族ⅢB～ⅦB族族序数=价电子数=列序数。Ⅷ族：若价层电子数分别为8、9、10，则是第Ⅷ族的。ⅠB、ⅡB族：族序数=最外层ns轨道上的电子数。4.原子核外电子排布与元素周期表的分区除了ds区外（d满填s），各区的名称是按照构造原理的能级来确定的。(最后填充)根据价电子判断元素分区的方法：无d的有s、p的是p区，只有s的是s区；有d的且充满的是ds区，未充满的是d区；有f的是f区。指出s区包括的族，价电子构型的通式为、，除氢外均为元素.指出p区包括的族，价电子构型的通式为.指出d区包括的族，价电子构型的通式为，均为元素.指出ds区包括的族，价电子构型的通式为，均为元素.该区元素在按构造原理排布时可以理解为先填满(n-1)d能级再填充ns能级，因此得名ds区为什么s区(除H外)、d区和ds区的元素都是金属元素？.预言119号元素基态原子最外层电子排布.(7)下列各元素是主族元素还是副族元素？位于周期表的第几周期和哪个族？属于哪个区？①1s22s22p63s23p5②[Kr]4d105s25p2③[Ar]3d34s2④[Ar]3d104s1⑤[Ar]4s1对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与的主族元素的有些性质是的，这种相似性被称为对角线规则（1）对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则，不是定理。有可能出现不符合情况，尊重客观事实。（2）相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物；B和Si的含氧酸都是弱酸。注意：化合价不同根据对角线规则，回答下列问题：（1）B的原子结构示意图为，B元素位于元素周期表的第周期族。

（2）铍的最高价氧化物对应的水化物是化合物(填“酸性”“碱性”或“两性”)，证明这一结论的有关离子方程式是。（3）根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为(用化学式表示)。第2课时元素周期律了解元素的电离能、电负性的含义。理解元素原子半径、元素的第一电离能、电负性的周期性变化。3．能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。一、原子半径1．影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子半径缩小。2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。3．原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。(2)电子层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。(3)带相同电荷离子：电子层数越多半径越大。如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。(4)核电荷数、电子层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。粒子半径比较的一般思路(1)“一层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。(2)“二核”：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。(3)“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。1．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是()A．Na、K、RbB．F、Cl、BrC．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－2．下列有关微粒半径的大小比较错误的是()A．K＞Na＞LiB．Na＋＞Mg2＋＞Al3＋C．Mg2＋＞Na＋＞F－ D．Cl－＞F－＞F二、电离能1．电离能的概念(1)第一电离能：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，通常用I1表示。(2)各级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示，以此依次类推。2．元素第一电离能变化规律(1)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。(2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。(3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的最外层8电子(He为2电子)构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。3．电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明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。(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”，并阐释错因或列举反例)。语句描述正误阐释错因或列举反例(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大(4)在所有元素中，氟的第一电离能最大(5)同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大2．(2019·福建三明一中段考)短周期元素X的第一至第六电离能分别为I1＝578kJ·mol－1I2＝1817kJ·mol－1I3＝2745kJ·mol－1I4＝11575kJ·mol－1I5＝14830kJ·mol－1I6＝18376kJ·mol－1以下说法正确的是()A．X原子的最外层只有1个电子B．元素X常见化合价为＋3价C．X原子核外有3个未成对电子D．元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱三．电负性(1)概念①键合电子：原子中用于形成化学键的电子。②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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(2)衡量标准电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性4.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。(3)递变规律(一般情况)①同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大。②同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。2．电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱①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)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。②金属元素的电负性越小，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。(2)判断元素的正负化合价①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。②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。(3)判断化学键的类型一般认为：①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。(4)解释元素“对角线规则”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，被称为“对角线规则”。这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性均为1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们的性质表现出相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两