新课标人教版选修3第一章第二节-原子结构与元素的性质

新课标人教版选修三物质结构与性质第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质（第一课时）高二化学组：何佳佳复习回忆1、随着元素原子的核电荷数递增，每到出现

，就开始建立一个新的

，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现

气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。碱金属电子层稀有2、在周期表中，把

相同的元素，按

的顺序从左到右排成横行，称之为

，有

个；在把不同横行中

相同的元素，按

递增的顺序由上而下排成纵行，称之为

，共有

个纵行，

个族。16个族又可分为

主族、

副族、

Ⅷ族、

0族。能层数原子序数递增周期7最外层电子数能层数族18167个7个1个1个课堂思考1：以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式观察原子的核外电子排布变化有什么规律？归纳：最外层电子排布从1个电子(ns1)到8个电子(ns2np6)呈周期性变化.课堂思考2：门捷列夫周期表中每一周期的第一个元素(除第一周期外是锂、钠、钾、铷、铯、钫——碱金属。根据构造原理写出它们的电子排布式?以碱金属为例，回答原子的核外电子排布变化有什么规律？一、原子结构与元素周期表1.原子结构的周期性观察锂、钠、钾、铷、铯基态原子的简化电子排布式

锂1s22s1或[He]2s1钠1s22s22p63s1或[Ne]3s1钾1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1铷1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s1铯1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或[Xe]5s1归纳：①最外层电子数相同②随着元素原子的核电荷数递增每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体；然后又开始由碱金层到稀有气体。结论1：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。核外电子排布规律复习1：随着核电荷数的增加，同一周期元素的性质变化有何规律？①金属性、非金属性：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。②化合价：最高正价+1、+2、+3、+4、+5、+6、+7。最低负价：-4、-3、-2、-1。2.元素性质的周期性复习2：随着核电荷数的增加，同一主族元素的性质变化有何规律？①自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。②最高正价相同，最高正价和最低负价的绝对值之和等于8。结论2：随着核电荷数的增加，元素的性质呈现周期性变化.思考：周期表中每一周期中的元素的数目是多少？(读周期表回答)周期一二三四五六七八元素数目28818183232？金属元素数目023141530？5031说明：元素周期系的周期性变化并不是单调的3.原子结构与各周期中元素种数的关系：原子结构的周期性变化决定元素性质的周期性变化表现形式元素周期表思考：原子结构的周期性变化、元素性质的周期性变化与元素周期表三者之间有什么关系呢？科学探究1.元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子排布式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布式跟其他元素的电子排布式不同？ns1ns2np6因为第一周期的元素只有1个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的电子排布式不同。科学探究2.元素周期表共有多少个纵列？周期表上的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数在化学反应中发生变化。每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？18纵列不相等相等3.按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什么？s区、d区、p区分别有几个纵列？为什么s区、d区、ds区的元素都是金属？区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号s区包括2个纵列：ＩA、ⅡA；d区包括8个纵列：ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ族；p区包括6个纵列：ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族ds区元素：包括ⅠB和ⅡB族。f区元素：包括镧系和锕系元素。s区、d区、ds区的元素在发生反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，所以都是金属。科学探究4.元素周期表可分成哪些族？为什么副族又称之为过渡元素？元素周期表分成：主族、副族、第Ⅷ族、和0族；副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。5.为什么在元素周期表中，非金属主要集中右上角三角区？这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。科学探究6.处于非金属三角区边缘的元素常被称之为半金属元素或准金属元素。为什么？处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。课堂练习：1.下列关于元素周期律和元素周期表的说法正确的是（）A.目前发现的元素占据了周期表的全部位置，不可能再有新的元素被发现。B.按原子的电子构型，可将周期表分成5个区C.俄国化学家道尔顿为元素周期表的建立做出了杰出的贡献。D.同一主族的元素从上到下，金属性呈周期性变化答案：B2.A、B、C、D四种元素短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3：4，D能与A、B、C形成电子数相等的分子X、Y、Z.下列叙述正确的是（）A.X、Y、Z的稳定性逐渐减弱B.A、B、C、D只能形成5种单质.C.X、Y、Z三种化合物的熔沸点逐渐升高.D.自然界中存在多种有A、B、C、D四种元素组成的化合物答案：CD科学史话：第一张元素周期表

1829年德国化学家德贝菜纳发现当时已知的44种元素中有15种元素可分成5组，每组的三个元素性质相似，而且中间元素的相对原子质量约为较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半。例如，钙、锶、钡性质相似，锶的相对原子质量大约是钙和钡的相对原子质量之和的一半。氯、溴、碘，锂、钠、钾等组元素的情况类似，由此提出了“三素组”的概念，为发现元素性质的规律性打下了基础。…………1859年，24罗的俄国彼得堡大学年轻讲师门捷列夫来到德国海德堡大学本生的实验室进修。当年，本生和基尔霍夫发明了光谱仪，用光谱发现了一些新元素，掀起一股发现新元素热。次年，门捷列夫出席了在化学史土具有里程碑意义的德国卡尔斯鲁厄化学大会。门捷列夫回忆道：“我的周期律的决定性时刻在1860年，我……在会土我聆听了意大利化学家康尼查罗的演讲……正是当时，元素的性质随原子量(相对原子质量)递增而呈现周期性变化的基本思想冲击了我。”此后，门捷列夫为使他的思想信念转化为科学理论，作出了10年艰苦卓绝的努力，系统地研究了元素的性质，按照相对原子质量的大小，将元素排成序，终于发现了元素周期律。…………元素周期表手稿1、判断下列各基态元素原子的电子排布式是正确还是错误，如果错误在空格中改正。

（1）Li：

1s2

()

________；

（2）Be：1s22s12p1()

________；

（3）O：

1s22s22px22py2()

_______；（4）K：

1s22s22p63s23p63d1(

)________；

（5）Cu：1s22s22p63s23p63d94s1

(

)______。

(1)√(2)x;1s22s2(3)x;1s22s22px22py12pz1(4)x;1s22s22p63s23p64s1(5)x;1s22s22p63s23p63d104s1答案：2、判断下列表达是正确还是错误（1）1s22p1属于基态；

（

）（2）1s22s22p63s23p63d54s1属于激发态；

（

）（3）1s22s22p62d1属于激发态；

（

）（4）1s22s22p63d1属于基态；

（

）答案：(1)x(2)x(3)√(4)x3、根据2n2的规律推算第一到第四电子层最多可以容纳的电子数目为

。（6.2,8,8,18）4、已知某原子的电子分布是1s22s22p63s23p63d104s24p1。

（1）这元素的原子序数是多少？

（2）这元素属第几周期？第几族？是主族元素还是过渡元素？

（3）哪些电子是这个原子的价电子。答案：(1)31(2)4；IIIA；主族元素.(3)4s24p1课后作业1.课后习题1、2、3、4.2.看化学全解第二节原子结构与元素的性质第2课时课堂练习元素的性质随（）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律

核电荷数二、元素周期律1.原子半径观察下图，总结原子半径的变化规律（1）原子半径的变化规律：同周期主族元素从左到右，原子半径（）逐渐减小同主族元素的原子半径从上到下（）逐渐增大思考：如何理解这种变化趋势？原子半径的大小取决于1、电子的能层数2、核电荷数（2）微粒半径的比较课堂练习1：比较下列微粒的半径的大小：（1）CaAI(2)Na+Na(3)Cl-Cl(4)K+Ca2+S2-CI-

><>S2->CI->K+>Ca2+总结规律：核外电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增加而减小；所带负电荷越多，离子半径越大，所带正电荷越多，半径越小。课堂练习2：具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C下列分析正确的是（）A.原子序数关系：C>B>AB.微粒半径关系：Bn->An+C.C微粒是稀有气体元素的原子.D.原子半径关系是：A<B<CB，C2.电离能（1）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能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2观察图1-21，总结电离能的变化规律：（2）元素第一电离能的变化规律：同周期从左到右呈现逐渐增大的趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素）（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少.（3）电离能的意义：电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。学与问：1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？因为随着电子的失去，阳离子所带的正电荷越来越大，再失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越多。课堂练习：下列说法正确的是（）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，氟的第一电离能最大.D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.A第二节原子结构与元素的性质第3课时3.电负性（1）基本概念化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子电负性：元素地原子在化合物中吸引键合电子地标度，电负性是相对值，没单位。（2）电负性的意义