原子结构与元素的性质.doc

高中化学新课标（苏教版）物质结构与性质教案专题2 原子结构与元素的性质第二单元 元素性质的递变规律学习目标1在必修的基础上，进一步理解元素周期律2理解元素性质岁原子序数的递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化3了解元素电离能、电负性的概念和岁原子序数递增的周期性变化规律4了解电离能、电负性的简单应用课时安排 5课时第一课时学习内容回顾：元素周期律及元素周期律的具体体现（1）含义（2）本质：核外电子排布的周期性变化（3）具体体现、核外电子排布的周期性变化、元素化合价的周期性变化、原子半径的周期性变化、元素金属性和非金属性的周期性变化一、原子核外电子排布的周期性1随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布从ns1ns2np6呈现周期性变化2根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区（1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。价电子排布为ns12，主要包括A和A族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电子形成+1价或+2价离子（2）p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素（s 轨道上的电子必排满）。价电子排布为ns2np16，主要包括周期表中A到A和0族共6个主族元素，这些元素随着最外层电子数的增加,原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。除氢以外的所有非金属元素都在p区（3）d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。价电子排布为(n-1)d19ns12，主要包括周期表中B到B和族，d区元素全是金属元素。这些元素的核外电子排布的主要区别在(n-1)d的d轨道上。由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。（4）ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s 元素没有(n-1)d电子，而ds区元素的 (n-1)d轨道全充满，因此ds区元素的价电子排布是(n-1)d10ns12。包括B和B，全是金属元素（5）f区元素：包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是(n-2)f014(n-1)d02ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。由于最外层的电子基本相同，(n-1)d的电子数也基本相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。思考：（1）主族元素和副族元素的电子层结构各有什么特点？（2）周期表中，s区、p区、d区、ds区元素的电子层结构各有什么特点？包括元素外围电子排布化学性质s区A A族ns12除氢外，都是活泼金属p区AA 0族ns2np16非金属性增强、金属性减弱d区BB 族(n-1)d19ns12均为金属，d轨道上的电子可参与化学键的形成ds区B B族(n-1)d10ns12均为金属，d轨道上的电子不参与化学键的形成f区镧系锕系(n-2)f0-14(n-1)d02n镧系元素化学性质相似锕系元素化学性质相似（3）具有下列电子层结构的元素位于周期表的哪一个区？它们是金属还是非金属？ns2 ns2np5(n-1)d5ns2 (n-1)d10ns2(4)某元素基态（能量最低状态）原子最外层为4s1，它位于周期表的哪个区？（5）已知某元素的原子序数是50。试写出它的原子核外电子排布式。该元素位于周期表的哪一个区？属于金属还是非金属元素？第二、三课时学习内容二、元素第一电离能的周期性变化（一）第一电离能（I1）的概念：气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量。注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子（二）第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1越小，原子越容易失去一个电子；I1越大，原子越难失去一个电子（三）I1的周期性变化1同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大2同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐碱小3周期表的右上角元素的第一电离能数值大，左下角元素的第一电离能的数值小（四）I1与洪特规则的关系同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子外围电子排布的特征有关。如镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。随堂检测1下列各组元素中，第一电离能依次碱小的是 （ ）AH、Li、Na、K BI、Br、Cl、FCNa、Mg、Al、Si DSi、Al、Mg、Na2解释下列现象（1）元素原子的第一电离能总是正值（2）磷的第一电离能比硫的第一电离能大（3）同一周期中，总是稀有气体元素的原子的第一电离能最大（4）Na+、Ne是等电子体（等电子体具有相同的电子层结构和相似的空间构型，通常具有相似的性质），为什么它们的第一电离能的实质相差较大？I1(Ne)=21.6ev；I1(Na+)=47.3ev ev：电子伏特，能量的单位3比较下列元素第一电离能的大小。并说明理由（1）锂和氖（2）铍和硼（3）碳和氮（4）磷和硫5第二电离能（I2）、第三电离能（I3）及各级电离能的应用（1）概念+1价气态离子失去一个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称称为该元素的第二电离能，表示I2+2价气态离子失去一个电子，形成+3价气态离子所需要的最低能量称称为该元素的第二电离能，表示I3（2）应用（a）用来衡量元素的原子或离子气态时失去电子能力的强弱。电离能数值越小，该元素的原子越容易失去电子(b)确定元素通常以何种价态存在(c)核外电子分层排布的有力证据思考：1已知某元素的第一至第八电离能（单位kJ/mol）：I1=577，I2=1820，I3=2740，I4=11600，I5=14800，I6=18400，I7=23400， I8=27500（1）为什么I1至I8是增加的？（2）试推测该元素的原子最外层有几个电子？2参考教材P20表2-6，解释为什么易形成Na+，而不易形成Na2+？易形成Mg2+，而不易形成Mg3？科学探究金属性与金属活动性金属元素的原子在化学反应中通常表现为失去电子形成阳离子的倾向。金属性的强弱通常用金属元素原子的最外层电子的电离能大小来衡量金属活动性是反映金属在水溶液中形成水合离子倾向的大小，也就是反映金属在水溶液中起氧化反应的难易。从能量角度看，金属活动性除了与金属元素原子的电离能有关外，同时还与金属的升华能（固态单质变为气态原子所需的能量）、水合能（金属阳离子与水化合时所放出的能量）等多种因素有关金属性强的元素，一般说来它的金属活动性也强，但也有不一致的情况。例如，钠的第一电离能比钙的第一电离能小，但是钙在水溶液中形成水合离子的倾向比钠大，所以钙的金属活动性比钠强。简单地说，金属性是金属原子失去电子的能力，金属活动性金属单质的活泼性，两者是有区别的惰性电子对效应在元素周期表中A、A、A族中，从上到下低价态趋于稳定，习惯上被认为是由于ns2电子对的“惰性”引起的，故被称为“惰性电子对效应”。主要表现在Tl(+3)、P(+4)、Bi(+5)都具有强氧化性，而其低价态Tl(+1)、P(+2)、Bi(+3)很稳定，即6s2表现特殊的稳定性，力图不参与成键。造成这种现象的主要原因是原子序数较大的重元素的6s2电子的钻穿能力强，受核控制大，成键能力弱。另一方面，重元素的原子半径大，成键时价层轨道重叠较少，并且内层电子数较多，这些内层电子与其键合原子的内层键的斥力增大等因素导致其成键能力变弱，高价态成键的能量不足以补偿低价态到高价态所需的激发能或电离能，因此，高价态易“收回”已参与成键的6s2电子而还原为低价态第四课时学习内容三、元素电负性的周期性变化（一）元素电负性()的概念：元素的原子在化合物中吸引电子的能力元素电负性最早是由美国科学家鲍林（L.Pauling） 提出，发展到现在元素电负性有多种标准，但我们习惯上还是用鲍林的电负性数值鲍林规定氟元素的电负性最大，=4.0，再通过一定的计算方法，得出其他元素的电负性数值（见下表）（二）元素电负性的周期性变化规律1同周期：从左到右，元素电负性由小到大（稀有气体除外）2同主族：从上到下，元素电负性由大到小有以上规律得出：元素周期表中，右上角氟元素的电负性最大，左下角铯元素的电负性最小（放射性元素除外）（三）元素电负性的应用1元素的电负性可以用来判断元素为金属元素还是非金属性元素电负性()1.8 为非金属元素， 电负性()1.8为金属元素2元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱元素A和B，若AB，则非金属性AB，得电子能力也是AB3元素电负性的差值可以用来判断化学键的类型A-B1.7，所形成的化学键为离子键；A-B1.7，所形成的化学键为共价键；4元素的电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负若元素A和B形成的化合物中，AB，则A呈负价，B呈正价注意：电负性的大小与电离能的大小有一定的一致性，但没有绝对的一致，如镁的电负性比铝小，但镁的电离能比铝大练习：1电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是 （ ） A周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C电负性越大，金属性越强 D电负性越小，非金属性越强2、已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是 ( )A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B、第一电离能可一定Y小于XC、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y对应的酸性D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ ） A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金科学探究对角线规则元素周期表中某一元素及其化合物的性质和它左上方或右下方的另一元素的性质相似，这种现象称为“对角线规则”。在2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有3读对：锂与镁、铍与铝、硼和硅。有人认为是因为这些元素的电负性相近的原因造成的。（1）锂与镁的相似性：锂在氧气中燃烧和镁一样只生成氧化物，而其他碱金属在氧气中燃烧则生成过氧化物或超氧化物；锂和镁都能能直接与氮作用，而其他碱金属不与氮直接反应；锂和镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶与水，而其他碱金属的相应盐都易溶与水；含水氯化物受热发生水解（2）硼和硅的相似性：密度相近（B 2.35g/cm3 Si 2.336 g/cm3）；氢化物在常温下都是气体；遇水都能完全水解第五课时：专题复习本专题知识内容一、原子核外电子的运动特点及其描述方法二、描述核外电子的运动状态的几个方面三、原子核外电子排布必须遵守的原理四、原子核外电子排布的表示方法五、元素周期表的结构（周期、族、区）六、元素周期律的概念、本质及其具体体现几个重要的概念（名词）1电子云2外围电子、价电子3基态、激发态4原子光谱、发射光谱、吸收光谱5第一电离能、第二电离能6电负性习题研究1概念辩析：（1）每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束（2）f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素（3）铝的第一电离能大于K的第一电离能（4）B电负性和Si相近（5）已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol（6）O原子的电子排布为： ，测得气态氧原子电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol（7）半径：K+Cl-（8）酸性 HClOH2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH)2（9）第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素（10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数（11）某原子的最外层电子排布式为ns1时，其次外层一定排满了（12）原子核外能量相同的电子处于同一轨道（13）Na+电子排布式是1s22s22p6（14）电子排布式中2p2表示2p能级上排布着2个电子，它们的自旋方向相同2电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是 （ ） A周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C电负性越大，金属性越强D电负性越小，非金属性越强3已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是 ( )AX与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B第一电离能可能Y小于XC最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的D气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX4根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ ） A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金5下列有关推断中，不符合实际的是 （ ）A第n周期有2n2种元素B第 n周期的第n族的元素一定是金属元素（n1）C第n周期有（8-n）种非金属元素（n1）D第 n周期的第n族的元素一定是非金属元素6已知几种元素的电负性，请回答下列问题元素LiMgAlGeCNAsOCl电负性1.01.31.62.02.53.02.23.43.2(1)工业上制备金属镁，采用电解熔融MgCl2的办法，而制备金属铝，采用电解熔融Al2O3(加冰晶石)而不用电解AlCl3的办法。试解释原因（2）判断化合物是GeCl4、AsCl3共价化合物还是离子化合物？（