鲁科版选修3 原子结构与元素性质 学案3.doc

第3节 原子结构与元素性质名师导航知识梳理一、主族元素原子得失电子能力的规律 元素原子得失电子的能力是元素的重要性质，它取决于元素的_，一般来说，金属原子容易_电子变成_离子，非金属原子容易_电子变成_离子。通常，主族元素原子得、失电子的能力随着_的递增呈现如图1所示的递变规律。族周期a a a a a a a 01234567 人们可以定性地从_和_来分析周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律，同周期各元素原子的电子层数_，从左到右原子半径逐渐_，有效核电荷数依次_，原子核对电子的吸引作用逐渐_，因而原子_电子的能力越来越弱，_电子的能力越来越强。同主族元素价电子数相同，但自上而下原子半径逐渐_，原子核对最外层电子吸引作用逐渐_。所以金属元素原子_的能力越来越强，非金属元素的原子_电子的能力越来越弱。位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线附近的元素，原子得失电子的能力都_。 在科学研究和生产实践中，仅有定性分析往往是不够的。为此，人们用_、_、_来定量地比较原子得、失电子能力的强弱。二、电离能及其变化规律1.科学家们通常用电离能来表示_的难易程度：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的_叫做电离能（ionization energy），常用符号_表示，单位为_,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_，常用符号_表示，由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为_，常用符号_表示，依次还有第三、第四电离能等。通常，原子的第二电离能_第一电离能，第三电离能又_第二电离能。2.根据电离能的定义，可知电离能越小，表示在气态时该原子越_失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越_电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时_的难易程度。3.通过观察可以发现，对同一周期的元素而言，_元素的第一电离能最小，_元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现_的变化趋势，表示元素原子越来越难_电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数_和原子半径_，核对外层电子的_作用依次_的必然结果。同主族元素，自上而下第一电离能逐渐_，表明自上而下原子越来越_电子。这是因为同主族元素原子的价电子数_，原子半径逐渐_，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐_。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右_。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d轨道上，核对外层电子的_作用变化不是太大。 总之，第一电离能的周期性递变规律是_，_周期性变化的结果。4.元素的化合价与原子的核外电子排布，尤其是与价电子排布有着密切的关系。元素的最高正化合价等于它所在_。非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和_8（氢元素除外）；稀有气体元素原子的电子层结构是_的稳定结构，其原子既不易_电子也不易_电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为_；过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为_。三、元素的电负性及变化规律1.鲍林在1932年引入电负性概念，用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给电负性下的定义是“电负性（electronegativity）是元素的原子在化合物中_能力的标度”。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力_；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力_。2.金属元素的电负性_，非金属元素的电负性_，同一周期从左到右，元素的电负性_；同一主族，自上而下，元素的电负性_，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的_，电负性小的元素位于元素周期表的_。3.元素的电负性用于判断一种元素是_元素还是_元素，以及元素的_如何。通常，电负性_元素，大部分是金属元素；电负性_的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越_；金属元素的电负性越小，金属元素越_。例如，氟的电负性为_，是最强的非金属元素；钫的电负性为_，是最_的金属元素，利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；电负性大的元素易呈现出_，电负性小的元素易呈现_。4.除了元素的性质呈现_变化外，物质的许多性质也呈现_变化。例如，单质的熔点、沸点、熔化热、汽化热；氢化物、氯化物的生成热、熔点和沸点等，都呈现出规律性的变化趋势。5.通过上面的学习，你对元素周期律有了更深刻的理解：（1）同族元素在性质上的相似性，取决于原子_的相似性；而同族元素在性质上的递变性，取决于原子_的增加。（2）主族元素是金属元素或非金属元素取决于原子中_。通常，原子核外价电子少的元素为_元素，价电子多的元素为_元素，处于二者之间的元素兼有金属元素和非金属元素的性质。总之，元素性质变化的周期性取决于元素_周期性，这就是元素周期律的实质。疑难突破1.元素周期表的分区是如何划分的？剖析：按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和ds区的元素原子最外层电子数为12个，在反应中易失去电子，故都是金属元素。2.第a族中的镁、第a族中的磷等第一电离能都出现反常，它们比相邻元素的第一电离能都要大，这是为什么？ 剖析：mg的电子排布式为：1s22s22p63s2，当mg失去一个电子后电子排布式为:1s22s22p63s1，mg的最外层全充满状态很难失去一个电子,其第一电离能较大；而al的电子排布式为：1s22s22p63s23p1，当al失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s2，al失去一个电子变为最外层全充满状态，故al的第一电离能较小。磷的电子排布式为：1s22s22p63s23p3，当磷失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s23p2，由3p能级半充满状态很难失去一个电子，其第一电离能较大。硫的电子排布式为：1s22s22p63s23p4，当硫失去一个电子后电子排布式为：1s22s22p63s23p3，硫易失去一个电子变为半充满状态，故硫的第一电离能较小。磷的第一电离能比硫的大。问题探究问题1：通过仔细观察元素周期表，你发现元素周期表中，相邻两个周期内上下相邻两种元素的原子序数的差额数与周期表的结构有什么关系？探究：s区（左下表阴影部分）的上下相邻两种元素原子序数的差值均等于上面元素所在周期内的元素种数：其他区（右下表阴影部分）的上下相邻两种元素原子序数的差值均等于下面元素所在周期内的元素种数。问题2：已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素albbecclfli电负性1.52.01.52.52.84.01.0元素mgnnaopssi电负性1.23.00.93.52.12.51.7 试结合元素周期律知识及表中给出的数据，探究元素的电负性具有的变化规律。探究：可整理为下表：元素libebcnof电负性1.01.52.02.53.03.54.0元素namgalsipscl电负性0.91.21.51.72.12.52.8 由表中数据看出：随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样随原子序数的递增呈周期性变化。典题精讲【例1】下列有关电负性的说法中正确的是（ ）a.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大b.在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大c.金属元素电负性一定小于非金属元素电负性d.在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价思路解析：主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：on，但第一电离能：no，a错误。b、c选项没有考虑过渡元素的情况。答案：d【例2】 下列叙述中正确的是（ ）a.同周期元素中， a族元素的原子半径最大b.a族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子c.室温时，零族元素的单质都是气体d.同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小思路解析：本题主要考查元素周期表中，同周期主族元素性质的一些递变规律。a项错，在同周期元素中a族元素的原子半径最小。b项不正确，因为在同主族元素中，原子半径越大，越难得电子。c项正确。d项正确，同周期中，碱金属元素的第一电离能最小。答案：cd【例3】 （经典回放）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），如图15所示，试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。图1-5（1）同主族内不同元素的e值的变化特点是_。各主族中e值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。（2）同周期内，随原子序数的增大，e值增大。但个别元素的e值出现反常现象，试预测下列关系中正确的是_（填写编号）。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）10号元素e值较大的原因是_。思路解析：（1）同主族元素最外层电子数相同，随着原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以失去最外层电子所需能量逐渐减小。（2）根据图像可知，同周期元素e（氮）e（氧），e（磷）e（硫），e值出现反常现象。故可推知第四周期e（砷）e（硒）。但a族元素和a族元素的e值未出现反常。所以e（溴）e（硒）。此处应填。（3）1 mol气态ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素mg要容易，故其e值应在419738之间。（4）10号元素是ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其e值较大。答案：（1）随着原子序数的增大，e值变小 周期性（2） （3）419 438或填e（钾） e（镁）（4）10号元素是氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8个电子稳定结构【例4】 （经典回放）已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素albbecclflimgnnaopssi电负性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。（1）根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_。（2）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？mg3n2 becl2 alcl3 sic思路解析：元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及上表中数值：mg3n2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；becl2、alcl3、sic电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案：（1）随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化（2）mg3n2是离子化合物。sic、becl2、alcl3均为共价化合物【例5】（经典回放）下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。（1）下列_（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。a、c、h b、g、k c、h、l d、e、f（2）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（kjmol-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。思路解析：（1）从所给元素在周期表中的位置不难知道a、c、d、f分别为na、mg、sr和al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；h为碳元素，其单质中的石墨也是电的良导体，故应选两组。（2）锂原子核外共有3个电子，其中两个在k层，1个在l层，当失去最外层的一个电子后，锂离子达到稳定结构，根据题给信息可知，锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量。由表中数据可知：x失去第二个电子所需能量远大于失去第一个电子所需的能量（9倍多），而失去第三个、第四个电子所需能量皆不足前者的两倍，故第一个电子为最外层的1个电子，而其他几个电子应处于内层。结合所给的周期表知，x应为a，即钠元素，和j即氧元素所形成的化合物化学式分别为：na2o和 na2o2。由表中所给y的数据可知，y失去第一、二、三个电子所需能量差别不大，而失去第四个电子所需能量远大于失去第三个电子所需的能量，因此，y元素的最外层有3个电子，即为第a族的元素al。从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定失电子所需能量越高，在所给13种元素中，处于零族的m元素已达8e-稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。答案：（1）（2）li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难 a na2o或na2o2 a或第三主 m知识导学 本节学习要把握元素原子核外电子排布的周期性变化是基本性质出现周期性变化的原因。在学习过程中，要结合实例，明确电离能、电负性等元素性质的含义。元素性质递变规律表解同周期：从左到右同主族：从上到下核电荷数逐渐增多逐渐增多电子层结构电子层数相同，最外层电子数递增电子层数递增，最外层电子数相同原子核对外层电子的吸引力逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价+1+7非金属负价-4-1最高正价等于族序数（f、o除外）元素性质金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强碱性减弱酸性一般减弱碱性增强非金属气态氢化物的形成和热稳定性气态氢化物形成由难到易，稳定性逐渐增强气态氢化物形成由易到难，稳定性逐渐减弱元素单质与水或酸反应置换氢气的难易程度越来越难越来越容易 电离能与原子轨道能有关，其大小取决于原子的有效核电荷(数)和主量子数。 主量子数相同时，有效核电荷数越大，电离能越大。 有效核电荷数相同时，主量子数越大，电离能越小。 第一电离能与元素失电子难易程度的关系：第一电离能越大越难失去电子，第一电离能 越小越易失去电子。 元素第一电离能的周期性变化：(1)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）。副族元素：左右：其第一电离能不规则地增加，且增加的幅度很小。 不规则的原因：多数与全空、全满和半满构型是比较稳定的构型有关。(2)同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。 主族元素：自上而下，随主量子数递增而明显地依次减小。 副族元素：自上而下，变化幅度较小，且规律性也差。 （第六周期的副族元素的第一电离能反而比第四、五周期的大，这主要是由“镧系收缩”效应引起的） 电离能数值的应用 判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。 运用电离能数值大小判断金属原子在气态时失去电子的难易,电离能的数值还可用于主族元素所在元素周期表中的族序数以及其价电子数，进而可确定其最高正化合价。 元素电负性越大，该元素原子在分子中吸引成键电子的能力越大，反之越小。 主族元素： 同一周期自左至右电负性增大；同一族自上而下电负性减小，但在区出现了反常现象，即第四周期元素的电负性大于第三周期元素的电负性，例如：，这是因为前者的有效核电荷比后者大的缘故。副族元素： 同一周期自左至右电负性略有增加；同一族中的规律： 第一过渡系第二过渡系第三过渡系，这和有效核电荷和原子半径的变化规律是一致的。 在周期表中，右上方()最大(3.98），左下方(cs)，最小（0.79）。 电负性的应用：（1）判断元素的金属性和非金属性： 第一电离能越大，电负性越大，金属性越弱，非金属性越强；第一电离能越小，电负性越小，金属性越强，非金属性越弱。 1.5 2 2.5 活泼金属 金属 非金属 活泼非金属（2）确定共价键极性的强弱 在共价化合物中，由于不同元素的原子吸引电子的能力不同，共用电子对就必须或多或少地偏向于对它吸引力较大的那个原子，所以形成的键就具有不同程度的极性。两种元素的电负性相差越大，它们之间键的极性就越强。例如，卤素中氟的电负性为4.0，氯为3.0，溴为2.8，碘为2.5，而氢的电负性为2.1。显然，卤化氢分子中键的极性强弱的顺序为hfhclhbrhi，其中前两种为强极性键，hi为弱极性键。（3）确定化学键的类型 离子键和共价键之间没有一条绝对分明和固定不变的界限。一般地，当两个原子电负性差值约为1.7时，单键的离子性和共价性各约为50%，所以当两个原子电负性差值大于1.7时，可认为它们形成的是离子键，它们结合的物质是离子化合物；而当两个原子电负性差值小于1.7时，则形成的是共价键，它们结合的物质是共价化合物。如beh2两者电负性间的差值为2.1-1.5=0.61.7，故为共价键。疑难导析 在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号。 要知道第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布的关系，还要清楚通常情况下，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，原子的能量是否较低，该元素是否具有较大的第一电离能。 第a族中的镁、第a族中的磷等第一电离能都出现反常，它们比相邻元素的第一电离能都要大，要说明这个问题必须从分析原子的核外电子排布入手。问题导思 分别观察元素周期表中各区内，相邻两个周期上下相邻两种元素的原子序数的差额数与每一周期所含元素的种数间的关系。以具体的元素分析，如：第a族中na与k原子序数之差为8，与na所在周期包含元素种数相同；rb与cs原子序数之差为18，与rb所在周期包含元素种数相同。 再如：第a族中的铝与镓的原子序数之差为18，零族氦与氖原子序数之差为8，第a族的碲与钋原子序数之差为32。 根据表中的数据，再由题干所述电负性也是元素的一种基本性质，而元素的性质是随元素的原子序数而呈周期性变化的。这样我们可以把表中给出的14种元素的电负性依原子序数由小到大的顺序整理（如左下表）。 39号元素，元素的电负性由小到大；1117号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性原子半径一样随原子序数的递增呈周期性变化。 归纳总结是学习过程中很重要的一种能力，在做该题时，其实就是对该类能力的考查。典题导考绿色通道：电负性的变化规律：（1）同一周期，从左到右，元素电负性递增。（2）同一主族，自上而下，元素电负性递减。（3）副族元素的电负性变化趋势和主族类似。【典题变式1】 下列各组元素按电负性大小排列正确的是（ ）a.fno b.oclf c.asph d.clsas答案：d 绿色通道：解答本题的关键是熟练掌握元素周期表的知识，并学会用一些具体实例来举证一些选项是错误的。【典题变式2】 下列关于稀有气体的叙述不正确的是（ ）a.各原子轨道电子均已填满b.其原子与同周期a、a族阳离子具有相同的核外电子排布c.化学性质很不活泼d.同周期中第一电离能最大答案：b绿色通道：例3中e实际为元素原子的第一电离能。表：第一电离能的变化规律及原因第一电离能的变化规律原因在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子同周期元素，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用增强，失去第一个电子总体趋势变难。价电子排布处于半满的轨道的元素，其第一电离能比邻近原子的第一电离能大同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，表明原子越来越容易失去电子同主族元素价电子数目相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱，失去第一个电子所需能量减小过渡元素第一电离能随元素原子序数的增加略有增加，变化不太规律对过渡元素原子，增加的电子大部分排布在d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大 根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子。因此，电离能的数值可作为金属原子在气态时失电子难易的判断依据。【典题变式3】 下列