选修Ⅲ原子结构§1-2(学)教学案.doc

第一章 原子结构与性质1-2 原子结构与元素的性质【学习目标】1进一步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。2理解元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。3知道外围电子排布和价电子层的涵义及与元素周期表分区的联系。【学习重点】1元素的原子结构与元素周期表结构的关系； 2电离能、电负性与元素性质的关系；3原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。【学习难点】 1元素周期表的分区； 2电离能、电负性概念及应用【知识梳理】一、原子结构与元素周期表1-1元素周期表的结构：（复习必修1-1内容） _个短周期（第_、_、_周期） _个横行，即_个周期周期表 _个长周期（第_、_、_、_周期） _个主族，AA共_个纵行（列），共_族 _个副族，IBB 第族（包括_3个纵行） _个零族（稀有气体元素）1-2元素周期表与原子结构的关系原子序数_数_数_数周期序数_数主族序数_电子数元素的最高正价数（F和O不显正价）【课堂练习1】（1）观察元素周期表，每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布通式为_ _，结尾元素最外层电子的排布通式为_ 。因为第一周期只有一个_能级，故结尾元素的电子排布式为_ 。（2）第A、A、A族元素的最外层电子的排布通式分别为_、_、_。1-3外围电子与价电子周期表上所列元素的电子排布称为“外围电子排布”，简称为“价电子层”。这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表共有18个纵列，每个纵列的价电子层的电子总数相等，因而外围电子排布决定元素排在周期表中哪一纵列即哪一族。一般地，元素的最高正价价电子数主族元素的价电子数和族序数相等，例如，17Cl，价电子层排布为3s23p5，价电子数为7，可形成最高价7价；过渡元素的价电子数与族序数或最高正价不一定相等。这是因为，过渡元素的价电子不仅包括最外层电子，而且还包括次外层的d电子，甚至倒数第三层的f电子。例如，24Cr，价电子层排布为3d54s1，价电子数为6，可形成最高价6价，而26Fe、29Cu的价电子层排布分别为3d64s2和3d104s1，它们常见的高价态却分别是3价和2价。【小结】：元素在周期表中的位置由原子结构决定，原子核外电子层数决定元素所在的周期，周期数最大能层数（钯除外）； 原子的外围电子总数决定元素所在的族。【思考】：查阅元素周期表，指出下列元素的外围电子排布及它们的最高正价：16S 24Mn 26Fe 29Cu 33As 1-4元素周期表的分区sddspf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。元素周期表的分区与元素价电子排布的关系s区p区d区ds区f区价层电子的排布式ns12ns2np16(n1)d19ns12(n1)d10ns12(n2)f114(n1)d02ns2纵列数2682是否都是金属除H外否是是是【课堂练习2】（1）s区、d区和p区分别有几个纵列？为什么s区（H除外）、d区和ds区的元素都是金属？（2）元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？二、元素周期律（复习必修1-2内容）元素的性质随核电荷数递增呈周期性的递变称为元素周期律。【复习提问】（1）在“必修1-2”中，“元素的性质随核电荷数递增呈周期性的递变”是指_的周期性变化、_的周期性变化、_的周期性变化、_的周期性变化。（2）通常用_、_、_， 等来判断元素金属性的强弱。（3）通常用_、_、_、_等来判断元素非金属性的强弱。2-1原子半径：原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小。这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性的递变。【典例分析】：几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：下列叙述正确的是（ ）元素代号XYZW原子半径/pm1301187573主要化合价+2+3+5、+3、32AX、Y元素的金属性：XYB一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成ZW2CY的最高价氧化物对应水化物能溶于稀氨水D一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来。【课堂练习3】：比较下列各组元素的原子半径大小 A12Mg、14Si、17Cl B3Li、11Na、19K、37Rb C16S、26Fe、33As、38Sr2-2电离能（1）电离能的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，以此类推，可得到I3、I4）52 54 56 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 26 28 30 32 34 36 38 5001000150025002000原子序数第一电离能/kJmol1HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbSrTeIXeCsBaLa（2）原子第一电离能的变化规律【结论】：周周期元素，从左至右，随原子序数的递增，第一电离能呈增大趋势；同族元素，从上至下，第一电离能呈减小趋势。【思考】： 第二周期、第三周期的A、A族元素的第一电离能为什么分别比A、A族元素的第一电离能低？试用洪特规则予以解释。（3）电离能的应用i判断金属元素的活泼性：第一电离能越小，越容易失去电子，金属的活泼性越强。例如，第一电离能大小关系：I1(Na)I1(Mg)；I1(Cs)I1(Na)，金属性：CsNaMg ii判断金属元素的化合价：同一种元素的逐级电离能的大小关系是：I1I2I3I4I5，可以根据电离能发生突跃来判断金属元素的化合价。例如，钠、镁、铝逐级失去电子的电离能如下表所示：元 素电离能(kJmol1)钠镁铝I1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成3价离子。电离能的突跃变化，还说明核外电子是分能层排布的。【典例分析】：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，并回答下列问题。原子序数013579111315171921235001000150020002500能量E(kJ/mol)2372208089050049673810129991520419（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_（填序号）。E(As)E(Se) E(As)E(Se) E(Br)E(Se) E(Br)E(Se)（3）估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_E_（单位：kJmol1）。（4）10号元素E值较大的原因是_。【课堂练习4】（1）在下面的电子排布中，第一电离能最小的原子可能是（ ）Ans2np3 Bns2np5 Cns2np4 Dns2np6 （2）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（ ）AIA BA CA DA EA FA G A（3）某元素的全部电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.1回答下列问题：由I1到I8电离能值是怎样变化的？_，为什么?_。I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?_。此元素原子的核外有_个电子层。最外层电子排布式为 _。核外电子排布图为_ _，此元素的周期位置为第_ 周期_族。（4）下表是钠和镁的第一、二、三电离能（kJmol1）。元素I1I2I3Na4964 5626 912Mg7381 4517 733 分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：_ ， 元素的电离能和元素性质之间的关系是：_ 请试着解释：为什么钠易形成Na，而不易形成Na2+？2-3电负性（1）电负性的概念i用来描述不同元素的原子对键合电子（用于形成化学键的电子）吸收力的大小。ii电负性越大的原子，对键合电子的吸收力越大，换句话说，电负性越大的原子争夺电子的能力越强。iii电负性的标准：以F的电负性为4.0，Li的电负性为1.0作为相对标准，其它元素与之进行比较，确定其电负性值。AAAAAAA电负性增大电负性增大（2）电负性变化规律H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.8Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.4Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Tl1.8Pb1.9Bi1.9PoAt【结论】同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。（主要趋势）（3）电负性的应用i判断元素的金属性和非金属性强弱金属元素越容易失去电子，对键合电子的吸引能力越小，即电负性越小，金属性越强；非金属元素越容易得到电子，对键合电子的吸引能力越大，即电负性越大，非金属性越强。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，而处于非金属三角区边界的“类金属”（如硅、锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既表现出金属性，又表现出非金属性。ii判断化学键的类型一般认为，两个成键原子相应元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键原子相应元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。例如：MgO，二者电负性差值为2.31.7，形成离子键；HBr，二者电负性差值为0.71.7，形成共价键；AlCl3，二者电负性差值为1.51.7，形成共价键，属于共价化合物。iii判断元素价态的正负（电负性大的显负价，电负性小的显正价）例如：SiC中C的电负性大，C显负价；IBr中Br的电负性大，Br显负价；S2Cl2中Cl的电负性大，Cl显负价。（4）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的性质相似，称为“对角线规则”。LiBeBSiAlMg例如，锂和镁在过量氧气中燃烧，都只生成氧化物（Li2O、MgO），不形成过氧化物；铍和铝的氢氧化物都是两性氢氧化物，既可以与酸反应，又可以溶于强碱中发生反应；而硼和硅的含氧酸都是弱酸，且强度很接近。这几对元素的电负性相近，是造成它们性质相似的原因之一。【典例分析】已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值：元素AlBBeCClFLiMgNaOPSSiX的数值1.52.01.52.53.04.01.01.20.93.52.12.51.8试结合元素周期律知识完成下列问题：（1）经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中的化学键类型是_ 。（2）根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系_；简述第二周期元素(除惰性气体外)的X的数值大小与原子半径之间的关系_。（3）请你预测Br与I元素的X数值的大小关系_。（4）7N的X值可能是：_X(N)_；某有机化合物分子中含有SN键，你认为该共用电子对偏向于_原子(填元素符号)。【课堂练习5】（1）下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是（ ）A1s22s22p4 B1s22s22p63s23p3 C1s22s22p63s23p2 D1s22s22p63s23p64s2（2）下列各元素按电负性减小的顺序排列正确的是（ ）AKNaLi BFOS CAsPN DCNO（3）主族元素A的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：原子半径AB；离子半径AB；原子序数AB；原子最外层电子数AB；A的正价与B的负价绝对值一定相等；A的电负性小于B的电负性；A的第一电离能大于B的第一电离能，其中正确的组合是（ ）A B C D（4）甲元素是第三周期p区元素，其最低化合价为1价；乙元素是第四周期d区元素，其最高化合价为+4价。填写下表：元素价层电子排布周期族金属或非金属电负性相对大小甲乙【对应练习】1下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是( )A N：1s22s22p3 BS2：1s22s22p63s23p6 C Na：1s22s22p53s2 D Si：1s22s22p63s23p22气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是（ ）A1s22s22p63s23p21s22s22p63s23p1 B1s22s22p63s23p31s22s22p63s23p2C1s22s22p63s23p41s22s22p63s23p3 D1s22s22p63s23p64s24p21s22s22p63s23p64s24p13下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐增大的顺序排列的是（ ）AK、Na、Li BAl、Mg、Na CN、O、C DCl、S、P4下列说法中正确的是（ ） A第三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5X与Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Y与Z两元素原子的核外电子层数相同，Z元素的第一电离能大于Y元素的第一电离能，则X、Y、Z的原子序数可能为（ ）AXYZ BYXZ CZXY DZYX6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（I1），气态基态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能（I2）、第三电离（I3）能。下表是第三周期部分元素的电离能单位：eV（电子伏特）数据。下列说法正确的是（ ）元素I1/eVI2/eVI3/eV甲5.747.471.8乙7.715.180.3丙13.023.940.0丁15.727.640.7A甲的金属性比乙强 B乙的化合价为+1价C丙可能为非金属元素D丁一定是金属元素7下列说法中正确的是（ ）A第三周期所含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第三周期元素中，氩的电负性最大8利用元素的电负性不能判断的是（ ）A元素的得电子能力 B化学键的类型（离子键和共价键）C元素的活动性 D元素稳定化合价的数值9X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（ ）AX的原子半径大于Y的原子半径 BX的电负性大于Y的电负性CX的氧化性小于Y的氧化性 DX的第一电离能小于Y的第一电离能10元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为1价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲合能。1价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲合能。下表给出了几种元素原子或离子的电子亲合能数据。下列说法正确的是（ ）元素原子或离子LiNaKOOF电子亲合能/kJmol159.852.748.4141780327.9A电子亲合能越大，说明越难得到电子B一个基态的气态氟原子得到一个电子成为氟离子时吸收327.9kJ的能量C氧元素的第二电子亲合能是780kJmol1D基态的气态氧原子得到两个电子成为O2需要吸收能量111932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念。电负性（用x表示）也是元素的一种重要性质，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表是某些短周期元素的x值：元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSClx值0.981.572.042.553.443.980.931.611.902.192.583.16（1）通过分析x值变化规律，确定N、Mg的x值范围：_x(N)_，_x(Mg)_。（2）推测x值与原子半径的关系是_；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的_变化规律。（3）预测周期表中，x值最小的元素位于第_周期_族。（4）根据x值，可推测化学键的类型。BeF2中的化学键属于_，其电子式为_；BeCl2属于_化合物。HCCHHHO（5）HCN的结构式为HCN。在CN键中，共用电子对偏向_。（6）CH3CHO的结构式为： ，醛基上的碳原子C-化合价为_，甲基上的碳原子C-化合价为_。12有