高中化学选修3第一章第二节共3课时

第二节 原子结构与元素的性质,第1课时,原子结构和元素周期表,1、周期表有 个横行，叫做 ，其中有 个短周期， 个长周期和一个 周期。有 个纵行，纵行分为 个族，含有 个主族、 个副族、1个 族（含 列）、1个 族。2、在原子结构中，质子数 ,温故而知新,7 周期 3 3 不完全 18 16 7 7 3 零 核外电子数 原子序数,探究1：原子结构与元素周期系的形成,归纳：同周期元素原子的最外层电子数从1个增加到8个，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；然后又开始由碱金属到稀有气体, 如此循环往复，可见，元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复就形成了元素周期系。,思考：随周期序号的递增，每周期中增加的金属元素与非金属元素的种类是否相同？,结论：随周期序号的递增，增加金属元素的种类为主,元素周期系的周期不是单调的。,元素周期系的发展像螺壳上的螺旋,探究2：原子结构与周期的建立,归纳：根据原子结构中的最大能层数，可以确定元素所在的周期。,应用：已知某元素A的电子排布式为1s22s22p63s23p3，则A元素是 元素，处于第_周期。,特殊：46号元素Pd Kr4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。,磷 三,探究3：原子结构与族的建立,外围电子总数=主族序数,归纳：1、如果在外围电子排布中的只有s能级和p能级，且这两个能级上的电子数之和为1到7(除了氦），则可以确定该元素属于主族，且根据上述等式确定族序数。,归纳：2、如果在外围电子排布中的只有d能级和s能级，且这两个能级上的电子数之和为3到7，则可以确定该元素属于副族，且根据上述等式确定族序数。,外围电子总数=副族序数,外围电子总数列序数,归纳：3、如果在外围电子排布中的只有d能级和s能级，且这两个能级上的电子数之和为8到10，则可以确定该元素属于，且根据上述等式确定列数。4、如果在外围电子排布中的只有d能级和s能级，且这两个能级上的电子数之和为11和12，则可以确定该元素属于副族，且根据外围电子总数的尾数确定族序数。,应用：已知某原子的电子分布是1s22s22p63s23p63d104s24p1。（1）该元素的原子序数是（ ） ； （2）该元素属第 周期，第 族。,31 第四 A,A A,AA, 0族,B族,B和B,镧系和锕系,1，2,1318,310,1112,探究4：原子结构与元素周期表的分区,归纳：1、s区中除氢元素外都为金属元素2、d、ds、f区都为金属元素。3、p区既有金属元素又有非金属元素。,应用：已知铜的外围电子排布为3d104s1,根据结构分析，铜位于 周期， 族， 区。,第四 B ds,门捷列夫 元素周期表手稿,课堂练习:1.元素周期表中第IIIA族位于第_列，ds区位于第_列 和第_列，d区从第_列开始，到第_列结束。2、已知砷元素（As）为33号元素， 其电子排布式为 价电子层为 ，位于 族， 周期， 区。,1s22s22p63s23p63d104s24p3,13,11,12,3,10,4s24p3,A,再 见,第二节 原子结构与元素的性质,第2课时,学与问,同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高.金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 .,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,二.元素周期律,核电荷数,1.原子半径,主族元素原子半径的周期性变化,元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？,学与问,思考: 如何理解同周期同主族原子半径的变化趋势? 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。显然电子的能层数越大，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，原子半径逐渐减小。,总结同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因:是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。,思考:粒子半径大小的比较有什么规律?,阅读教材:P17,什么叫电离能?电离能与元素的金属性间有什么样的关系呢？,思考与探究：,观察下图，总结第一电离能的变化规律。,原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）,元素第一电离能的变化规律：,(1)同周期：a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；,(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。,.电离能的意义：,第A元素和第A元素的反常现象如何解释？,b.第A元素 A的元素；第A元素 A元素,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。,A是半充满、A是全充满结构。,1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元素显1价，镁元素显2价，铝元素显3价？元素化合价与原子结构有什么关系？,原子的第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性越强。因此，碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,学与问,交流与讨论,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？,因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同一元素的逐级电离能的大小关系为：I1 I2I3 .,即一个原子的逐级电离能逐级增大。这是因为随着电子逐个失去，阳离子所带的正电荷越来越多，再失去一个电子需要克服的电性吸引力越来越多，即阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，消耗的能量也越来越多，从而电离能越来越大。钠最外层电子数为1，且I1比I2小的多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易的多，钠为+1价；同理，镁的电离能I1和I2相差不大，而I2 和I3相差很大，故镁为+2价，铝的电离能I1、I2 和I3 相差不大，故铝为+3价。,方法 ：看逐级电离能的突变。,学与问,Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？,思考与交流,值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：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）。反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小.故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。,影响电离能大小的因素,原子核电荷（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。 原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。电子层结构稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。,电 离 能 增 大 电 He 电 离 离 能 能 减 增 小 Cs 大 电 离 能 减 小,元素电离能在周期表中的变化规律,1.下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（ ） A、ns2np1 B、ns2np2 C、ns2np3 D、ns2np4,2.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，氟的电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大,巩固练习,A,C,3.Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？,值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：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）。反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小.故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。,随着原子序数的增大，E值变小。,、,419、738或填E（钾）、E（镁）,周期性,第二节 原子结构与元素的性质,第3课时,阅读课本18,元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小(如图)。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。,键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子 称为键合电子.孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学 键的电子的孤电子。,三.电负性,（2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 （3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电 子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化 合物中吸引电子的能力越弱。,(4) 电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作 为相对标准。,同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？,思考与交流,金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。,分析,元素电负性的周期性变化1 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。2同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，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。,总结:,元素电负性的周期性变化1 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。2同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，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。,总结:,科学探究,1.下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。,对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。,在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。Li、Mg在空气中燃烧产物分别为Li2O、MgO，Be（OH）2、Al（OH）3均为两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则的合理性。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为2.0、1.8数值相差不大,故性质相似.）,活动与探究,课堂练习,根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题： (1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式： (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为： (3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)：,Be+2OH-BeO22-+H2,NaOH溶液,Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O,共价,1 元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系金属的电负性一般都小于1.8，非金属的电负性一般都大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。,元素电负性的应用,2电负性与化合价的关系讲电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。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；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价,判断化学键的类型 一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小于1.7或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；当电负