选修三第一章第二节原子结构和元素的性质导学案

1、选修三第一章第二节原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质1. 学习目标（1）熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构（2）能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。2. 原子核外电子排布与周期的划分填写下表周期夕卜围电子排布各周期増加的删元素种数IA族0族最外层最多詳电子数四五八七7s187灵 5f 6d（未完）观察分析上表，讨论原子核外电子排布与周期划分的关系？ 元素周期系的形成过程随着元素原子的核电荷数的递增，每到 出现，就开 始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子数逐渐增多，最后达到8个电子，出现，形成一个周期，循环往复形成周期系。 元素周期系形成的原因： 的周

2、期性变化。 元素周期系中周期所含元素种类的变化规律：由于 随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循 ;元素周期系的周期不是的；每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随周期序号的递增逐渐，同时，金属元素的数目也逐渐。可以把元素周期系的周期发展形象地比喻成螺壳上的螺旋。3. 原子核外电子排布与族的划分将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中I AIIAII1AIrAVAIAvha价电子排布式121314151617价电刘(2)以第四周期副族元素为例，填写下表副族元素21S?22T123V24Cr25Mn29Cu价电子排布式价电子数目 依据上述表格，讨论族的划分与原子核外电子排布的关

3、系？族的划分依据是原子的 0 同 主族元素 原子 的 完全相 同，价电 子全部排布在或轨道上。价电子数与相同。 稀有气体的价电子排布为或 0 过渡元素（副族和毗族）同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为 , 的价电子数与族序数相同，第族和第 族不相同。4归纳总结元紊惊子核外电子 *布的周期性变化的结果|第一周期#）晅周期第二周期（8种）周期（7个第五周（18种第六周期（32种元素周期表I第三周期种）第七周期（主族（丄A价电子数一主族序数 族 副族（丄BISIH）价电子教与次处（16个”训族（第8.9.10纵行!层电子数有关0族（稀有艺体）：各能级均排满5.元素周期表的分区按电子排布式

4、中最后填入电子的 可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区,能级而后再填充而I B、U B族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了能级而得名ds区。5个区的位置关系如下图所示1A（JnAHlVAlAhr UBAli VBIBIIB-；KPIK(iKdsKf%区f区6.各区元素的价电子排布特点分区元素分布外围电子排布式元素性质特点s区IA族、IIA族1 T除氢外都是廉金属元素p区叫族VUA族、0族J* ynsip1 &最外层电子参反应d区IIIB族VBB族、讪族（H l）dl9TTd轨道不同程度地参与化学 键的形成ds区IB族.I1B族(fl 1)日1溜广上全属儿系7. 根据原子结构特征判 断元素

5、在元素周期表的位置电子排布式电子排布式蓉| I A； r*SL II A ： ns2MA|.乩围电子数=族序数元素的分区-0族(排满)（刃一1）2 ns： - *dHl 梱HI B1 B(外團电（n Dd1 ns子数=族序数)8. 核外电子排布与元素周期表的关系核外电子排布冈唯吐变化价电子排布周期族元索周期龙元素周期律1. 学习目标(1) 能说出元素电负性的关系；(2) 能应用元素的电负性说明元素的某些性质，了解电负性的周期性变化；(3) 理解元素的第一电离能、元素的电负性、元素金属性、非金属性之间的关系；(4) 了解元素的对角线规则2. 比较判断下列各组微粒半径的大小，并说明原因 BaSr，

6、同族元素，电子的能层数越多，半径越大。CaSc，同周期元素，电荷数越大，半径越小。s 2 - S，同一元素，电子数越多，半径越大。(4) Na + Al 3+，具有相同的电子层结构的离子，核电荷数越大，半径越小。(5) Pb 2 + Sn2 +，同族元素的离子，所带电荷相同，电子层数越多，半径越大。Fe 2 + Fe*，同一元素的离子，电子数越少，正电荷数越高，半径越小。3.微粒半径大小的判断方法规律。(1)同周期元素的原子半径、最高 价阳离子半径、最低 价阴离子半径：随着 核电荷数增多, 都依次减小(稀有气体除外)。同主族元素的原子半径、相同价态阳离子半径和阴离子半径：随着核电荷数增多，都

7、依次增大。核外电子排布(即电子层结构)相同的离子半径：随核电荷数增多，半径依次减小。 同种元素形成的粒子半径：阳离子 中性原子 阴离子，且阳 离子价态越高，半径越小如：Fe3 + Fe2 + Fe，CICI 一，H+ vHH_。核电荷数和电子数都不同的粒子,般要找参考物如比较AI 3+和S2一，可找出与AI电子数相同，与S2-同一主族的元素&-来比较，因为 AI 3 + VC2 一，且S2 一，故 AI 3 + S24. “三看”比较微粒半 径的大小看”电子的能层数：当电子的能层数不同时，能层数越多，半径越大“二看”核电荷数：当电子的能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外 电子数：

8、当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大5、元素第一电离能的概念与意义概念：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。元素第一电离能符号：11。元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能 数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第 二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若 再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：1112136、元素第一

9、电离能变化规律第一电离能的变化趋势如下图所示：500第一电离能/kJ niol-12 5002 00015(X)10 2 4 6 H I(H2 U 1*j IH2)2224262S：W)：i2：U3H 525456原了”岸数He观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律 对同一周期的元素而言，从左 到右，元 素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋 势，表示元素原子越来越难失去电子。 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。 具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状

10、态，其电 离能均比同周期 相邻元素大。 当相邻逐级电离能突然变大时，说明其电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近, 不同电子层中电离能有很大的差距。7、电离能的应用根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li : I1 ? 1213 ，表明Li原子核外的 三个电子排布在两个能层上（K、L能层），且最外层上只有一个电子。 根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K: 11 ? 12GaL6GcL.BAs2.0Se2.4Br2.8In L7Sn LSSbIETe2 J15T1l.HPbL.9Bi19PoAt 同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐 减

11、弱。同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐 减弱 11、电负性的应用 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 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，而位于非金属三角区边界 的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金 属元素的电负性 越大，非金属元素越 活泼。判断元素的化合价 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，元素的化合价为负值。判断化学键的类型 如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。 如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。12、电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系H有气炸.一兀素非金属性is漸M强第一电离能、电贯性谨渐增大:B亠一1A1 1 Si i,Ge | AsSb TeI第一电离能、电血性减小注 稀有气体电离能为同周期中最大。第一电离能：U A川A，V AW A。比较电负 性大小时，不考虑稀