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市二高高二化学教案（选修3）
第一章原子结构与性质
第二节原子结构和元素的性质
（第一课时）
教学目标：
1. 知识与技能：
（1）了解元素原子核外电子排布的周期性变化规律；
（2）了解元素周期表的结构；
（3）了解元素周期表与原子结构的关系。
2. 过程与方法：通过问题探究和讨论交流，进一步掌握化学理论知识的学习方法──逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法。
3. 情感态度与价值观：学生在问题探究的过程中，同时把自己融入科学活动和科学思维中，体验科学研究的过程和认知的规律性，在认识上和思想方法上都得到提升。
教学的重点和难点
1. 教学的重点：元素的原子结构与元素周期表结构的关系。
2. 教学的难点：元素周期表的分区。
教学过程
【复习】写出1、3、9、19、37号元素的基态电子排布
【阅读教材】碱金属元素基态原子的电子排布
【思考】以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？
【小结】随着原子序数的递增，每到出现 元素，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 个电子，出现 ，然后又由 开始到 ，如此循环往复。
一、原子结构与元素周期表
(一)原子的电子排布与周期的划分
(1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 ________, 最外层电子排布为______,每一周期的最后一种元素都是 ___________, 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是__________.
(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的______.
结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。
【小结】元素周期系的形成是由于 。
【引入】 在必修2中我们已学习了元素周期表和元素周期律的相关知识，现在回顾一下：元素周期表的结构如何？周期表有7个横行18个纵行，分别叫做周期、族。18个纵行分为16族：7个主族、7个副族、1个第VIII族、1个零族。
【阅读】教材P14~15
【思考】你能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律？
周期 一 二 三 四 五 六 七
元素数目
金属元素数目
非金属元素数目
【讲解】由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋。
【思考】周期表上的“外围电子排布”简称“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。每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？ 不一定相等 相等
(二)原子的电子排布与族的划分
【讲解】在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是相等的.
主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数
副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数=价电子数
【练习】已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。 其排布式为[Ar]3d54s2，由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素是第四周期ⅦB族。
【思考】按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、p区分别有几个纵列？
区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号
(三)原子的电子构型和元素的分区
S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。除H外，其余为活泼金属。
p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。
d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。
ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素 。
f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。
思考：
1．为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？
s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。
2．为什么副族元素又称为过渡元素？
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。
3．为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？
这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。
处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。
【练习】
1．已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？
由于是ⅥA族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，电子排布式[Kr]4d105s25p4，属P区
2．已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
第四周期，ⅦB族。
3．试确定32号元素在周期表中的位置。
第四周期，ⅣA族 判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层电子结构、原子序数。
[Ne]3s23p2，第14号元素
【课堂小结】
一、原子结构与元素周期表
1、原子的电子排布与周期的划分 周期序数=能层数
2、原子的电子排布与族的划分
主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数
副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns的
电子数=价电子数
3、原子的电子构型和元素的分区
5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。
【当堂检测】
1．填表
分 区 族 数 价电子排布
s区
p区
d区
ds区
f区
2．门捷列夫周期表中第一、第二、三、四、五、六周期分别含有的元素种数是 _____、_____、_____、_____、_____、_____ 。2，8，8，18，18，32
3．已知某元素A的电子排布式为1s22s22p63s23p3，则A元素处于____周期____族。
三，第VA
4．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。13，11，12，3，10
5．写出34号元素和23号元素的价电子层排布式。4s24p4 ，3d34s2
6．第三周期元素中，基态原子轨道表示式中存在着空轨道的元素有（ ）种。
A . 1 B. 2 C. 3 D. 4
7．相邻两周期的两个同主族元素，其质子数相差的数目不可能为（ ）。
A. 2 B. 8 C. 18 D.16
8．下列说法正确的是（　）。
A．第4 、5 、6周期的B族元素均为10个
B．相同主族元素的价电子层排布一定相同
C．第三和第四周期的相同主族元素的原子序数一定相差18
D．过渡元素位于周期表的第3到第12纵列
9．外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是 ( )
A 四周期ⅦB族 B 五周期ⅢB族
C 六周期ⅦB族 D 六周期ⅢB族
10．某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是( )
A 只有x+1 B 可能是x+8或x+18
C 可能是x+2 D 可能是x+1或x+11或x+25
11.元素的分区和族
1) s 区: , 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属
2) p区:, 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属和少数金属
3) d区: , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属
4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属)
5) f区: , 包括 元素, 称为内过渡元素或内过渡系。
【课外练习】
1.下列说法正确的是 （ ）。
A. 基态时，相同周期的两种元素原子所含的能级和能层是一样的。
B．基态时，稀有气体元素原子的价层电子数都为8。
C．基态时，同种元素的原子和离子的轨道排布式一样。
D．非金属元素原子的d轨道一定不填充电子或填满电子。
2．下列表示元素的基态原子的电子排布式，其中表示的元素属于第三周期的元素的是（ ）。
A．1s22s1 B.1s22s22p5 C.1s22s22p63s2 D.1s22s22p63s23p64s1
3．基态原子的最外层电子排布式为ns1的元素一定是 （ ）。
A．非金属元素 B.金属元素 C.主族元素 D.非金属元素或金属元素
4.基态原子所含能级种类相同的是 ( )。
A.第一周期元素和第三周期元素 B.H、O
C.Li、Na D.S、Cl
5．下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是（ ）。
A.吸氢材料镧镍合金 B.半导体材料砷化镓
C.高温结构陶瓷材料氮化硅 D.透明陶瓷材料硒化锌
6．门捷列夫周期表中每一周期的第一个元素（除第一周期外）都是_________元素，每一周期的最后一个元素（除第七周期外）都是__________元素。 碱金属，稀有气体元素
7.假设一个轨道只能容纳一个电子,则前四个稀有气体元素的原子序数分别为:________
、________、_________、_________。1，5，9，18
8．已知元素周期表中第一、二、三、四、五、六、七周期中所含元素种类（假设第七周期已排满）分别是2、8、8、18、18、32、32，由此可知116号元素处于周期表第________周期，第___________族，其电子排布式为______________。七 ，VIA，[Rn]5f146d107s27p4
9．根据构造原理，解释为什么元素周期表中，第一、二、三、四、五、六、七周期含有元素的数目分别是2、8、8、18、18、32、32？
分析：第二周期与第一周期相比、第三周期与第二周期相比都多了s、p二个能级，第四周期与第三周期相比多了s、p、d、三个能级......而s、p、d、f能级所能容纳的最多电子数分别为2、6、10、14，故……
10．元素周期表中，第四周期第IIA族和第IIIA族之间为什么存在10种元素，第三周期第IIA族和第IIIA族元素之间却没有别的元素？用构造原理解释。
提示：3d能级的能量高于4s，低于4p 。
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- 3 -市二高高二化学学案（选修3）
第二节原子结构与元素的性质
(第三课时)
【学习重点】
1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则。
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力
【课前预习】
1、 叫键合电子；我们用电负性描述 。
2、电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。 的电负性一般小于1.8， 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”的电负性则在1.8左右，他们既有 性又有 性。
【学习过程】
【复习】
1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
【思考与交流】
1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表
2．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？
【科学探究】
根据图1—26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：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。
【思考】为什么图1—27中的三对元素及化合物的性质很相似？请查阅电负性表给出相应的解释。
【板书】电负性
⑴概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。
由图1-23可见， 的电负性最大； 的电负性最小；H的电负性为 ，s区金属电负性大多数小于 。
⑵x变化规律：同周期，x左右__ ___；同族，x上下__ ___。
【思考】电负性有哪些应用？
【板书】
⑶应用：
①用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x__ ___，非金属的x_ ___。
②判断化学键类型。一般认为如果两种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；如果两种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，Δx___ __成离子键，Δx__ ____成共价键。
【板书】③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。
【归纳与总结】
1、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。
2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3、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.）
4、原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律：
在元素周期表中同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增大（趋势），电负性逐渐增大。
在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。
【例题】
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X＞Y，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、第一电离能可能Y小于X
C、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HmX
3、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
【练习】
1、x、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（ ）
A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性
C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能
2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ）
A．Na > K > Rb B．N > P > As
C．O > S > Cl D．Si > P > Cl
3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ ）
A．碱性：NaOHB．第一电离能：NaC．电负性：Na>Mg>Al
D．还原性：Na>Mg>Al
4、下列用核电荷数表示出的各组元素，有相似性质的是
A．19和55 B．6和14 C．16和17 D．12和24
5、已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下面给出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7
(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) （2）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
M3N2 BeCL2 AlCl3 SiC
- 3 -市二高高二化学学案（选修3）
第一章原子结构与性质
第二节原子结构和元素的性质
（第一课时）
学习目标：
（1）了解元素原子核外电子排布的周期性变化规律；
（2）了解元素周期表的结构；
（3）了解元素周期表与原子结构的关系。
学习的重点和难点
1. 学习的重点：元素的原子结构与元素周期表结构的关系。
2. 学习的难点：元素周期表的分区。
学习过程
【复习】写出1、3、9、19、37号元素的基态电子排布
【阅读教材】碱金属元素基态原子的电子排布
【思考】以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？
【小结】随着原子序数的递增，每到出现 元素，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 个电子，出现 ，然后又由 开始到 ，如此循环往复。
一、原子结构与元素周期表
(一)原子的电子排布与周期的划分
(1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 ________, 最外层电子排布为______,每一周期的最后一种元素都是 ___________, 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是__________.
(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的______.
结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。
【小结】元素周期系的形成是由于 。
【阅读】教材P14~15
【思考】你能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律？
周期 一 二 三 四 五 六 七
元素数目
金属元素数目
非金属元素数目
【思考】周期表上的“外围电子排布”简称“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。每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？
(二)原子的电子排布与族的划分
主族元素：族序数= =
副族元素：大多数族序数= =
【练习】已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。
【思考】按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、p区分别有几个纵列？
区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号
(三)原子的电子构型和元素的分区
S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。除H外，其余为活泼金属。
p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。
d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。
ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素 。
f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。
思考：
1．为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？
2．为什么副族元素又称为过渡元素？
3．为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？
【练习】
1．已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？
2．已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
3．试确定32号元素在周期表中的位置。
【当堂检测】
1．填表
分 区 族 数 价电子排布
s区
p区
d区
ds区
f区
2．门捷列夫周期表中第一、第二、三、四、五、六周期分别含有的元素种数是 _____、_____、_____、_____、_____、_____ 。
3．已知某元素A的电子排布式为1s22s22p63s23p3，则A元素处于____周期____族。
4．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。
5．写出34号元素和23号元素的价电子层排布式。
6．第三周期元素中，基态原子轨道表示式中存在着空轨道的元素有（ ）种。
A . 1 B. 2 C. 3 D. 4
7．相邻两周期的两个同主族元素，其质子数相差的数目不可能为（ ）。
A. 2 B. 8 C. 18 D.16
8．下列说法正确的是 （　 ）。
A．第4 、5 、6周期的B族元素均为10个
B．相同主族元素的价电子层排布一定相同
C．第三和第四周期的相同主族元素的原子序数一定相差18
D．过渡元素位于周期表的第3到第12纵列
9．外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是 ( )
A 四周期ⅦB族 B 五周期ⅢB族
C 六周期ⅦB族 D 六周期ⅢB族
10．某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是( )
A 只有x+1 B 可能是x+8或x+18
C 可能是x+2 D 可能是x+1或x+11或x+25
11.元素的分区和族
1) s 区: , 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属
2) p区:, 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属和少数金属
3) d区: , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属
4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属)
5) f区: , 包括 元素, 称为内过渡元素或内过渡系。
【课外练习】
1.下列说法正确的是 （ ）。
A. 基态时，相同周期的两种元素原子所含的能级和能层是一样的。
B．基态时，稀有气体元素原子的价层电子数都为8。
C．基态时，同种元素的原子和离子的轨道排布式一样。
D．非金属元素原子的d轨道一定不填充电子或填满电子。
2．下列表示元素的基态原子的电子排布式，其中表示的元素属于第三周期的元素的是（ ）。
A．1s22s1 B.1s22s22p5 C.1s22s22p63s2 D.1s22s22p63s23p64s1
3．基态原子的最外层电子排布式为ns1的元素一定是 （ ）。
A．非金属元素 B.金属元素 C.主族元素 D.非金属元素或金属元素
4.基态原子所含能级种类相同的是 ( )。
A.第一周期元素和第三周期元素 B.H、O
C.Li、Na D.S、Cl
5．下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是（ ）。
A.吸氢材料镧镍合金 B.半导体材料砷化镓
C.高温结构陶瓷材料氮化硅 D.透明陶瓷材料硒化锌
6．门捷列夫周期表中每一周期的第一个元素（除第一周期外）都是_________元素，每一周期的最后一个元素（除第七周期外）都是__________元素。
7.假设一个轨道只能容纳一个电子,则前四个稀有气体元素的原子序数分别为:________
、________、_________、_________。
8．已知元素周期表中第一、二、三、四、五、六、七周期中所含元素种类（假设第七周期已排满）分别是2、8、8、18、18、32、32，由此可知116号元素处于周期表第________周期，第___________族，其电子排布式为______________。
9．根据构造原理，解释为什么元素周期表中，第一、二、三、四、五、六、七周期含有元素的数目分别是2、8、8、18、18、32、32？
10．元素周期表中，第四周期第IIA族和第IIIA族之间为什么存在10种元素，第三周期第IIA族和第IIIA族元素之间却没有别的元素？用构造原理解释。
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- 1 -市二高高二化学教案（选修3）
第2节 原子结构与元素的性质
第二课时
【教学目标】
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、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
【教学重、难点】
电离能得定义及与原子结构之间的关系
【教学过程】
【引入】我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体性质如何变化呢？
【阅读】一、原子半径
【探究】观察图1—20分析：
1．元素周期表中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？
2．元素周期表中，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？
【讲解】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。
【小结】1、决定原子半径大小的因素有
电子层数越多，电子之间的 力使原子半径 ；核电荷数越多，核对电子的 力 ，使原子半径 。其中主要决定因素为
2、在元素周期表中原子半径从左到右逐渐 ，从上到下逐渐
3、根据理解，离子半径大小：F- Cl- F- Na+
【阅读】二、电离能
1、第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能 第一电离能。
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5……？
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)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1分析图1—21：
【思考】
⑴、原子的第一电离能有什么变化规律呢？
周一周期 同一族
第一电离能 从左往右，第一电离能呈增大的趋势 从上到下，第一电离能呈减小趋势。
⑵、碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系为什么？
碱金属元素从上到下,第一电离能变小.第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
⑶、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？
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
⑷、阅读分析表格数据（学与问：2。）
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？数据的突跃变化说明了什么？
Na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十2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。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
【小结】
1、 叫电离能
2、保证最低能量的条件： 、 、
3、周期表中原子的第一电离能同周期从左到右依次 ，同主族从上到下依次 。
例、比较第一电离能大小：K Na 、 O F
第三周期中电离能最大元素为 、最小为 。
4、碱金属元素金属性越强，其第一电离能越 。
5、电离能比较：铝的第一电离能 第二电离能，铝的第二电离能 钠的第二电离能，铝的第四电离能 钠的第四电离能。由此可知：钙的第二电离能 钾的第二电离能。
【例题】
4．比较硼、氮、氧第一电离能大小，并说明理由。
【当堂检测】
1．下列元素中哪一个基态原子的第一电离能最大？（ ）
A Be B B C C D N
2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( )
A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6
3．下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是（ ）
A Na、K、Rb B F、Cl、Br
C Mg2+、Al2+、Zn2+ D Cl-、Br-、I-
4、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，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 第一电离能可能Y小于X
C 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HmX
5. 原子半径的大小取决于二个相反因素：一是 ，另一个因素是 。
6. 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 。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。
7．除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。图是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是________.市二高高二化学学案（选修3）
第2节 原子结构与元素的性质
第二课时
【学习目标】
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、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
【学习重、难点】
电离能得定义及与原子结构之间的关系
【学习过程】
【阅读】一、原子半径
观察图1—20【思考】：
1．元素周期表中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？
2．元素周期表中，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？
【小结】1、决定原子半径大小的因素有
电子层数越多，电子之间的 力使原子半径 ；核电荷数越多，核对电子的 力 ，使原子半径 。其中主要决定因素为
2、在元素周期表中原子半径从左到右逐渐 ，从上到下逐渐
3、根据理解，离子半径大小：F- Cl- F- Na+
【阅读】二、电离能
1、第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能 第一电离能。
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5……？
分析图1—21：
【思考】
⑴、原子的第一电离能有什么变化规律呢？
周一周期 同一族
第一电离能
⑵、碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系为什么？
⑶、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？
⑷、阅读分析表格数据（学与问：2。）
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？数据的突跃变化说明了什么？
【小结】
1、 叫电离能
2、保证最低能量的条件： 、 、
3、周期表中原子的第一电离能同周期从左到右依次 ，同主族从上到下依次 。
例、比较第一电离能大小：K Na 、 O F
第三周期中电离能最大元素为 、最小为 。
4、碱金属元素金属性越强，其第一电离能越 。
5、电离能比较：铝的第一电离能 第二电离能，铝的第二电离能 钠的第二电离能，铝的第四电离能 钠的第四电离能。由此可知：钙的第二电离能 钾的第二电离能。
【例题】
4．比较硼、氮、氧第一电离能大小，并说明理由。
【当堂检测】
1．下列元素中哪一个基态原子的第一电离能最大？（ ）
A Be B B C C D N
2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( )
A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6
3．下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是（ ）
A Na、K、Rb B F、Cl、Br
C Mg2+、Al2+、Zn2+ D Cl-、Br-、I-
4、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，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 第一电离能可能Y小于X
C 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HmX
5. 原子半径的大小取决于二个相反因素：一是 ，另一个因素是 。
6. 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 。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。
7．除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。图是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是________.市二高高二化学教案（选修3）
第二节原子结构与元素的性质
(第三课时)
【教学重点】
1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则。
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力
【课前预习】
1、 叫键合电子；我们用电负性描述 。
2、电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。 的电负性一般小于1.8， 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”的电负性则在1.8左右，他们既有 性又有 性。
【教学过程】
【复习】
1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
【思考与交流】
1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表
电负性是用来描述不同元素的原子对键 合电子吸引力的大小
电负性的大小体现了元素的金属性与非金属性的强弱，电负性越大元素的非金属性越强，电负性越小元素的金属性越强，
2．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？
同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，同主族元素从上往下，电负性逐渐减小。
同周期元素从左往右，非金属性增强
同主族元素从上往下，金属性增强
非金属性：氧大于氯
【科学探究】
根据图1—26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。
【讲解】对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。
【思考】为什么图1—27中的三对元素及化合物的性质很相似？请查阅电负性表给出相应的解释。
因为它们电负性的大小比较接近
【板书】电负性
⑴概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。
由图1-23可见， 的电负性最大； 的电负性最小；H的电负性为 ，s区金属电负性大多数小于 。
⑵x变化规律：同周期，x左右__ ___；同族，x上下__ ___。
【思考】电负性有哪些应用？
【板书】
⑶应用：
①用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x__ ___，非金属的x_ ___。
②判断化学键类型。一般认为如果两种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；如果两种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，Δx___ __成离子键，Δx__ ____成共价键。
【板书】③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。
【归纳与总结】
1、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。
2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3、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.）
4、原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律：
在元素周期表中同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增大（趋势），电负性逐渐增大。
在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。
【例题】
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X＞Y，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、第一电离能可能Y小于X
C、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HmX
3、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
【练习】
1、x、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（ ）
A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性
C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能
2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ）
A．Na > K > Rb B．N > P > As
C．O > S > Cl D．Si > P > Cl
3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ ）
A．碱性：NaOHB．第一电离能：NaC．电负性：Na>Mg>Al
D．还原性：Na>Mg>Al
4、下列用核电荷数表示出的各组元素，有相似性质的是
A．19和55 B．6和14 C．16和17 D．12和24
5、已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下面给出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7
(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) （2）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
M3N2 BeCL2 AlCl3 SiC
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