学案原子结构与元素的性质.docx

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1、原子结构与元素的性质【学时安排】2学时【第一学时】【学习目标】1 .熟悉原子结构与元素周期表的关系。2 .熟悉元素周期表的结构。【学习重点】能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分表。【学习难点】了解元素周期的应用价值。【学习过程】必备知识自主预习基础知识填充原子结果与元素周期表一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1 .元素周期律：元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复。2 .元素周期系：按其原子核电苞数递增排列的序列称为元素周期系。3 .元素周期表：呈现元素周期系的表格。微点拨：元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。二、构造原理与元素周期表1.核外电子排布与周期的划分（1）电子排布

2、与周期划分的本质联系周期外围电子邯布各周期增加的能级元素种数IA族。族最外层最多容纳电子数Is1Is22Is2二2s12s22p682s、2p8三3s,3s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s,5s25p685s、4d、5p18六6s,6s26p686s、4t5d、632七7s,7s27p687s、5f6d、7p32（2）规律：周期序数=电子层数。本周期包含的元素种数=对应能级组所含原子轨道数的2倍=对应能级组最多容纳的电子数。4 .核外电子排布与族的划分（1）划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。（2）特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。

3、（3）规律对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在S或s、即轨道上（见下表）。价电子数与族序数相同。族序数IAIIAIIIAIVAVAVIAVA价电子排布s1ns221MSHp22ZZS2Hp324nsnpS2rtp5过渡元素价电子排布SILIlIBWB：族序数=价电子数J族序数一JlB和IlB：族序数=电子数5 稀有气体元素：价电子排布为s，p6（He除外）。微思考某元素位于周期表中第四周期VA族，你能否据此书写出该元素的价电子排布式、电子排布式？提示元素的价电子排布式为4s24p3,电子排布式为Is22s22p63s23p63d4s24p3三、再探元素周期表1 .

4、元素周期表的结构元素周期表周期（7个）（第一周期（2种）短周期第二周期（S种）（第三周期”种） 第四周期（丑种） 第五周期（种） 第六周期（叉种）、第七周期（配种）元素原子核外电子 排布的周 期性变化 的结果,主族（IAWA）:价电子数二主族序数族副族（IBHB）I价电子数与次外（16个），皿族（第8、9、10纵列）/层电子数有关O族（稀有气体）：各能级均排满2 .元素周期表的分区（1）根据核外电子排布根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：S区、P区、d区、ds区和f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。（2）根据元素金属性与非金属性金属元素和非金属元素的

5、分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、PO之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的衣上鱼位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氨外，也全部是金属元素。微思考根据周期表分区的依据，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。则P区元素价电子都是废2pL6吗？价电子为S2的元素一定都在S区吗？提示都不是。P区He元素的价电子为2s2,可作为这两个问题的特例。预习效果验收1 .判断正误（对的在括号内打“4”，错的在括号内打“X”。）（I）除零族外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族

6、序数（2）碱金属元素是指第IA族的所有元素（X）（3）价电子数与最高化合价相等的元素一定是主族元素（X）（4）元素周期表5个区中都有金属元素（4）2 .元素周期表中，非金属元素存在的区域为（）A.只有S区B.只有P区C.S区、d区和ds区D.S区和P区Ds区存在非金属元素H,大部分非金属元素存在于P区，而d区、ds区及f区的元素全部为金属元素。3 .写出具有下列电子排布的微粒的核电荷数、元素符号，以及在周期表中的位置。(1)A原子：Is?2s22p5、;第一族、第一一周期。(2)B：ls22sp63s23p6、;第一族、第一周期。(3)C原子：He2s22p3、;第一一族、第一周期。（4）外围

7、电子排布为3d54s2的原子：、;第一族、第一周期。解析（1）对于原子，核电荷数=核外电子数，确定A元素为E位于周期表中第二周期第VnA族。（2）对于阴离子，核电荷数=核外电子数一所带电荷数=181=17,故B一为C厂；位于周期表中第三周期第VnA族。（3）将简化电子排布式还原为电子排布式，即Is22s22p3,判断C原子为N；位于周期表中第二周期第VA族。（4）由构造原理知该元素原子电子排布式为Is22s22p63s23p63d54s2,确定为Mn元素，位于第四周期第VnB族。答案(1)9FVlIA二(2)17ClVA三(3)7NVA二(4)25MnVllB四关键能力核心突破重难点原子结构与

8、元素周期表分区的关系情境探究元素周期表分区的简图如下所示:元素周期表的分区（1）在S区中，族序数最大、原子序数最小的元素是什么元素？该元素原子的价电子的电子云什么形状？提示：S区为第IA族、第HA族，符合条件的元素为Be,其电子排布式为1s22s2,价电子的电子云形状为球形。（2）Fe元素处于周期表中的哪个区？Fe2+.Fe3+的电子排布式怎样书写？两种离子更稳定的是谁？为什么？提示：Fe位于d区,常见离子为Fe2+Fe3+,电子排布式分别为ls22s22p63s23p63dls22s22p63s23p63d5,由离子的电子排布式可知Fe3+的3d轨道“半充满”，其稳定性强于Fe?+。（3）某

9、元素的电子排布式为ls22s22p63s23p63d104s2,据此判断该元素位于周期表中的哪一区？是何种元素？提示：该元素为Zn,位于ds区。核心突破各区元素的特点包括的元素价电子排布化学性质S区第IA、IlA族nsl2（最后的电子填在S上）除氢外，都是活泼金属元素（碱金属和碱土金属元素）P区第IAVA族、O族ns2npi6（最后的电子填在P上）随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱dx第InBV11B、VIlI族（一1）di%sI最后的电子填在（H-1）d均为过渡金属，由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区第IB、HB族(一1)d,0s,2(1)

10、d全充满均为过渡金属，d轨道已充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成f区镯系、钢系(n-2)f,4(n1)d02WS2镯系元素的化学性质非常相近，钢系元素的化学性质也非常相近对点训练1 .下列说法中正确的是（）A.所有金属元素都分布在d区和ds区B.最外层电子数为2的元素都分布在S区C.元素周期表中HIB族到B族10个纵行的元素都是金属元素D.s区均为金属元素Cs区除H外均为金属元素，A、D错；He、Zn等虽最外层电子数为2却不分布在S区元素，B错；周期表中IIIB族HB族为过渡元素，全部为金属元素，C正确。2.元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的价电子排布式为s

11、价电子排布式JA族:TtIIA族:ns元素的分区21-6ns npIHAMA族（族价电子数=族序数）族(zsGp6)(n- l)d,0ns,-2ds 区IB 族：( -1 )d ns B 族：( -1 )d ns（IBWB族（族外一（-1）d9si-d区一围电子数=族序数）1皿族双基达标随堂检测1.关于元素周期表的下列说法中正确的是（）A.目前发现的所有元素占据了周期表里全部位置，不可能再有新的元素被发现B.根据原子的电子排布，可将周期表分为s、d、ds、p、f五个分区C.俄国化学家道尔顿为元素周期表的建立作出了巨大贡献D.周期表中，元素所在的族序数等于原子的最外层电子数B元素周期表在不断完善

12、与发展，A错误；俄国化学家门捷列夫制作了第一张元素周期表，C错误；周期表中副族的族序数不一定等于原子的最外层电子数。2.下列是某些元素基态原子的电子排布式，其中表示第三周期元素的是（）A.1s22s,B.ls22s22p5C.ls22sp63s2D.ls22s22p63s23p64s,C元素所在的周期数与最高能层序数有关,原子的核外电子的最高能层序数为时，该元素属于第周期。故第三周期元素的最高能层序数为3,故选C.3.按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于S区的是（）A.FeB.MgC.AlD.LaB周期表在分区时，依据最后一个电子所进入的能级来分（ds区除外），若最后一个电

13、子进入s轨道则为S区。A项Fe的电子排布式为ls22s22p63s23p63d64s2,为d区；B项Mg的电子排布式为M2s22p63s2,为S区；C项AI的电子排布式为I2s22p63s23p,为P区；D项La为锢系元素，属于f区。4 .下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述正确的是()A.原子的价电子排布式为,-6的元素一定是主族元素B.基态原子的P能级上有5个电子的元素一定是第VIIA族元素C.原子的价电子排布式为(-1)d6%s2的元素一定位于第OB第VlilB族D.基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素B0族元素原子的价电子排布式为Is?(M)或S2p6,故

14、A项错误；原子的价电子排布式为(-1)d68成2的元素位于第VIIl族，故C项错误；基态原子的N层上只有1个电子的元素除了主族元素外，还有部分副族元素，如Cu、Cr,故D项错误。5 .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能级符号作为该区的符号，如图所示。(1)在S区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子的电子云形状为o(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为，其中较稳定的是。(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子排布式为O(4)在P

15、区中，第二周期第VA族元素原子价轨道表示式为0(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钵，它们在区中。2PI I 解析(Ds区为第IA族、第HA族，符合条件的元素为Be,其电子排布式为ls22s2,价电子的电子云形状为球形；(2)d区为第OB族第VnB族、第Vffl族，族序数最大且原子序数最小的元素为Fe,常见离子为Fe2Fe3+,电子排布式为1s22s22p63s23p63dlss22p63s23p63d5,由离子的电子排布式可知Fe3+的3d轨道“半充满”，其稳定性强于Fe?+;(3)ds区符合条件的元素为Zn,其电子排布式为Is22s22p63s23p63ds2,价电子排布式为3dts2;(

16、4)该题中符2s合题意的元素为N,其价轨道表示式为E(5)铀和钵均为轲系元素，位于f区。答案(1)球形(2)Fe2+:ls22s22p63s23p63d6,Fe3:ls22s22p63s23p63d5Fe3+(3)3d,04s2(4)2s2p(5)f【第二学时】【学习目标】能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。【学习重点】通过原子半径、电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型。【学习难点】能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。【学习过程】必备知识自主预习基础知识填充元素周期律一、原子半径1 .影响因素I能层数I电子的能层越多,电子之间一的排斥作用,

17、使原子的府影响I半径I因素半径增大何核电荷数越大,核对电子的吸引作用越大,使原子的半径减小2 .递变规律(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。(2)同主族：从上到下，电子层数越多,半径越大。微思考分析微粒半径大小比较的关键是什么？提示1不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。二、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。2 .元素第一电离能变化规律（1）对

18、同一周期的元素而言，第一种（碱金属和氢）元素的第一电离能最小,最后一种（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从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。（2）同族元素，自上而下第一电离能变小,表明自上而下原子越来越易失去电子。3 .电离能的应用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，元素金属性越强。三、电负性1 .键合电子和电负性的含义（1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。（2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。2 .衡量标准

19、以氟的电负性为生0_和锂的电负性为IQ作为相对标准，得出各元素的电负性（稀有气体未计）。3 .递变规律（一般情况）（1）同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。（2）同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。4 .应用：判断金属性、非金属性强弱预习效果验收1.判断正误(对的在括号内打7,错的在括号内打“X”0)(1)原子序数越大，核外电子数越多，原子半径越大(2)同周期，从左到右，最高正价一定由+1价递变为+7价(X)(3) N、0的第一电离能和电负性均为NVO(4)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小2 .下列各组元素各项性质的比较正确的是()A.第一电离能：BAlGaB.电负性：AsSeB

20、rC.最高正价：FSSiD.原子半径：PNCA出、AkGa为同主族元素，同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，A项正确；As、SeBr电负性大小顺序应为BrSeAs,B项错误；F无正化合价，C项错误；原子半径：PCN,D项错误。3 .在下列横线上，填上适当的元素符号。(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是,第一电离能最大的元素是(2)第二、三、四周期元素中P轨道半充满的原子分别是o(3)电负性相差最大的两种元素是(放射性元素除外)。解析一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除第HA族、第VA族元素反常外)，同周期中碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离

21、能最大，故第三周期中第一电离能最小的元素为Na,第一电离能最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中电负性最大的元素是F,电负性最小的元素是Cs。答案(I)NaAr(2)N、P、As(3)F、Cs关键能力核心突破重难点1电离能规律及其应用情境探究前四周期元素第一电离能()的变化如图所示。(1)据图可知，第A族和VA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。提示:同周期中，第A族元素的价电子排布为雁2,第VA族元素的价电子排布为雁2p3,呼轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量

22、大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。(2)根据Na、Mg、AI的电离能数据，回答：为什么同一元素的电离能逐级增大？为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3?提示：同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即iZ2/2、hhf+lnoNa的人比/2小很多，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得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的人和/2相差不多，而/2比/3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子；Al的/1、/2、/3相差不多，而/3比/4小很多，所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。核心突破1 .逐级电离能(1)原子的逐级电离能越来越大。首先

23、失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时.，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。(2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。2 .影响电离能的因素电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。（1） 一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。（2）同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半

24、径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。（3）电子排布是影响电离能的第三个因素某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大;第A族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，P原子轨道全空，第VA族N、P等元素原子P原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。3 .电离能的应用（1）根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：ZZ2Z3,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。（2）根据电离能数

25、据，确定元素在化合物中的化合价。如K：7i2（硒）（神）VE（硒）E（澳）E（硒）（溟）VE（硒）（3）估计1mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量上值的范围：EE（硒）、E（澳）E（硒（3）据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E（K）E（Ca）CaMg,所以Ca的电负性取值范围为0.81.2核心突破电负性的应用1 .判断元素的金属性和非金属性（1）金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。（2）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。

26、2 .判断元素的化合价（1）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。（2）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。3 .判断化学键的类型一般认为：（1）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。（2）如果两个成键元素原子间的电负性差值小于17它们之间通常形成共价键。4 .解释元素“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（如图所示）的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、AI的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负

27、性分别为2.0、1.8.它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和Mg0；Be（OH）2AI（OH）3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。对点训练3 .下列说法不正确的是（）A.第IA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第VnA族元素的电负性从上到下逐渐增大B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C.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D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第VnA族的观点A同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，第IA族和第ViIA族

28、元素的电负性从上到下都逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为一1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在第VlIA族的观点，D项正确。4 .下列给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性1.23.00.93.52.12.51.8已知两成键元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1.7时，形成共价键。请运用元素周期律知识完成下列各题：（1）一般来说，同一周期中，从左到右，元素

29、的电负性;同一主族中，从上到下，元素的电负性。所以，元素的电负性随原子序数递增呈变化。（2）短周期元素中，电负性最大的元素是,电负性最小的元素是,由这两种元素形成的化合物属于（填“离子”或“共价”）化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：。（3） Al和F形成的化合物为（填“离子”或“共价”,下同）化合物，Al和Cl形成的化合物为化合物。在S和Cl形成的化合物中，元素呈负价，理由是。（4）表中符合“对角线规则”的元素有Li和、Be和、B和,它们的性质分别有一定的相似性，其原因是O写出表示Be（OH）2显两性的离子方程式：。解析（2）短周期元素中，F的电负性最大（为4.0）,Na元素的电负性最小

30、（为0.9）,两种元素的电负性差值为3.1,大于1.7,故NaF为离子化合物。（3）F和Al的电负性差值为2.5,大于1.7,故A1F3也为离子化合物；CI和Al的电负性差小于1.7,故AICb为共价化合物；S与Cl形成的化合物中，S显正价，CI显负价（电负性：ClS）o（4）根据“对角线规则”,Be和Al的性质相似，Be（OH）2为两性氢氧化物，能与强酸和强碱反应。答案（1）逐渐变大逐渐变小周期性（2）FNa离子（3）离子共价Cl氯元素的电负性比硫元素大（4）MgAlSi电负性数值相近Be（OH）2+2H+=Be2+2H2O,Be（OH）2+2OH=BeOs+2H2O双击达标随堂检测1 .下

31、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IA、A族元素的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B稀有气体各原子轨道电子达到稳定结构，所以化学性质不活泼，同周期中第一电离能最大。稀有气体元素原子的核外电子排布与同周期的阴离子（达到稳定结构）的电子排布相同，同时还与下一周期的IA、IlA族元素的阳离子（失去最外层电子）具有相同的核外电子排布。2.元素X的各级电离能数据（单位：kJ.mol,）如下:Zi/2/3/4/5/657818172745115781483118378则元素X的常见价态是（）A.+1价B.+2价C.+3价D.+6价C对比表中电离能数据可知，/H/2、/3电离能数值相对较小，至/4电离能数值突然增大，说明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为+3价。3.己知短周期元素的离子拊2+、田+、3一、D-具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（）A.原子半径：ABCDB.原子序数：ctcbaC.离子半径：CDBAD.元素的第一电离能：ABDCCDCA、B、C、D在元素周期表中的相对位置为BA根据递变规律判断。4.下列说法中不正确的是（）A.第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果B.元素电负性：NNa2O2InAm