高中第一章 原子结构与性质综合与测试教案及反思

教学过程

一、          课堂导入

    第一电离能是原子失电子能力的定量描述，那么原子得电子能力的有如何用定量去描述呢？

二、复习预习

1. 请同学们解释电离能的概念及变化规律；

2. 请同学们根据第一电离能的变化规律，解释为什么N的第一电离能大于O的第一电离能。

三、知识讲解

考点1：元素的电负性、变化规律和应用

1．电负性

(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。

(2)标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。

2．电负性的变化规律

 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。

(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。

3．电负性的应用

(1)判断金属性和非金属性的强弱

通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。

(2)判断化合物中元素化合价的正负

化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。

(3)判断化学键的类型

电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性差值小的元素原子之间主要形成共价键。

重难点突破：

1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。

2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。

3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。

4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。

5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。

6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。

考点2：元素周期律的实质及元素化合价实质

1．元素周期律的实质

(1)实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。

(2)具体表现

①

②主族元素是金属元素还是非金属元素原子中价电子的多少。

2．元素化合价变化规律

(1)元素化合价的决定因素

元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切的关系。

(2)化合价规律

①除Ⅷ族的某些元素和0族外，元素的最高化合价等于它所在族的序数。

②非金属元素的最高化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8(氢元素除外)。

③稀有气体元素的化合价在通常情况下为0。

④金属元素在化合物中只表现正价，非金属元素既可显正价，也可显负价。

⑤氟无正价，氧无最高正价。

⑥过渡元素价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为＋2～＋7。

总结如下：

四、例题精析

【例题1】不能说明X的电负性比Y的电负性大的是(　　)

A．X单质比Y单质容易与H2化合

B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强

C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多

D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来

【答案】C  

【解析】A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。

【例题2】下列不是元素电负性的应用的是(　　)

A．判断一种元素是金属还是非金属

B．判断化合物中元素化合价的正负

C．判断化合物的类型

D．判断化合物溶解度的大小

【答案】D

【解析】化合物的溶解度是其物理性质，不能用电负性来描述。

【例题3】具有下列特征的元素，一定是非金属元素的是(　　)

A．对应的氢氧化物是两性氢氧化物

B．具有负化合价

C．最高价氧化物对应的水化物是酸

D．具有可变化合价

【答案】B

【解析】金属元素和非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都有可能是酸，二者均可具有可变化合价，对应的氢氧化物是两性化合物的元素是金属元素，只有非金属元素才有负化合价，金属元素只有正化合价。

【例题4】现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：

①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；

④1s22s22p5。

则下列有关比较中正确的是(　　)

A．第一电离能：④>③>②>①

B．原子半径：④>③>②>①

C．电负性：④>③>②>①

D．最高正化合价：④>③＝②>①

【答案】A

【解析】由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A项正确；原子半径应是②最大，④最小，B项不正确；电负性应是④最大，②最小，C项不正确；F无正价，最高正价①>②＝③，D项不正确。

五、课程小结

1．了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用。

2．了解原子结构与元素性质的周期性。

六、课堂运用

1．下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是(　　)

A．4s1　 B．2s22p3

C．3s23p4 D．3d64s2

【答案】　B

【解析】　由价电子排布式可知A是钾、B是氮、C是硫、D是铁，根据元素的性质及元素周期律可知氮的电负性最大。

2．下列元素的原子间最容易形成离子键的是(　　)

A．Na和Cl B．S和O

C．Al和Br D．Mg和S

【答案】　A

【解析】　元素的电负性差值越大，越易形成离子键。S和O只形成共价键；Cl、Br、S中，Cl的电负性最大，Na、Mg、Al中Na的电负性最小。

3．下面给出15种元素的电负性

已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。

(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)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：

Mg3N2________，BeCl2________，

AlCl3________，SiC________。

【答案】　(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化

(2)离子化合物　共价化合物　共价化合物　共价化合物

【解析】　(1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。

(2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。

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形成化合物时，X显负价，Y显正价

B．第一电离能Y一定小于X

C．最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性强于Y对应酸的酸性

D．气态氢化物的稳定性：HmY<HnX

【答案】　B

【解析】　X、Y同周期，且电负性：X>Y，说明得电子能力：X>Y，但第一电离能不一定存在X>Y。如电负性：O>N，但第一电离能：N>O。

5．四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期，已知它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为51；Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与Y原子的价电子数相同；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4∶1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5∶1。

(1)Y与Z比较，电负性较大的是________(填相应元素符号)。

(2)W的元素符号是________，其＋2价离子的核外电子排布式是________。

【答案】　(1)C  (2)Zn　1s22s22p63s23p63d10

【解析】　由于C和Si同主族，电负性与原子半径有关且同主族中随核电荷数的增大电负性减小，因此电负性较大的是C。