化学第二节 原子结构与元素的性质精品教案

这是一份化学第二节 原子结构与元素的性质精品教案，共10页。教案主要包含了元素周期律，构造原理与元素周期表，元素周期表等内容，欢迎下载使用。

一、元素周期律、元素周期系和元素周期表
1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。
2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。
3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。
【注】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)电子排布与周期划分的本质联系
根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
(2)规律：
①周期序数＝电子层数。
②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。
2．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)规律
①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。价层电子数 = 族序数。
③稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外)。
三、元素周期表
1．元素周期表的结构
2．元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：
s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。）
(2)根据元素金属性与非金属性
①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、P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右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属元素。
【注】p区元素价电子不都是ns2np1～6，如He元素的价电子为2s2。
【总结】各区元素的特点
四、元素周期律
1．原子半径
（1）影响因素
2.电离能
（1）第一电离能：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）元素原子第一电离能的变化规律
①对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过渡元素的第一电离能的变化不太规则。
④同周期元素第一电离能的变化呈现的是一种趋势，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高。
（3）逐级电离能
①含义：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。
②特点：
由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一元素的各级电离能之间存在如下关系：I1元素原子逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变，即突然增大多倍，这是由于电子分层排布的。如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能
③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。
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。
b. 同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半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。
c. 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ⅡA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。
（4）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：I1≪I2②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2③判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
例1.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·ml－1)。
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R元素的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素的原子最外层共有4个电子
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p1
【答案】B 从表中数据可以看出，R元素的第一、第二电离能都较小，所以反应时可以失去2个电子，那么其最高化合价为＋2价，最外层电子数为2，应为第ⅡA族元素，A、C错误，B正确；R元素可能是Mg或Be，故无法确定基态原子的电子排布式，D错误。
3.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
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0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。
应用：
①判断金属性、非金属性强弱
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。
②判断元素的化合价
a.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。
b.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：
a.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。
b.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。
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、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为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MgO；Be(OH)2、Al(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。周期
外围电子排布
各周期增加的能级
元素种数
ⅠA族
0族
最外层最多
容纳电子数
一
1s1
1s2
2
1s
2
二
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
三
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
四
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
五
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
六
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
七
7s1
7s27p6
8
7s、5f、6d、7p
32
族序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
价电子
排布
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
包括的元素
价电子排布
化学性质
s区
第ⅠA、ⅡA族
ns1～2(最后的电子填在ns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ⅢA～ⅦA族、0族
ns2np1～6(最后的电子填在np上)
随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱
d区
第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2[最后的电子填在(n－1)d上]
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、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2[(n－1)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
镧系、锕系
(n－2)f0～14
(n－1)d0～2ns2
镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近
Na
Mg
Al
电离能/kJ·ml－1
I1
496
738
578
I2
4562
1451
1817
I3
6912
7733
2745
I4
9543
10540
11575
I1
I2
I3
I4
……
740
1 500
7 700
10 500
……