高中化学《原子结构与元素的性质》学案1 新人教版选修.doc

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1、第二节原子结构与元素的性质一、原子结构与元素周期表在周期表中同一横行的元素原子所含有的相同。同一纵行相同。每一个周期总是由（ns1）开始到（ns2np6）结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于的排布发生周期性的重复。随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循原理，不同周期里所含元素种类不一定相同，并且随着周期序号的递增，金属元素的种类也逐渐，非金属的种类也逐渐。周期一二三四五六七合计元素种类金属元素种类未排满非金属元素种类未排满通过上述表格我们发现非金属元素种类+周期序数=科学探究1、元素的分区和族1)s区:,最后

2、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,5)f区:,包括元素区全是金属元素，非金属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。[思考]周期表上的外围电子排布称为“”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中。小结：S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~8ns1~2；价

3、电子总数等于列序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。每个纵行价电子总数是否相等？练习：原子序数电子排布式在周期表中的位置是金属还是非金属最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性气态氢化物的化学式151s22s22p63s23p4第二周期VA族二、元素周期律(1)原子半径原子半径的大小取决于和。能层数越多，电子间的将使原子的半径。核电核数越大，核对电子的引力也就越，将使原子的半径越同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐元素周期

4、表中，同主族元素从上到下，原子半径逐渐推广：也可以用于比较离子半径的大小同种元素离子半径大小比较：阴离子半径原子半径阳离子半径原子半径半径大小比较：NaNa+ClCl-Fe2+Fe3+不同种元素的原子和离子半径大小比较NaMgCFN3-O2-F-Na+Mg2+Al3+F-Na+小结：上一周期的阴离子和下一周期阳离子核外电子排布，但核电荷数逐渐增加，所以上一周期阴离子的半径下一周期阳离子的半径。(2)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

5、元素的第二电离能第一电离能。2、递变规律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。（1）、第一电离能越，越易失电子，金属的活泼性就越。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越。（2）．气态电中性原子失去一个电子转化为一价气态基态正离子所需要的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

6、能是逐渐的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越，消耗的能量也越来越。（3）Be的价电子排布为2s2，是结构，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。镁的第一电离能比铝的大，原因磷的第一电离能比硫的大，原因（4）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

7、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，说明核外电子是分排布的。练习1、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(AD)A．Na、K、RbB．F、Cl、BrC．Mg2+、Al2+、Zn2+D．Cl-、Br-、I-2、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。右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C3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是( C )A n

8、s2np3B ns2np5C ns2np4D ns2np6（3）电负性1、金属性越强，金属元素原子越容易电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越；倒过来说也成立。非金属性越强；非金属元素原子越容易电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越；倒过来说也成立。故可以用电负性来度量金属性