第一章 原子结构第23节.docx
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第一章原子结构第23节
第2节原子结构与元素周期表
学习目标
（一）知识与技能：
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系
5、掌握原子半径的变化规律
6、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
（二）过程与方法：
复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法
（三）情感和价值观：
了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣
学习重点
1、原子核外电子排布的周期性变化
2、原子结构与元素周期表的关系
3、元素周期表的5个区与族的关系
4、元素的原子半径周期性变化
【学习难点】元素周期表的结构与原子结构的关系
第1课时
自主预习提纲
一、基态原子的电子排布
1．基态原子核外电子排布要遵循的三个原则是、、。
2．根据能量最底原理可知：
基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序是1s，，，3s，，，3d，，，，5p，，，5d，，，5f，6d，7p，┉。
3．角量子数l相同的能级，其能量次序由主量子数n决定，n值越，其能量越。
如E2pE3pE4pE5p。
主量子数n相同，角量子数不同的能级，其能量随l的增大而，即发生“能级分裂”现象。
如E4sE4pE4dE4f。
主量子数和角量子数同时变化时，情况较复杂。
如E4sE3dE4p,这种现象称为“能级交错”。
4．洪特规则的特例：
能级相同的原子轨道中，电子处于、
或状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
5．泡利不相容原理可简单描述为：
一个原子轨道中最多只能容纳______个电子，并且这_____个电子的自旋方向相_____。
二、19～36号元素的基态原子的核外电子排布
1、熟练写出元素周期表中前36号元素的名称、元素符号和用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。
填表
元素名称
元素符号
原子序数
电子排布式
价电子排布
7
S
氯
铜
Cr
3d64s2
35
2．价电子层：
能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能层。
价电子指的是，元素的化学性质与的性质和数目密切相关。
基态铁原子的价电子排布为。
三、核外电子排布与元素周期表
1、元素周期表共有7个周期，其中有三个短周期，三个长周期和一个不完全周期。
根据鲍林看似能级图可以看出一个能级组最多所容纳的电子数等于，1-6周期所包含的元素种数分别是，第7周期为不完全周期。
周期与有关，即周期数＝。
每周期具有元素的数目分别为2、8、8、18、18、32、26种。
各周期（能级组）价电子排布规律为：
一、1s1——1s2二、2s1——2s22p6三、3s1——3s23p6
四、4s1——4s24p6五、5s1——5s25p6六、6s1——6s26p6
七、7s1——？
2、元素周期表共有18个纵列，
元素周期表可分为主族、副族和0族：
族的划分与原子的和密切相关，同族元素的价电子数目。
主族元素的价电子全部排布在最外层的___或______轨道上，主族元素所在族的序数等于该元素的数。
0族即稀有气体元素（除氦元素外）原子的最外层电子排布均为___________。
副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。
四、核外电子排布与元素周期表的分区：
1、s区有2个纵列，d区有8个纵列，P区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。
2、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）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；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。
【当堂达标训练】
1、元素的分区和族
1）s区:
ns1～2,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:
ns2np1～6,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:
（n-1）d1～6ns1～2,最后的电子填在上,包括族元素,为过渡金属;
4）ds区:
（n-1）d10ns1～2,（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:
（n-2）f1～14（n-1）d0～2ns2,包括元素,称为内过渡元素或内过渡系.
2、外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是（
）
A、第四周期ⅦB族B、第五周期ⅢB族
C、第六周期ⅦB族D、 第六周期ⅢB族
3、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。
下面关于镭的性质的描述中不正确的是
A、在化合物中呈+2价B、单质使水分解、放出氢气
C、氢氧化物呈两性D、碳酸盐难溶于水
4、若将6C原子的电子排布写成1s22s22p6x它违背了（）
A、能量守恒原理B、能量最低原理C、泡利不相容原理D、洪特规则
5、下列叙述中，正确的是（）
A、在一个基态多电子原子中，不可能有两个运动状态完全相同的电子
B、在一个基态多电子原子中，不可能有两个能量相同的电子
C、在一个中，M层上的电子能量肯定比L层上的电子能量高
D、某一基态多电子原子的3p亚层上仅有两个电子，它们必然自旋相反
6．基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是（）
A
BCD
7、当碳原子的核外电子排布由转变为时，下列说法正确的是
A．碳原子由基态变为激发态B．碳原子由激发态变为基态
C．碳原子要从外界环境中吸收能量D．碳原子要向外界环境释放能量
8、已知锰的核电荷数为25，以下是一些同学绘制的基态锰原子核外电子的轨道表示式（即电子排布图），其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是（）
ABCD
9、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。
试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。
（1）
（2）（3）
（4）（5）（6）
违反泡利不相容原理的有，违反洪特规则的有。
第2节原子结构与元素周期表
第2课时
【自主预习提纲】
二、核外电子排布与原子半径
1、定义：
。
包括共价半径，金属半径，范氏（范德华）半径。
共价半径：
叫该原子的共价半径。
金属半径：
叫做原子的金属半径。
范氏（范德华）半径：
。
（稀有气体的原子半径）
在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。
2、原子半径递变规律
（1）同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐。
其主要原因是由于核电荷数的增加使原子核对电子的引力增加而带来原子半径的趋势于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径的趋势。
（2）同主族元素从上到下，原子半径逐渐。
其主要原因是由于电子层数，电子间的斥力使原子半径。
（5）同一周期的过渡元素，自左到右原子半径的减小幅度越来越小，因为增加的电子都分布在内层d轨道上，它对与大致相当，使的变化幅度不大。
（6）由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，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，这些元素常被称为半金属或准金属。
【典例分析】
【例题1】某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n＝3，l＝2，m＝2，ms＝+1/2。
试回答：
（1）写出该元素原子核外电子排布式。
（2）指出该元素的原子序数，在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。
【例题2】现有A、B、C、D四种元素，A是第5周期ⅠA族元素，B是第3周期元素。
B、C、D的价电子分别为2、2和7个。
四种元素原子序数从小到大的顺序是B、C、D、A。
已知C和D的次外层电子均为18个。
（1）判断A、B、C、D是什么元素？
（2）写出B、C的核外电子排布及A、D的价电子排布。
（3）写出碱性最强的最高价氧化物的水化物的化学式。
（4）写出酸性最强的最高价氧化物的水化物的化学式。
【当堂达标训练】
1.下列四种元素中,其单质氧化性最强的是（）
A．原子含有未成对电子最多的第二周期元素
B．位于周期表中第三周期ⅢA族的元素
C．原子最外电子层排布为2s22p6的元素
D．原子最外电子层排布为3s23P5的元素
2．某元素有6个电子处于n＝3，l＝2的能级上，根据洪特规则推测它在d轨道上未成对电子数为（）
A．3B.4C.5D．2
3．在多电子原子中，各电子具有下列量子数，其中能量最高的电子是（）
A.
B.
C.
D.
4.在多电子原子中,轨道能量是由谁决定。
（）
A.nB.n和mC.n和lD.n、l、m
5．以下元素的原子半径递变规律正确的是（）
A.Be＜B＜Na＜MgB.B＜Be＜Mg＜Na
C.Be＜B＜Mg＜NaD.B＜Be＜Na＜Mg
6．价电子满足4s和3d为半满的元素是（）
A.CaB.VC.CrD.Cu
7．写出下列基态原子的核外电子排布
⑴17Cl；⑵24Cr；
⑶34Se；⑷81Tl。
8．指出下列元素是主族元素还是副族元素？
位于周期表中第几周期？
第几族？
⑴1s22s22p63s23p4；
（2）[Kr]4d105s25p2；
（3）[Ar]3d34s2；（4）[Ar]3d104s1。
9．填写下表
原子序数
元素符号
电子层排布
周期
族
最高正价
未成对电子数
金属或非金属
9
3
ⅤA
24
5d106s2
10．某元素原子序数为33，则⑴此元素原子的电子总数是，有个未成对电子。
⑵有个电子层，个能级，个原子轨道⑶它的价电子排布为。
11．满足下列条件之一的是哪一族或哪一种元素？
⑴最外层具有6个p电子：
。
⑵价电子数是n＝4、l＝0的轨道上有2个电子和n＝3、l＝2的轨道上有5个电子：
。
⑶次外层d轨道全满，最外层有一个s电子：
。
⑷某元素＋3价离子和氩原子的电子排布相同：
。
⑸某元素＋3价离子的3d轨道半充满：
。
12.设X、Y、Z代表3种元素。
已知：
①X+和Y-两种离子具有相同的电子层结构；②Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个；
③Y和Z两元素可以形成四核42个电子的负一价阴离子。
据此，请填空：
⑴Y元素是，Z元素是。
⑵由X、Y、Z三元素所形成的含68个电子的盐类化合物之化学式是
13．短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，其中A、C同主族，B、C、D同周期，A原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B是短周期元素中原子半径
最大的主族元素。
试回答下列问题：
（1）A的元素符号；D的原子结构示意图。
（2）A、B、C三种元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序是。
（3）A、B、C、D形成的化合物B2A2、CD2、D2A、DA2中，各原子都满足最外层8电子结构的是（请填写具体的化学式）
（4）CA2与D元素的单质在水溶液中反应的化学方程式是。
第3节原子结构与元素性质
【学习目标】
（一）知识与技能：
1、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
2、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
3、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
4、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
5、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
6、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明
7、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
（二）过程与方法：
1、弄清元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
2、理解元素的电负性与元素的化合价的关系
3、理解元素的电负性与离子化合物、共价化合物的关系
4、学会用元素的电负性解释对角线规则
（三）情感和价值观：
1、了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣
【学习重点】
1、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化
2、元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
3、元素的电离能与元素得失电子能力的关系
【学习难点】
1、用元素的电负性解释对角线规则
2、元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
第1课时
【自主预习提纲】
一、电离能（KJ·mol-1）
1、定义：
气态原子或离子叫电离能，常用符号表示，单位为。
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、递变规律
根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子，反之，电离能越大，表明，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有的趋势，同一主族从上到下，第一电离能。
思考：
碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？
答：
3、实例应用：
（1）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，第一电离能。
镁的第一电离能比铝的，磷的第一电离能比硫的，原理相同。
（2）碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
第一电离能越小，越易电子，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。
（3）阅读分析表格数据：
Na
Mg
Al
各级电离能（KJ/mol）
496
738
578
4562
1415
1817
6912
7733
2745
9543
10540
11575
13353
13630
14830
16610
17995
18376
20114
21703
23293
、同一种元素的逐级电离能的大小关系：
I1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。
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价离子。
、电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
【当堂达标训练】
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（）
A．Na、K、RbB．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al3+、Zn2+D．Cl-、Br-、
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（）
3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是（ ）
A ns2np3B ns2np5
C ns2np4D ns2np6
第2课时
【自主预习提纲】
二、电负性：
1、定义：
原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。
（1）元素电负性的值是个相对的量，没有单位。
电负性大的元素吸引电子能力，反之就。
（2）元素电负性的概念最先是由于1932年在研究化学键性质时提出来的。
氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其
元素的相对电负性的数值。
后人做了更精确的计算，数值有所修改。
（3）电负性小于2的元素，大部分是，大于2的元素，大部分是，电负性越，非金属性越活泼；越小越活泼。
（4）利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的易呈现价，小的易呈现价。
（5）利用元素的电负性可以判断化学键的性质。
电负性差值大的元素原子间形成的主要是键，电负性差值小或相同的非金属原子之间形成的主要是键；当电负性差值为零时，通常形成键，不为零时易形成键。
2、变化规律：
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？
同周期元素从左往右，电负性逐渐，表明金属性逐渐，非金属性逐渐；同主族元素从上往下，电负性逐渐，表明元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。
3、实例应用：
根据电负性大小，判断氧元素的非金属性与氯元素的非金属性哪个强？
三、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，被称为对角线规则。
Li
Be
B
Mg
Al
Si
如：
锂的电负性：
1.0镁的电负性：
1.2。
锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；
铍的电负性：
1.5铝的电负性：
1.5，两者的氢氧化物都是两性氢氧化物；
硼的电负性：
2.0硅的电负性：
1.8，两者的含氧酸酸性的强度很接近。
这些元素在性质上相似，可以粗略认为是它们的电负性相近的缘故。
【当堂达标训练】
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、元素电负性随原子序数的递增而增强的是（）
A．Na>K>RbB．N>P>As
C．O>S>ClD．Si>P>Cl
第三节原子结构和元素性质练习
1．原子失去电子能力最强的是（）
A.NaB.MgC.AlD.K
2．鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是（）
A.氧B.氯C.氟D.硫
3．原子的第一电离能为I1，第二电离能为I2，它们大小关系通常为（）
A.I1＝I2B.I1＜I2C.I1＞I2D.不能确定
4．下列对铯（Cs）的性质预测正确的是（）
A.铯的熔点很高B.它只存在一种氧化物
C.它的碳酸盐都易溶于水D.氯化铯难溶于水
5、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（BC）
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
6、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（D）
A．碱性：
NaOHB．第一电离能：
NaC．电负性：
Na>Mg>Al
D．还原性：
Na>Mg>Al
7、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（C）
A、硼和硅B、铝和铁C、铍和铝D、铜和金
8．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示，若X越大，起原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。
下面是某些短周期元素的X值：
元素
Li
Be
B
C
O
F
X值
0.98
1.57
2.04
2.53
3.44
3.98
元素
Na
Al
Si
P
S
Cl
X值
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16
⑴通过分析X值变化规律，确定N、Mg的X值范围：
＜X（Mg）＜，＜X（N）＜。
⑵推测同周期元素X值与原子半径的关系是；根据短周期元素的X值变化特点，体现了元素性质的变化规律。
⑶经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素的差值△X＞1.7时，一般为离子键，当△X＜1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键类型是。
⑷预测元素周期表中，X值最小的元素位置：
（放射性元素除外）。
9．短周期元素A、B、C、D，它们的原子序数依次增大。
其中A、C与B、D分别是同主族元素。
又知B、D两元素的原子核中质子数之和是A、C两元素原子核中质子数和的2倍。
这四种元素的单质中有2种气体，2种固体。
（1）写出元素符号：
A；D；
（2）写出两种均含有A、B、C、D四种元素的化合物相互作用逸出气体的离子方程式。
（3）A、C组成的化合物，常作为野外考察的取氢（H2）剂。
试写出该化合物的电子式；该化合物中加入适量的水，即可形成氢气。
写出制氢化学方程式；经研究发现，该化合物中加入某些单质（如：
Si、Al），再加水，可以成倍地产生氢气。
现取1mol该化合物中加入适量的单质硅，产生氢气____________mol。
10．从原子结构解释,第二周期元素中的Be与B,N与O的第一电离能出现不符合规律的现象.
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