鲁科版高中化学选修三《原子结构与元素的性质》教案

原子结构与元素的性质(第1课时)

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 教学过程 〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？

〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。 一、原子结构与周期表 1、周期系：

随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。 2、周期表

我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？

说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。

首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。

〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？

阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。 〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。

〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，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。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?

元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？

[基础要点]分析图1-16 分区原则 纵列数 是否都是金属 s区 p 区 d 区 ds 区 f 区 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“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？

〖归纳〗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。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的

关系的。 （1）

原子核外电子总数决定所在周期数 周期数=最大能层数（钯除外）

46

Pd [Kr]4d,最大能层数是4，但是在第五周期。

10

1

10

（2） 外围电子总数决定排在哪一族 如：29Cu 3d4s

10+1=11尾数是1所以，是IB。

元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。 〖课堂练习〗

1、下列说法正确的有（ ） A．26 号元素铁属于d 区

B．主族族序数=其价电子数=最外层电子数

C．在周期表中，元素周期数=原子核外电子层数 D．最外层电子数=8的都是稀有气体元素 E．主族共有7列，副族共有7列

F．元素周期表中第四周期第VA主族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差13 2、在元素周期表中存在着许多的规律。同一主族元素的原子序数之间也有一定的规律，填写下列问题：第一、二、三、四周期中包含的元素数目分别为 ， 卤族元素中F、Cl、Br的原子序数分别为 ，碱金属元素中Li、Na、K的原子序数分别为 ；体会上述数字之间的关系，找出同族元素原子序数与周期中元素数目之间的关系。 。

3、门捷列夫当年提出的元素周期律是 ，和现在的元素周期律比较，其主要的区别是 。到元素周期表中找一个与门捷列夫元素周期律不符合的元素 。 4、根据外围电子排布的不同，元素周期表也可以 分成不同的区域，右图是元素周期表的区域分 布示意图。请说出这样划分的依据，同时写出 S区、d区和p区的外围电子排布式。

5、用电子排布式表示Al、Cr(原子序数为24)、Fe(原子序数为26)、As(原子序

数为33)等元素原子的价电子排布，并由此判断它们属于哪一周期哪一族。 Al：

Cr： Fe：

As：

原子结构与元素的性质(第2课时)

知识与技能：

1、掌握原子半径的变化规律

2、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

3、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 4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系

5、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 教学过程： 二、元素周期律 (1)原子半径

〖探究〗观察下列图表分析总结：

元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？

〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。

(2)电离能 [基础要点]概念

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 。同一元素的第二电离能 第一电离能。

2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5…… ？分析下表：

〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？ 2、阅读分析表格数据： Na 496 4562 6912 各级电离能(KJ/mol) 9543 13353 16610 20114 Mg 738 1415 7733 10540 13630 17995 21703 Al 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？ 数据的突跃变化说明了什么？ 〖归纳总结〗 1、递变规律 第一电离能 周一周期 从左往右，第一电离能呈增大的趋势 同一族 从上到下，第一电离能呈增大趋势。 2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 3．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(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：I122

4、Be有价电子排布为2s，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s2p1，、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，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？ Mg：1s2s2p3s P:1s2s2p3s3p

那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。

5、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，说明核外电子是分能层排布的。

2

2

6

2

3

2

2

6

2

〖课堂练习〗

1、某元素的电离能(电子伏特)如下：

I1 14.5 I2 29.6 I3 47.4 I4 77.5 I5 97.9 I6 551.9 I7 666.8 此元素位于元素周期表的族数是

A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、 ⅦA 2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：

I1 13.6 I2 35.1 I3 54.9 I4 77.4 I5 113.9 I6 138.1 I7 739.1 I8 871.1 回答下列各问：

(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?___________________。 为什么?______________________________________ (2)I1为什么最小?________________________________ (3) I7和I8为什么是有很大的数值__________________________

(4)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题? _________________________________________________________ (5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小? ______________________________________________ (6)I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值

__________________________________________________

(7)此元素原子的电子层有 __________________层。最外层电子构型为

______________，电子轨道式为________________________________，此元素的周期位置为________________________ 周期___________________族。

2、讨论氢的周期位置。为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置，为什么? 答：氢原子核外只有一个电子(1s1)，既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个能。电子变成一l价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。 3、概念辩析：

（1） 每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 （2） f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素 （3） 铝的第一电离能大于K的第一电离能

（4） B电负性和Si相近

（5） 已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为

650KJ/mol

（6） Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属

（7） 气态O原子的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出1 mol

电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol

（8） 半径：K+>Cl-

（9） 酸性 HClO>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2

（10） 第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素 元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数

4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问

题。气态原子失去1个电子，形成＋1价气态离子所需的最低能量称为该元素的

第一电离能，+l价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。下表是钠和镁的第

－

一、二、三电离能（KJ·mol1）。 元素 Na Mg I1 496 738 I2 4 562 1 451 I3 6 912 7 733 （1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：

元素的电离能和元素性质之间的关系是：

（2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。 ＋

（3）请试着解释：为什么钠易形成Na，而不易形成Na2+？

原子结构与元素的性质(第3课时)

知识与技能：

1、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

2、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 3、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

4、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 教学过程：

〖复习〗1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？

2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？

(3)电负性：

〖思考与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表

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？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？ [科学探究] 1. 2.

根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。

电负性的周期性变化示例

〖归纳志与总结〗

1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。

2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

[思考5]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，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？

2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。

对角线规则

〖课堂练习〗

1、下列对电负性的理解不正确的是 （ ） A、电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 B、元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小 C、元素的电负性越大，则元素的非金属性越强

D、元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关

2、应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测中不正确的是 （ ） ①Be的氧化物的水化物可能具有两性，②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用均产生氢气，③At单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀，④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱，⑤SrSO4是难溶于水的白色固体，⑥H2Se是无色，有毒，比H2S稳定的气体

A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤

D．②④⑤

〖总结〗同周期元素、同主族元素性质递变规律。

元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化，在同一周期中，从左到右元素的金属性递减非金属性递增。例如，第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难，以及NaOH、Mg(OH)2、A1(OH)3碱性递减，说明Na、Mg、灿的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、形成氢化物越来越容易，且生成的氢化物稳定性依次增强，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增，说明S、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。 3、电负性数值的大小与元素原子得、失电子的能力之间具有一定的关系。 试在乙、丙两个坐标系中，按要求作出相应元素电负性的变化趋势曲线。

甲 乙 丙

（1）元素的电负性和原子结构的关系是 ；

（2）元素的电负性和金属、非金属的关系是 ； （3）说出元素电负性的一些应用 4、 元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电

负性大于1．8的元素为 元素，电负性小于1．8的元素是 。在短周期元素中电负性最大的是 元素，电负性最小的是 元素，在同一周期中，元素电负性的变化规律是 。

5、电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值 的

元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值；电负

性数值 的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值。请指出下列化合物中化合价为正值的元素。

CH4 NaH NF3 NH3

SO2 H2S ICl HBr 6、比较下列各组元素电负性的大小以及非金属性的强弱。并总结出其中的规律。 (1) Al、Si、P ； (2) F、C1、Br ； (3) Na、K、Cs 。 7、一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。

NaF HCl NO MgO KCl CH4

共价化合物：

离子化合物： 8、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X与Y属于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核内有16个质子，Y元素最外层电子数是K层所能容纳的电

子数的2倍，则YZ2为 ；则ZX2为 。

9、元素X和Y属于同一个主族，负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量份数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，在这两种化合物中，X的质量分数分别是50%和60%。确定X、Y在元素周期表中的位置，X第 周期第 族，Y第 周期第 族。写出X、Y形成的两种化合物的化学式 、 。

10、A、B、C三种元素，其中一种是金属元素，A、B的电子层数相同，B、C的最外层电子数相同。这三种元素的最外层电子数之和为17，原子核中的质子数之和为31，试问：

（1）A 的名称 B的元素符合 C的电子排布式 （2）A、B两种元素组成的两种常见化合，写出它们电子式：

（3）A、B、C三种元素也能组成常见的两种化合物，写出化学式