原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)學案

1、原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)教學設(shè)計原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)教學設(shè)計3/3原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)教學設(shè)計第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)一、各周期元素數(shù)目與相應(yīng)能級組的原子軌道關(guān)系周期元素數(shù)目相應(yīng)能級組中原子軌道電子最大容量一21s2二82s2p8三83s3p8四184s3d4p18五185s4d5p18六326s4f5d6p32七26(未完)7s5f6d(未完)未滿二、原子結(jié)構(gòu)與元素地址的關(guān)系1.核外電子排布與族序數(shù)之間的關(guān)系可以依照以下方法進行判斷：按電子填充序次由最后一個電子進入的情況決定，詳盡情況以下：進入(n1)d(n1)d15為BB?族數(shù)(n1)dns電子數(shù)(n1)d68為(n1)d10為B、B?族數(shù)

2、ns的電子數(shù)4fLa系元素進入(n2)fB5fAc系元素3.族序數(shù)與價電子數(shù)的關(guān)系(1)主族(AA)和副族B、B的族序數(shù)原子最外層電子數(shù)(nsnp或ns)。副族BB的族序數(shù)最外層(s)電子數(shù)次外層(d)電子數(shù)。(3)零族：最外層電子數(shù)等于8或2。(4)族：最外層(s)電子數(shù)次外層(d)電子數(shù)。若之和分別為8、9、10，則分別是族第1、2、3列。三、各區(qū)元素特點包括的元素價電子排布化學性質(zhì)s區(qū)A、A12nsp區(qū)AA、零族ns2np16d區(qū)BB、族(n1)d19ns12ds區(qū)B、B(n10121)dnsf區(qū)鑭系、錒系014022(n2)f(n1)dns四、判斷微粒半徑大小的規(guī)律在中學要求的范圍內(nèi)可

3、按“三看”規(guī)律來比較微粒半徑的大小“一看”能層數(shù)：當能層數(shù)不相同時，能層越多，半徑越大?！岸础焙穗姾蓴?shù)：當能層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。除氫、氦外，都是爽朗金屬元素隨著最外層電子數(shù)目的增加，非金屬性增強，金屬性減弱均為金屬。由于d軌道都未充滿電子，因此d軌道可以不相同程度地參加化學鍵的形成均為金屬。d軌道充滿電子，因此d軌道一般不再參加化學鍵的形成鑭系元素的化學性質(zhì)特別周邊，錒系元素的化學性質(zhì)也特別周邊“三看”核外電子數(shù)：當能層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大。五、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1、價電子：價電子指原子核外電子中能與其他原子相互作用形成化學鍵的電子。2、價電子層：

4、能級上的電子數(shù)可在化學反應(yīng)中發(fā)生變化的能級。3、每個縱列的價電子層的電子總數(shù)相等4、元素在周期表中的地址由原子結(jié)構(gòu)決定：1）原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期；周期數(shù)=最大能層數(shù)（鈀除外）2）原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族；如：29Cu101，10+1=11尾數(shù)是1因此，是IB。Na13d4s3s是IA。六、元素周期律(1).原子核外電子排布的周期性.隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外面電子排布表現(xiàn)周期性的變化:每隔必然數(shù)目的元素，元素原子的外面電子排布重復出現(xiàn)從126的周期性變化.ns到nsnp依照元素原子的外面電子排布的特點，可以將元素周期表劃分成s、p、d、ds、f五個地域，每個區(qū)各包括

5、哪些元素？外面電子排布各有何特點？s區(qū):A-A,ns1-2;p區(qū):A-A,ns2np1-6;d區(qū):B-B、,(n-1)d1-9ns1-2;ds區(qū):B-B,(n-1)d10ns1-2;f區(qū):鑭系和錒系，(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2.(2).元素第一電離能的周期性變化.隨著原子序數(shù)的遞加，元素的第一電離能呈周期性變化：同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小；同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.(3).元素電負性的周期性變化.隨著原子序數(shù)的遞加，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上

6、到下，元素電負性表現(xiàn)減小的趨勢.1、原子半徑（1）定義：是由實驗方法測定的兩相鄰同種原子核之間距離的多數(shù)值。（包括共價半徑，金屬半徑，范氏（范德華）半徑。）（2）變化規(guī)律：、同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。B、同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。2、電離能（KJmol-1）（1）定義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)變成氣態(tài)基態(tài)正離子（即1價陽離子）所需要的（即吸取的）最低能量叫第一電離能（I1），平時叫電離能。2）常用符號I表示，單位為KJ?mol13）意義：平時用電離能來表示原子或離子失去電子的難易程度。4）遞變規(guī)律：A、同一周期：從左往右，第一電離能呈增大的趨勢。B、同一族：

7、從上到下，第一電離能呈減小趨勢。C、同一種元素的逐級電離能的大小關(guān)系：I1I2I3I4I5。即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。（第一失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，今后再失去電子都是能級較低的電子，所需要的能量多；同時，隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需戰(zhàn)勝的電性引力也越來越大，耗資的能量也越來越多。）5）金屬元素原子的電離能與其化合價的關(guān)系：一般來講，在電離能較低時，原子失去電子形成陽離子的價態(tài)為該元素的常有價態(tài)。Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子簡單得多，因此Na簡單失去一個電子形成+1價離子；Mg的

8、I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，因此Mg簡單失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，因此A1簡單失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.6）失態(tài)：失態(tài)的原因：多數(shù)與全空（p0、d0）、全滿（p6、d10）和半滿（p3、d5）構(gòu)型是比較牢固的構(gòu)型有關(guān)。當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空、半充滿和全充滿結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，該元素擁有較大的第一電離能。主族元素：從左到右：第一電離能依次明顯增大（但其中有些曲折）是全充滿結(jié)構(gòu)，比較牢固，而B的價電子排布為2s22p1

9、，比。比方：Be的價電子排布為Be不牢固，因此失去第一個電子2s2，B比Be簡單，第一電離能小。同理，氮的第一電離能比氧的大，磷的第一電離能比硫的大，電離能比Al的第一電離能大。Mg的第一3、電負性：1）定義：原子在分子中吸引鍵合電子能力相對大小的量度。2）元素電負性的值是個相對的量，沒有單位。電負性大的元素吸引電子能力強，反之就弱。（3）元素電負性的看法最先是由鮑林于1932年在研究化學鍵性質(zhì)時提出來的。以氟分電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，爾后依照化學鍵的鍵能計算其他元素的相對電負性的數(shù)值。（4）變化規(guī)律：同周期元素從左到右，電負性逐漸增大。B：同周期元素從上到下，元素的電

10、負性逐漸減小。1、金屬元素越簡單失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越簡單得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來胸襟金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。2、同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，表示金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，表示元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。（5）元素電負性的應(yīng)用：1.元素的金屬性和非金屬性及其強弱的判斷金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)界線的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。金屬元素的電負性越小，金屬元素越爽朗；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越爽朗。同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。電負性較大的元素集