原子结构与元素的性质.docx

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原子结构与元素的性质

第二节原子结构与元素的性质

教学目的：

1了解原子结构与元素周期表的关系

2能说出元素的电离能、电负性的涵义

3能应用元素的电离能说明元素的某些性质

教学重点：

1主族元素的电离能的变化与核外电子排布的关系

2同周期、同主族的元素电离能的变化规律

3元素电负性的周期性变化

教学难点：

1元素的电离能的周期性变化以及与核外电子排布的关系

2元素电负性的周期性变化

教学过程

在化学的学习中我们头脑中要有“结构决定性质”的概念,元素的性质是由元素的原子结构决定的,要掌握元素的性质变化规律,应首先掌握原子结构的变化规律,在上一节课我们已经学习原子结构的有关内容,这节课我们将了解原子结构与元素的性质的关系.

第二节原子结构与元素的性质

一、原子结构与元素周期表

1元素周期系的形成原因

在高一我们已经简单的学习了元素周期表的有关知识,知道元素周期表的编排原则是把电子层数相同的元素按照原子序数递增从左到右排成一行,把最外层电子数相同的元素排成同一纵行,在第一行的元素中除了氢外都是碱金属元素.

Li1s22s1Ne…2s22p6

Na1s22s22p63s1Ar…3s23p6

K1s22s22p63s23p64s1Kr…4s24p6

Rb[Kr]5s1Xe…5s25p6

Cs[Xe]6s1Rn…6s26p6

从上面的电子排布式的变化中我们可以看出随着元素的核电荷数的递增,每到出现碱金属,就开始建立了一个新的电子层,随后最外层上的电子逐渐增多,最后达到ns2np6（8个电子）,出现稀有气体,然后又开始新的循环.这也是原子核外电子排布规律中为什么最外层的电子数不超过8的电子的原因.

2元素周期表的结构

三个短周期

（横）

四个长周期

元素周期表的结构主族

（纵）副族

第八族及零族

在元素周期表中每个周期最多能容纳的元素种类跟原子结构有什么关系呢?

前面我们学习过原子核外电子排布遵循着构造原理,对于构造原理图我们可以做适当的调整后得到7个能级组.

7s5f6d7p

6s4f5d6p

5s4d5p

4s3d4p

3s3p

2s2p

1s

根据能级组我们可以清楚为什么在周期表中各个周期所容纳的元素种类不同,因为在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层,而第一能层只有一个能级,该能级最多只容纳2个电子,所以第一周期只有两种元素了.因此元素周期系的发展就像螺壳上的螺纹一样螺旋上升的.

原子结构包括多方面的内容,如原子核内的质子,中子,核外的电子以及电子的排布情况等.那么这些情况跟元素周期表有什么关系呢?

3原子结构与元素周期表的关系

原子结构觉得了元素在周期表中的位置,相反元素在周期表的位置又体现了元素原子的结构.例如原子的核内质子数等于核电荷数,它将决定原子在周期表中的位置顺序即:

1原子核电荷数=原子序数=原子核外电子数

2原子核外电子层数=周期序数

3最外层电子数=主族序数

4元素周期表以及周期律的形成过程（阅读科学史话）

科学探究:

1元素周期表共有7个周期,每个周期包含的元素种类分别为:

2,8,8,18,18,32,32（?

）;每周期开头元素最外层电子排布通式为ns1;每周期结尾元素原子电子排布通式为:

ns2np6（第一周期例外）

第一周期元素原子只有一个能层,在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层,而第一能层只有一个能级,该能级最多只容纳2个电子.而其他周期元素原子最外层ns,np两个能级,所以最多可以排到8个电子.

2“价电子”即与元素化合价有关的电子,18个纵行;不同

3根据s能级最多能容纳两个电子,所以可知s区有两个纵行,p能级最多能容纳6个电子,所以p区应该有6个纵行,d区有8个纵行.因为这三个区的原子最外层电子数都为1~2,比较少,在反应纵容易失去电子,故除氢外都是金属元素.

5从周期表看,同周期元素越向右,非金属性越强,同主族元素越向上,非金属形越强,所以非金属主要集中在右上角.

6因为处于这个区域的元素一般具有一定的金属性.

第二课时

元素周期表不仅仅体现元素原子结构的周期性变化，而且也体现了元素性质的周期性变化，那么元素周期表到底是如何体现元素性质的周期性变化的？

二元素周期律

概念：

元素性质随核电荷数递增发生周期性递变。

在高一我们已经分别讨论了同周期主族元素部分性质的变化规律。

学与问：

元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价，金属性，非金属性的变化有什么规律？

解析：

最高化合价从＋1→＋7（第二周期中由于氧和氟没有正价，所以知道＋5）最高正价等于主族序数（氧氟除外）

最的化合价从－4→－1（最低负价等于主族序数－8）

元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

从上面我们知道随着核电荷数的递增元素的化合价，金属性和非金属性呈现周期性变化。

但元素性质包含多个方面，下面我们来讨论原子半径，电离能和电负性的周期性变化。

1原子半径

1）决定原子半径大小的因素

原子半径的大小取决于两个相反的因素：

一时电子的能层数，另一个是核电荷数。

显然，电子层数越多，电子之间的排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小。

①电子能层数：

电子能层数越多，原子半径

②核电荷数：

核电荷数越大，原子半径越小

阅读图1－20，分析元素周期表中同周期主族元素从左倒右原半径的变化趋势如何？

同主族从上到下，原子半径的变化趋势又如何？

2）原子半径的变化规律

1同周期：

从左到右原子半径逐渐减小

2同主族：

从上到下原子半径逐渐增大

同周期主族元素从左到右，原子半径减小，是因为元素原子具有相同的电子能层，但随着核电荷数增多，核对核外电子的吸引力变大，从而使原子半径减小；而同主族元素，从上到下，原子半径增大，是因为同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大，虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但由于核电荷数的增多使核对核外电子的吸引比不上由于能层的增多使得电子负电排斥来得大，所以最终结果原子半径增大。

即在同周期中影响原子半径的主要因素是核电荷数的多少，而同主族中影响原子半径的主要因素是能层数的多少

2电离能

1）概念：

气态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

注意：

上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件，缺一不可。

2）第一电离能的变化规律

比较观察图1-21分析原子第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律?

1随着核电荷数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化

2同周期:

随着原子序数的增加,元素的第一电离能逐渐增大

对于同一周期的元素,随着核电荷数的增加,原子半径逐渐变小（稀有气体除外,稀有气体原子半径比同周期的卤族元素原子半径大）,原子核对核外电子的吸引越来越强,元素的原子越来越难失去电子,因此元素的第一电离能呈递增趋势.同周期内,碱金属的第一电离能最小,稀有气体的第一电离能最大.

3同主族:

随着核电荷数的递增,第一电离能逐渐减小

同一主族元素,从上到下,随着核电荷数的增加,电子能层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,原子核对核外电子的吸引越来越弱,元素的原子越来越容易失去电子,故同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小.

学与问:

1碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?

答案:

碱金属的第一电离能均较小,易失去一个电子,故碱金属都较活泼.

2为什么原子的逐级电离能越来越大?

这些数据跟钠,镁,铝的化合价有什么关系?

答案:

原子的逐级电离能越来越大的原因是离子的电荷正值越来越大,离子半径越来越小,所以失去这些电子逐渐变难,需要的能量也就越来越高;从表中可以看出钠的第一电离能较小而第二电离能突跃地升高,表明钠失去一个电子后,不易失去第二个电子,所以钠通常显+1价,而镁的第一,二电离能均较低,第三电离能突跃升高,说明镁易失去2个电子,第三个电子难失去,故显+2价,同理,铝的第一,二,三电离能均较低,说明铝较易失去三个电子,显+3价,而第四电离能突跃升高,说明铝难失去第四个电子.

3）第一电离能与原子的核外电子排布的关系

我们仔细观察不难发现,对于同一周期的元素从左到右第一电离能并不是呈直线上升,有些元素原子的电离能出现反常,这是什么原因造成的呢?

第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关,通常情况下,当原子核外的电子排布的能量相等的轨道上形成全空,半满,全满的结构是,原子的能量较低,原子较稳定,则该原子比较难失去电子,故第一电离能较大.

4）影响电离能的因素

1核电荷数:

2原子半径:

3原子的电子构型（当元素具有全充满,半充满的电子构型时,稳定性高,电离能大）

5）元素第一电离能的意义:

可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度.第一电离能数值越小,原子越易失去一个电子,金属性越强.

第三课时

我们除了可以用电离能来描述元素的金属性和非金属性的强弱外,还可以用电负性来描述他们.

3电负性

元素相互化合,可以理解为原子之间产生了化学作用了.这种作用力形象的叫做化学键.

1）化学键:

相邻原子或原子团之间的强烈相互作用

2）键合电子:

原子中用于形成化学键的电子

3）电负性:

用了描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小

4）电负性的计算标准:

以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准,

电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的,鲍林利用实验数据进行了理论计算,以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性,电负性越大的原子对键合电子的吸引力越大.

仔细观察图1-23,分析元素电负性的变化规律?

5）元素电负性呈现周期性变化

1同周期:

从左到右,元素的电负性逐渐增大

2同主族:

从上到下,元素的电负性逐渐减小

6）电负性的应用

①元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系p20

电负性数值越大,元素的非金属性越强,金属性越弱,电负性越小,元素的金属性越强,非金属性越弱.一般来说电负性大于1.8的元素为非金属元素.电负性最大的元素为氟,电负性最小的为铯,而当元素的电负性在1.8左右时,该元素;一般既有金属性又有非金属性.

②电负性与化合物类型的关系

一般认为:

如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7,他们之间容易形成离子键,相应的化合物为离子化合物,如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7,那么他们之间通常形成共价键,相应的化合物为共价化合物.

③电负性与元素的化合价的关系

在化合物中,电负性数值较小的元素的化合物中吸引键合电子的能力较弱,元素的化合价为正价,电负性数值较大的元素在化合物中吸引键合电子的能力较强,元素的化合价为负值.由于氟是所有元素中电负性数值最大的元素,所以在氟的化合物中,氟一定显示氟价,没有正价.

④对角线规则

在元素周期表中,某些元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的,被称为对角线规则.

科学探究:

2锂,镁在空气中燃烧产物都是碱性氧化物,B和AL的氢氧化物都是两性氢氧化物,硼和硅的含氧酸均为弱酸,由此可以看出对角线规则是合理的.这是因为这些处于对角线的元素的电负性数值相差不大,得失电子的能力相差不大,故性质相似,值得注意的是,并不是所有处于对角线的元素的性质都相似的.

总结:

元素性质随着核电荷数的递增呈现周期性变化

4元素周期律的实质:

是元素原子核外电子排布随核电荷数递增而呈现周期性变化的必然结果.

5研究元素周期律的意义

元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律,它对人们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义,也为人们寻找新材料提供了科学的途径.例如在第一主族可以找到光电材料,在金属与非金属的交界出可以找到优良的半导体材料,在过渡元素中寻找催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料,在周期表的右上角寻找制造农药的元素等.