学年高中化学 第一章 原子结构与性质 12 原子结构与元素性质第2课时教案 新人教版选修3docWord文档下载推荐.docx

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结

构

板

书

设

计

二、元素周期律

1、原子半径

2、电离能

（1）定义：

气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能.

①常用符号I表示，单位为KJ•mol－1

②意义：

通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。

（2）元素的第一电离能：

处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。

（5）电离能的应用

①根据电离能数据，确定元素核外电子的排布

②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。

③判断元素的金属性、非金属性强弱

教学过程

教学步骤、内容

教学方法、手段、师生活动

引入］我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢？

讲］元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能和电负性。

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、金属性和非金属性的变化规律是什么？

投影小结］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

讲］元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。

元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。

板书］二、元素周期律

投影］观察图1—20分析：

学与问］1．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？

2．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？

小结］同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。

其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。

同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。

讲］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。

问］那么，粒子半径大小的比较有什么规律呢？

投影小结］1、原子半径大小比较：

电子层数越多，其原子半径越大。

当电子层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。

最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增大而增大

2、核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。

3、同种元素的不同粒子半径关系为：

阳离子<

原子<

阴离子，并且价态越高的粒子半径越小。

过渡］那么，什么叫电离能呢，电离能与元素的金属性间有什么样的关系呢？

板书］2、电离能

讲］原子为基态原子，保证失去电子时消耗能量最低。

电离能用来表示原子或分子失去电子的难易程度。

电离能越大，表示原子或离子越难失电子；

电离能越小，表示原子或离子易失电子，

点击试题］已知Na元素的I1=496KJ·

mol-1,则Na（g）-e-→Na+（g）时所需最低能量为.

板书］

（2）元素的第一电离能：

讲］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。

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。

投影］

问］读图l—21。

碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢?

讲］从图l—2l可见，每个周期的第一个元素（氢和碱金属）第一电离能最小，最后一个元素（稀有气体）的第一电离能最大；

同族元素从上到下第一电离能变小（如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也依次下降）。

学与问］1、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?

讲］第一电离能越小，越易失去电子，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。

讲］同周期元素：

碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；

从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。

短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。

同主族元素：

自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。

这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。

过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。

这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在（n-1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。

板书］（3）电离能的变化规律：

同周期元素：

讲］总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果

思考与交流］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？

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容易，第一电离能小

讲］但值得我们注意的是：

元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：

同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。

主族元素：

左-右：

第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。

反常的原因：

多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。

当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。

讲］在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。

金属越活泼，金属元素的第一电离能越小，非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。

点击试题］不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）如图所示，试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。

（1）同主族内不同元素的E值的变化特点是。

各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的变化规律。

（2）同周期内，随原子序数的增大，E值增大。

但个别元素的E值出现反常现象，试预测下列关系中正确的是（填写编号）。

①E（砷）＞E（硒）②E（砷）＜E（硒）

③E（溴）＞E（硒）④E（溴）＞E（硒）

（3）估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：

＜E＜。

（4）10号元素E值较大的原因是

解析：

此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。

（1）同主族元素最外层电子数相同，随着原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以失去最外层电子所需能量逐渐减小。

（2）根据图像可知，同周期元素E（氮）＞E（氧），E（磷）＞E（硫），E值出现反常现象。

故可推知第四周期E（砷）＞E（硒）。

但ⅥA族元素和ⅦA族元素的E值未出现反常。

所以E（溴）＞E（硒）。

此处应填①、③。

（3）1mol气态Ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素Mg要容易，故其E值应在419～738之间。

（4）10号元素是Ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其E值较大。

答案：

（1）随着原子序数的增大，E值变小　周期性。

（2）①、③（3）419、438或填E（钾）、E（镁）（4）10号元素是氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8个电子稳定结构。

学与问］2、下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。

为什么原子的逐级电离能越来越大?

这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系?

讲］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：

I1<

I2<

I3<

I4<

I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。

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大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。

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。

板书］（4）第二电离能；

由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。

讲］通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。

这是因为元素的原子失去电子后，原子核对核外电子的作用增加，再失去电子消耗能量增加，失电子变得困难。

讲］根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；

反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。

因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。

板书］（5）电离能的应用

、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布

讲］如LiI1<

<

I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，且最外层上只有一个电子

板书］

根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。

讲］如K元素I1<

I3，表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。

一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见的价态。

如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（相当于第一电离能的10倍），故Na的化合价为+1，而Mg在第三电离发生突变，故Mg的化合价为+2、

判断元素的金属性、非金属性强弱

讲］I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。

讲］需要我们注意的是，金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。

过］电离能主要针对的是金属，对于非金属我们通常用与其相对应的电子亲和能，下面让我们来简单了解一下电子亲和能

知识拓展］元素的电子亲和能

1、电子亲和能：

元素的一个气态原子获得1个电子成为气态阴离子时所放出的能量称为第一电子亲和能

2、电子亲和能的符号和单位：

E单位为KJ•mol－1

3、电子亲和能的意义：

电子亲和能的大小反映了气态原子获得电子成为气态阴离子的难易程度。

电子亲和能大，该元素的原子就容易与电子结合

4、影响因素：

电子亲和能的大小取决于原子核对外层电子的吸引以及电子和电子间的排斥这两个相反的因素。

随着原子半径的减小，原子核对核外电子吸引作用增强，电子亲和能增大。

但是，如果原子半径减小的程度使核外电子的密度增加很大，电子之间的排斥作用增加，则可能使电子亲和能减小，电子亲和能无论是在同周期还是同主族都没有简单的变化规律。

随堂练习］

1、某元素的电离能（电子伏特）如下：

I1

I2

I3

I4

I5

I6

I7

14.5

29.6

47.4

77.5

97.9

551.9

666.8

此元素位于元素周期表的族数是

A.IAB.ⅡAC.ⅢAD、ⅣAE、ⅥAF、ⅤAG、ⅦA

2.下列说法正确的是（）

A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小

B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大

C.在所有元素中，氟的电离能最大

D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大

考查元素第一电离能的变化规律，一般同周期从左到右第一电离能逐渐增大，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大故A正确C不正确；

但有反常，第ⅢA和VA族元素比同周期相邻两种元素第一电离能都低。

同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小。

，由于核外价电子排布镁为3S2，Al为3S23P1，故Al的第一电离能小于Mg的，所以B错误；

根据同主族同周期规律可以推测：

第一电离能K<

Ca<

Mg，所以D错误。

A

3、下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（）

A、ns2np1B、ns2np2C、ns2np3D、ns2np4

当原子轨道处于全满、半满时，具有的能量较低，原子比较稳定，电离能较大。

C

4.能够证明电子在核外是分层排布的事实是（）

A、电负性B、电离能C、电子亲和能D、电势能

各级电离能逐级增大，I1，I2，I3。

。

外层电子只有一个电子的碱金属元素很容易失去一个电子变为＋1价阳离子，而达到稳定结构，I1较小，但再失去一个电子变为＋2价阳离子却非常困难。

即I2突跃式升高，即I2》I1，又如外层只有两个的Mg、Ca等碱土金属元素，I1和I2差别较小，但失去2个电子达到稳定结构后，在失去电子变为＋3价阳离子却非常困难，即I3突跃式变大，I3》I2>

I1，因此说电离能是核外电子分层排布的实验佐证。

B

5、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素

（1）下列（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。

①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f

（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。

核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。

原子核失去核外不同电子所需的能量（KJ·

mol-1）

锂

X

Y

失去第一个电子

519

502

580

失去第二个电子

7296

4570

1820

失去第三个电子

11799

6920

2750

失去第四个电子

9550

11600

①通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。

②表中X可能为13种元素中的（填写字母）元素。

用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式　　　　　。

③Y是周期表中族的元素的增加，I1逐渐增大。

④以上13种元素中，（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。

（1）从所给元素在周期表中的位置不难知道a、c、d、f分别为Na、Mg、Sr和Al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；

h为碳元素，其单质中的石墨也是电的良导体，故应选①、④两组。

（2）①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，1个在L层，当失去最外层的一个电子后，锂离子达到稳定结构，根据题给信息可知，锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量。

②由表中数据可知：

X失去第二个电子所需能量远大于失去第一个电子所需的能量（9倍多），而失去第三个、第四个电子所需能量皆不足前者的两倍，故第一个电子为最外层的1个电子，而其他几个电子应处于内层。

结合所给的周期表知，X应为a，即钠元素，和j即氧元素所形成的化合物化学式分别为：

Na2O和Na2O2。

③由表中所给Y的数据可知，Y失去第一、二、三个电子所需能量差别不大，而失去第四个电子所需能量远大于失去第三个电子所需的能量，因此，Y元素的最外层有3个电子，即为第ⅢA族的元素Al。

④从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。

结构越稳定失电子所需能量越高，在所给13种元素中，处于零族的m元素已达8e-稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。

（1）①④

（2）①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难②a；

Na2O或Na2O2③ⅢA④m

教学回顾：

表现性评价反映了学生学习本节知识的过程情况如何，是否达到情感态度与价值观目标。

表现性评价的依据是学生在问题探究的过程中表现出来的情感态度和对知识的整合能力，能否把自己融入科学活动和科学思维中，体验科学研究的过程和认知的规律性。

如果说纸笔评价是对学生学业的量化评价的话，表现性评价则是对学生学业的质性评价。

在本节课的教学过程当中，由浅入深不断地设置问题，引导学生进行讨论探究，让学生主动参与知识探究的全过程。

从学生的表现和反馈情况来看，基本上能达到预定的教学目标要求。