高二化学选修3第一章第二节原子结构与元素的性质教案3课时
高二化学选修3 物质结构与性质
第一章物质结构与性质教案
第二节原子结构与元素的性质(第一课时)
教学目标
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
课前预习：
1、元素周期表中的周期是指；元素周期表中的族是指
2、，叫做元素周期律，在化学（必修2）中元素周期律主要体现在、、、等的周期性变化。
学习过程
〖复习〗
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：
2、周期表
〖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？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
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）46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。
2、外围电子总数决定排在哪一族如：29Cu 3d104s1，10+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。
【案例练习】
1、元素的分区和族
1) s 区: , 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:, 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: , 最后的电子填在上, 包括族元素, 为过渡金属;
4) ds区: , (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: , 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
【课后作业】
完成下表空白处
第一章原子结构与性质
第二节原子结构与元素的性质(第二课时)
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
课前预习：
1、气态原子或离子叫电离能，常用符号表示，单位为
叫第一电离能。
2、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，表示在气态时该原子，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。
学习过程
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〗
(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I 2、第三电离能I 3 、I 4、I 5…… ？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？
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
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I 1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I 2表示)，依次类推，可得到I 3、I 4、I 5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I 1
4、Be 有价电子排布为2s 2，是全充满结构，比较稳定，而B 的价电子排布为2s 22p1，、
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？
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。
【案例练习】
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、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al2+、Zn2+ D．Cl-、Br-、I-
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 ns2np3
B ns2np5
C ns2np4
D ns2np6
【课后作业】
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）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
（7）半径：K+>Cl-
（8）酸性 HClO>H2SO4，碱性：NaOH > Mg(OH)2
（9）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
（10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数
2－1
请试着解释：为什么钠易形成Na，而不易形成Na？为什么镁易形成Mg，而不易形成Mg3+？
第一章原子结构与性质
第二节原子结构与元素的性质(第三课时)
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
课前预习：
1、叫键合电子；我们用电负性描述。
2、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。的电负性一般小于 1.8，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，他们既有性又有性。
学习过程
〖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、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。
2、电负性的周期性变化示例
〖归纳与总结〗
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。
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？
3、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。
4、对角线规则
【案例练习】
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、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）
A、硼和硅
B、铝和铁
C、铍和铝
D、铜和金
【课后作业】
1、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（）
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
2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是（）
A．Na > K > Rb B．N > P > As
C．O > S > Cl D．Si > P > Cl
3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（）
A．碱性：NaOH B．第一电离能：Na C．电负性：Na>Mg>Al D．还原性：Na>Mg>Al