三河一中高三物质结构系列导学案(二)《原子结构与元素的性质》

第二节原子结构与元素的性质

【知识回顾】（必修2）

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。

【预习导学】

写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的电子排布

式。

锂：氦：

钠：氖：

钾：氩：

铷：氪：

銫：氙：

从中你能体会出什么来？

一、原子结构与元素周期表

1、周期系

随着元素原子的核电荷数递增，每到出现，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。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。可见，元素周期

系的形成是

[讨论与探究]请运用构造原理解释为什么周期系中每一周期里元素的数目并不总是一样

多（分别是多少）？

2、元素周期表的结构与原子结构的关系

请认真思考课本14～15页的6个科学探究！

（1）元素周期表共有个周期，每周期具有元素的数目分别为

一二三四五六七通式开头元素电子排布式

结尾元素电子排布式

第一周期结尾元素只有一个能级，个电子，所以电子排布跟其他周期不同

（2）元素周期表共有个纵列，

①价电子层：

②价电子：价电子层上的电子。

③每个纵列的价电子层的电子总数（填“相等”或“不相等”或不知道）

（3）s区有个纵列，d区有个纵列，P区有个纵列；从元素的价电子层结构可

以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层的及的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。

【归纳】

S区元素价电子特征排布为，价电子数等于序数。

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，价电子总数等于所在的序数；

p区元素特征电子排布为；价电子总数等于序数。

（4）元素周期表可分为族、族、族和族：从图1—16可知，副族元素（包括区和区。

区的元素）介于s区元素（主要是元素）和区（主要是非金属元素）之间，处于由元素向元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。

s区p 区 d 区ds 区 f 区分区原则

纵列数

是否都是金属

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

（5）（为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？）这是由元素的价电

子层结构和元素周期表中性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期元素从左到右

非金属性逐渐，逐渐减弱，同主族元素从上到下逐渐减弱，金属性逐渐，结果使元素周期表右上角三角区域的元素主要呈现出非金属性。（6）由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元

素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半

金属或准金属。

3、元素在周期表中的位置由原子结构决定

元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？元素在周期表中排在哪个列由什么决

定？

（1）原子核外决定元素所在的周期；周期数=最大数（钯除外）（2）原子的决定元素所在的族；如：29Cu 3d104s1，10+1=11尾数是1所以，是IB。

总结：元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。

二、元素周期律

1、原子半径

（1）影响原子半径的因素有哪些？它们是如何影响半径的？我们怎样判断原子半径的大

小？

（2）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？

A、同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐。其主要原因是由于的增加使原子核对电子的引力而带来原子半径减小的趋势增加电子后电子间斥力带来的趋势。

B、同主族元素从上到下，原子半径逐渐。其主要原因是由于增加，

电子间的斥力使增大。

2、电离能

（1）什么是电离能？

A、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，通常叫电离能。第一电离能越大，金属活动

性越

B、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3、I4、I5……？

同一元素的第二电离能第一电离能。

同一元素： I1 I2 I3 I4 I5……

（2）递变规律

周一周期同一族

第一电离能

（3）电离能与性质

[学与问1]、碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？

第一电离能越小，越易电子，金属的就越强。因此碱金属元素的越小，金属的活泼性就。

3、电负性

（1）含义：

什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？

键合电子：。

电负性：原子在分子中能力相对大小的量度。

[说明]：

①元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就

弱。

②元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟的电负性为 4.0和锂的电负性为 1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相

对电负性的数值。后人做了更精确的计算，数值有所修改

（2）变化规律：

阅读课本19页图1-22和图1-23并思考：

①同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？

②如何理解这些规律？

③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？

A. 金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越小，其金属性越；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越，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；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变。

B. 同周期元素从左往右，电负性逐渐增，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐

增。同主族元素从上往下，电负性逐渐减，表明元素的金属性逐渐减弱，非金

属性逐渐增强。

（3）电负性与性质

电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性越的尺度：

①电负性越小，其金属性越，非金属性越强；

电负性越大，其非金属性越，金属性越强；

②金属的电负性一般小于，非金属性的电负性一般大于；位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在左右，它们既有，又有。

[认真完成课本20页科学探究1]