2018年高考化学第一轮复习 专题 原子结构、元素周期律学案 苏教版.doc

原子结构、元素周期律【本讲教育信息】一. 教学内容：原子结构、元素周期律二. 教学目标：了解元素、核素和同位素的含义。知道原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系；了解118号元素的原子核外电子排布，能用原子结构示意图表示原子和简单离子的结构；了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用；认识元素周期律的本质。掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系；了解原子结构、元素在周期表中的位置及其性质递变的规律。三. 教学重点、难点：118号元素的原子核外电子排布，能用原子结构示意图表示原子和简单离子的结构；元素周期律的本质。掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系；四. 教学过程：（一）原子结构：原子的组成说明 1、与原子结构有关的量之间的计算关系式：（1）质子数核电荷数核外电子数原子序数（2）质量数（A）质子数（Z）中子数（N）2、人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。同一元素的不同核素之间互称同位素。同位素所研究的对象是微观粒子。同位素的特征：（1）同一元素的各种同位素质量数不同，但化学性质几乎完全相同。（2）在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。3、能层与能级：按核外电子能量的的差异将其分成不同的能层（用符号n表示）；各能层最多容纳的电子数为2n2，对于同一能层里能量不同的电子，还可将其分成不同的能级（l）。各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：能 层（n）一二三四五六七符 号KLMNOPQ能 级（l）1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s最 多电 子 数226261026101422818322n24、基态与激发态的区别，原子的核外电子排布符合能量最低原理等核外电子排布规律，处于能量最低状态的就是基态，不符合排布规律的当然其能量也不处于最低态，这时原子的核外电子排布当然就不是基态而是激发态。如：C的核外电子排布如果是 1s22s12p3就不是基态而是激发态。因为基态应该是1s22s22p2。5、核外电子排布规律：构造原理：随着原子序数的递增，绝大多数元素的基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f；构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量低的能级里，然后排布在能量较高的能级里。泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。洪特规则：a：电子排布在同一能级不同轨道时，电子总是尽可能分占不同的轨道 ，且自旋方向相同；b：有少数元素的气态基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系的能量最低，原子较稳定。此为洪特规则的特例。6、原子结构的表示方法：（1）原子结构示意图：表示原子的核电荷数和核外电子在各电子层上排布的图示；（2）电子式：用“”或“”在元素符号周围表示最外层电子的图示；（3）电子排布式：用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数。如：铬原子的电子排布式可写成：1s22s22p63s23p63d54s1，也可写成：Ar3d54s1（4）轨道表达式：每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，按照能量由低到高的顺序由下而上所表示的电子排布图。如：7、光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态激发态）和放出（激发态基态）能量，产生不同的光谱原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。（二）元素周期律与元素周期表：1、元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。2、元素周期表是元素周期律的具体表现形式。在元素周期表中，把电子层数即能层相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成一个横行，称为周期；再把最外层电子数相同的元素从上往下排成一个纵行，称为族。元素周期表共分为七个周期，18个纵行，分为七个主族，七个副族，3个第族和1个0族。在元素周期表中，我们也可以按照元素原子基态的电子排布式最后一个电子所处的能级对元素周期表进行分区：s区p 区d 区ds 区f 区分区原则ns12ns2np16（n1）d18 ns12（n1）d10 ns12最后电子排在f区纵列数2682镧系和锕系元素是否都是金属否否是是是3、原子结构与元素周期表关系的规律：（1）电子层数能层数周期数（电子层数决定周期数）（2）最外层电子数主族数最高正价数价电子数（3）负价绝对值8主族数（限AA）（4）原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物的对应水化物的碱性越强，其离子的氧化性越弱；原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成最高价氧化物的对应水化物的酸性越强，其离子的还原性越弱。4、粒子半径大小比较的规律（1）同一主族各元素，原子半径大小看电子层数；（2）同一周期各元素，原子半径随原子序数递增而递减，阴离子半径一定大于阳离子半径；（3）阴离子半径大于相应原子半径，阳离子半径小于相应原子半径；（4）核外电子排布相同的离子，原子序数愈小，离子半径愈大。5、电离能是指气态基态原子或离子失去电子所需要的能量，常用符号I表示，单位：kJ。电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。6、电负性是指元素的原子吸引电子的能力标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。说明1、同周期元素结构性质的递变规律：性质同周期（从左右）电子层结构电子层数（能层数）相同，最外层电子数逐渐增多原子半径逐渐减小第一电离能一般规律是由小大，但A和A族由于半充满和全充满状态比较稳定，比相邻主族元素的第一电离能大电负性逐渐增大主要化合价最高价由17，非金属负价（8族序数）非金属气态氢化物形成的难易及热稳定性形成条件由难易，稳定性逐渐增强最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱得失电子能力失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强 2、同主族元素的性质递变规律：性质同主族（由上下）电子层结构电子层数（能层数）递增 最外层电子数相同原子半径逐渐增大第一电离能逐渐减小电负性逐渐减小得失电子能力失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱主要化合价最高正价族序数（O，F除外）非金属负价（8族序数）最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强非金属气态氢化物形成的难易及热稳定性形成由易到难，稳定性逐渐减弱金属性与非金属性金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱3、元素金属性或非金属性强弱的实验标志：（1）金属性强弱：单质与水或酸反应置换出H2的难易；元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；单质的还原性强弱或离子的氧化性强弱；原电池反应中的正负极；与同氧化剂反应时放出能量的高低。（2）非金属性强弱：单质与H2化合生成气态氢化物的难易；生成气态氢化物的稳定性；元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；单质的氧化性强弱或简单离子的还原性强弱；与同还原剂反应时放出能量的高低4、电负性X相差很大的元素相互化合通常形成离子键 。电负性相差不大的两种非金属元素相互化合时，通常形成极性键，电负性相同的元素相互化合时，通常形成非极性键。电负性相差越大的元素形成共价键时，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。一般，X1.7，形成离子键；X1.7，形成共价键。5、元素的电离能和电负性都可以用来判断元素的金属性或非金属性的相对强弱。6、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。如：锂与镁、铍与铝等。它们的电负性相差不大，性质较为相似。【典型例题】例1. 氯的原子序数为17，35Cl是氯的一种同位素，下列说法正确的是 A. 35Cl原子所含质子数为18 B. 1/18 mol的H35Cl分子所含中子数约为6.021023C. 3.5 g的35Cl2气体的体积为2.24 L D. 35Cl2气体的摩尔质量为70 gmol1解析：本题信息是氯的同位素：35Cl。则由此可得：质子数17，中子数18，35Cl2的质量数总和为70，但相对原子质量却不一定是70，因此，其摩尔质量也不一定为，而3.5g35Cl2气体的物质的量应近似为0.05mol，体积约为1.12L。在H35Cl分子中质子和中子总数均为18，故1/18 mol的H35Cl分子所含中子数为NA，约为6.021023。综上所述，本题的答案为：B答案：B 例2. 已知A为A族元素，B为A族元素，它们的原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素。下列关系式错误的是 A. nm1 B. nm11 C. nm25 D. nm10解析：本题的信息是A为A族元素，B为A族元素。根据元素周期表的结构：第A族与A族元素既可能相邻，也可能相隔过渡元素。即同周期第A族与A族元素原子序数间既可以相差1，也可以相差11、25等，因此原子序数间的相互关系可以是：nm1、nm11、nm25等。故本题答案为D答案：D例3. A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：（1）A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为_；（2）B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素负一价离子的电子式为 ，C元素正一价离子的结构示意图为 ；（3）D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为 ，其基态原子的电子排布式为 。（4）E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为 。解析：在主族元素中，第A、A、A族元素原子最外层中有1个不成对电子，而A、A族元素原子最外层有2个不成对电子，A族元素原子最外层有3个不成对电子，则根据题给信息（1）可知，该元素为N元素；由题给信息（2）：B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，从而说明B为氯元素，其电子排布式为1s22s22p63s23p5；C为K元素。由题给信息（3）：D元素的正三价离子的3d能级为半充满，说明其核电荷数为26，属于Fe元素，其基态原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2。由题给信息（4）：E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子得出：该元素的M层填充了18个电子，N层上只有1个电子，则该元素为Cu，电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1。答案：（1）N；（2）B为Cl，C为K；（电子式与原子结构示意图略）；（3）D的元素符号为Fe，电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；（4）E元素为Cu，电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1。例4. X、Y两元素的原子分别获得两个电子而形成稀有气体原子的电子结构时，X放出的能量大于Y放出的能量；Z、W两元素的原子分别失去一个电子而形成稀有气体原子的电子层结构时；W吸收的能量小于Z吸收的能量，则X、Y和Z、W分别形成的化合物中，是离子化合物的可能性最大的是 A. Z2X B. Z2Y C. W2X D. W2Y解析：活泼的金属和活泼的非金属容易形成离子化合物。则根据题给信息：X、Y得电子后，X放出的能量大说明 X活泼。W、Z失电子后，W吸收的能量小，说明W活泼。所以应该是X和W容易形成离子化合物。因此，本题答案是C答案：C例5. 居里夫人发现的镭是主族元素，镭原子核外有7个电子层，最外层有2个电子。下列有关它的描述中错误的是 A. 在化合物中呈现2价B. 氢氧化物呈两性C. 原子半径在本族元素中最大D. 单质与水反应能放出氢气解析：本题信息为：镭是主族元素，核外有7个电子层，最外层有2个电子。则说明镭的性质与镁的性质相似，都显2价，都能与水反应放出H2，但原子半径更大、密度更大、熔沸点更低、金属性更强、最高价氧化物对应的水化物碱性更强、与水反应更剧烈，同时镭还是一种放射性元素。综上所述，本题的答案为：B答案：B例6. 1932年美国化学家鲍林（L.Pauling）首先提出了电负性的概念。电负性（用X表示）也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：元素HLiBeBCNOF电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0元素NaMgAlSiPSClK电负性0.91.21.51.72.12.33.00.8请仔细分析，回答下列有关问题：（1）预测周期表中电负性最大的元素应为_；估计钙元素的电负性的取值范围：_X_。（2）根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是_ _；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系_。（3）经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为_，其理由是_。解析：（1）根据题给信息可知：元素的非金属性越强，元素的电负性越大，则元素的电负性最大的元素应为F，同时根据同周期以及同主族元素的性质递变规律，可知：钙元素的电负性小于Mg但大于K，故0.8X1.2。（2）由表中信息可知：同主族元素的电负性按原子序数递增的顺序依次减小，同周期元素的电负性按原子序数递增的顺序依次增大，说明元素的电负性与元素的金属性和非金属性之间的关系为：金属性越大，电负性越小；非金属性越大，电负性越大。（3）根据信息：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。查表可得：Al与Br的电负性的差值小于Cl与Al的电负性的差值，即小于1.5，说明AlBr3中形成的化学键的类型为共价键。答案：（1）F、0.8X1.2（2）同主族元素的电负性按原子序数递增的顺序依次减小，元素的金属性越大，电负性越小；非金属性越大，电负性越大。 （3）共价键，理由是：Al与Br的电负性的差值小于Cl与Al的电负性的差值，即小于1.5，按照题给信息，所形成的化学键为共价键。