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第二节原子结构与元素的性质【教学目标】1、在复习原子结构和元素性质的基础上认识两者的关系2、复习元素周期律的有关内容，更深入理解结构与性质的关系3、了解电离能和电负性的内容【教学重点】1、元素的原子结构与元素周期表结构的关系2、电离能、电负性与元素性质的关系3、原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化【教学难点】1、元素周期表的分区2、电离能、电负性第一课时知识与技能：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5、掌握原子半径的变化规律教学过程【复习引入】1、元素周期表的编排原则是什么？编排原则：1、按原子序数递增的顺序从左向右排列。2、将电子层数相同的元素排成一横行。3、将最外层电子数相同的元素按电子层递增的顺序从上到下排成纵行。2、元素周期表的结构是怎么样的？今天，我们将进一步探究原子结构与元素性质的关系一、原子结构与元素周期表【科学探究】P14－15【学生思考、讨论、回答】【小结】1、元素周期表共有7个周期，其中有三个短周期，三个长周期和一个不完全周期。每周期具有元素的数目分别为2、8、8、18、18、32、26种。一、1s1——1s2二、2s1——2s22p6三、3s1——3s23p6四、4s1——4s24p6五、5s1——5s25p6六、6s1——6s26p6七、7s1——？通式：ns1——ns2np6第一周期结尾元素只有一个1s能级，2个电子，所以电子排布跟其他周期不同【归纳】2、元素周期表共有18个纵列，1、价电子层：能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能层。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相等3、s区有2个纵列，d区有8个纵列，P区有6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电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。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。4、元素周期表可分为主族、副族和0族：从图1—16可知，副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。5、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增强，金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，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。【思考】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？（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】4、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；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。原子的价电子总数决定元素所在的族；如：29Cu3d104s1，10+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。【过渡】由于随核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随周期序号的递增渐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多，（关系见P14）因此我们可以把元素周期表画成螺旋型的形状。见P14图1——15。【练习巩固】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族第二课时知识与技能：1、复习元素周期律，掌握有关内容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教学过程【复习引入】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？元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。元素的性质包括：金属性、非金属性、原子半径……元素性质周期性变化的根本原因是：原子电子排布的周期性变化不错，说到底元素的性质是由原子结构所决定的，我们继续深入研究元素周期律1、原子半径（1）定义：是由实验方法测定的两相邻同种原子核之间距离的半数值。包括共价半径，金属半径，范氏（范德华）半径。共价半径：单质分子中的2个原子以共价单键结合时，它们核间距离的一半叫该原子的共价半径。金属半径：金属晶格中金属原子的核间距离的一半叫做原子的金属半径。范氏（范德华）半径：在分子型晶体中，不属于同一分子随两个最接近的相同原子在非键合状况下，它们核距离的一半。（稀有气体的原子半径）在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。【问题】原子半径和离子半径的大小会受哪些因素影响？核电荷数、电子层数和核外电子数【总结】半径大小规律：1，阳离子半径小于原子半径2，阴离子半径大于原子半径3，核外电子排布相同的离子，质子数越大，半径越小4，同一族元素，电子层数越多，半径越大5，电子层数相同的元素，质子数越大，半径越小2、元素的金属性和非金属性元素金属性强弱判断依据：1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易.2.最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱。3,金属间的置换反应元素非金属性强弱1.跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱3.单质间的相互置换反应【过渡】元素的另一个性质是电离能3、电离能电离能（KJ·mol-1）（1）定义：气态电中性基态原子失去1个电子而变成气态＋1价阳离子所吸收的最低能量叫第一电离能（I1），通常叫电离能，（电离势）I1I2I3I4I5……【讲述】由气态＋1价阳离子再失去1个电子而变成气态＋2价阳离子所吸收的能量叫第二电离能（I2）,I3I4依次类推，逐级电离能逐步升高。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，金属活动性越弱。同一元素的第二电离能大于第一电离能。【过渡】原子的第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律呢？请分析P18图1—21（2）、递变规律A、同一周期：从左往右，第一电离能呈增大的趋势B、同一族：从上到下，第一电离能呈增大趋势。【提出问题】碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？【生答】从上到下，第一电离能呈增大趋势。【提出问题】为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O的电离能，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？【解释】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。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，原理相同。【学与问】1、碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？【生讨论回答】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。【师】阅读P18表格数据2、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？【生讨论回答】【小结】同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5……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。【问题】数据的突跃变化说明了什么？【解释】而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。【练习巩固】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（AD）A．Na、K、RbB．F、Cl、BrC．Mg2+、Al3+、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(C)3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是(C)Ans2np3Bns2np5Cns2np4Dns2np6第三课时知识与技能：1、弄清元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系2、理解元素的电负性与元素的化合价的关系3、理解元素的电负性与离子化合物、共价化合物的关系4、学会用元素的电负性解释对角线规则教学过程【复习引入】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？【过渡】原子半径的大小和电离能的大小都属于元素性质，今天我们继续探讨元素的另一个性质——【板书】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【学生阅读、思考】【总结板书】（1）定义：原子在分子中吸引键合电子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。以氟分电负性为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。【提出问题】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？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。【板书】（2）变化规律：A：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小【问题】根据电负性大小，判断氧元素的非金属性与氯元素的非金属性哪个强？【生答】氧元素（氧：3.5氯：3.0）【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【引入新概念】4、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，被称为对角线规则【思考】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