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第一章第二节原子结构与元素性质导学案

第一章第二节原子结构与元素性质导学案
第一章第二节原子结构与元素性质导学案

第二节原子结构与元素的性质

第一课时

【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。【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、铯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。

【学习过程】一、原子结构与周期表

【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决定:原子核外电子层数决定元素所在的,原子的价电子总数决定元素所在的。

【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个区,除区外,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,价电子数等于族序数。d区元素价电子排布特征为;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列序数;p区元素特征电子排布为;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= (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。

【当堂检测】

1.外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是 ( )

A 四周期ⅦB族

B 五周期ⅢB族

C 六周期ⅦB族

D 六周期ⅢB族

2.原子序数小于18的八种连号元素,它们单质的熔点随原子序数增大而变化的趋势如图所示。图中X元素应属()

A ⅢA族

B ⅣA族

C ⅤA族

D ⅥA族

3.某周期ⅡA族元素的原子序数为x,则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是( )

A 只有x+1

B 可能是x+8或x+18

C 可能是x+2

D 可能是x+1或x+11或x+25

4.下列各组元素性质递变情况错误的是( )

A Li、Be、B原子最外层电子数依次增多

B P、S、Cl元素最高正化合价依次升高

C N、O、F原子半径依次增大

D Na、K、Rb的金属性依次增强

5. 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

6.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.

【课后作业】

1.下列各组元素性质递变情况错误的是( )

A Li、Be、B原子最外层电子数依次增多

B P、S、Cl元素最高正化合价依次升高

C N、O、F原子半径依次增大

D Na、K、Rb的金属性依次增强

2.短周期元素X、Y的原子序数相差2。下列有关叙述正确的是()

A、X与Y不可能位于同一主族

B、X与Y一定位于同一周期

C、X与Y可能形成共价化合物XY

D、X与Y可能形成离子化合物XY

3.下列说法中正确的是()

A.非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数

B.非金属元素呈现的最低化合价,其绝对值等于该元素原子的最外层电子数

C.最外层有2个电子的原子都是金属原子

D.最外层有5个电子的原子都是非金属原子

第二节原子结构与元素的性质

第二课时

【课前预习】原子结构与元素周期表

⑴观察周期表,我们发现,每一周期(第一周期除外)的开头元素均是__ ____,它们的价电子构型为__ ;每一周期结尾元素均是____ ____,它们的价电子构型为______ (第一周期除外)。

⑵周期表中,周期序数=该周期元素基态原子的_____ 。

⑶通常把“构造原理”中能量接近的________划分为一个能级组。1~7周期的价电子能级组分别是

__ ___.可见,各周期元素的数目=_____________________

【学习过程】二、元素周期律

内容:______性质随_______ 的递增发生周期性变化,称为元素周期律。

【科学探究一】观察图1-20,找找规律

1. 原子半径. r的大小取决于__ _、____ ___两个因素.电子的能层越多,则电子间的负电斥力越大,使原子半径_____;Z越大,则核对电子的引力越大,使原子半径______。

2. 电离能

⑴概念:气态的原子或离子失去一个电子所需要的____ _叫做电离能,用符号__ 表示,单位是______ _。

⑵第一电离能:处于基态的气态原子生成__ _价气态阳离子所需要的能量,称为第一电离能,常用符号___ 表示。

⑶意义:电离能是原子核外电子排布的实验佐证,是衡量气态原子___ __电子难易能力的物理量。元素的电离能越小,表示气态时越容易_____电子,即元素在气态时的__ __性越强。【科学探究二】观察图1-20,找找规律

⑷第一电离能变化规律:同周期,左右总体呈__ ___趋势,(反常元素位置是________、__________)____ _元素的I1最小,________的I1最大;同族,上下I1 __ __ __。

【学与问】课本18

1、

2、

3. 电负性

⑴概念:电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度,常用符号x表示。x为相对值,无单位。

【科学探究三】观察图1-23电负性的周期性变化,有何规律?

⑵x变化规律:同周期,x左右__ ___;同族,x上下__ ___。⑶意义:用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般,金属的x__ ___,非金属的x_ ___ 【科学探究】课本20页,自学。

【当堂检测】

1.下列元素中哪一个基态原子的第一电离能最大?()

A Be

B B

C C

D N

2.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

3.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-

4.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:H m Y小于H m X

5.元素周期表第二周期Li到Ne原子的电离势总的趋势是怎样变化的( )

A 从大变小

B 从小变大

C 从Li到N逐渐增加,从N到Ne逐渐下降

D 没有多大变化

6.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是( )

A.碱性:NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3B.第一电离能:Na<Mg<AlC.电负性:Na>Mg>AlD.还原性:Na>Mg>Al

7.元素电负性随原子序数的递增而增强的是()

A.Li、Na、KB.N、P、As

C.O、S、ClD.Si、P、Cl

8. 原子半径的大小取决于二个相反因素:一是,另一个因素是。

9.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。

10.同周期元素从左往右,电负性逐渐,表明金属性逐渐,非金属性逐渐。同主族元素从上往下,电负性逐渐,表明元素的金属性逐渐,非

金属性逐渐。

11.将下列原子按电负性降低的次序排列,并解释理由:As、F、S、Ca、Zn

12.比较硼、氮、氧第一电离能大小,并说明理由。

【课下作业】1.A、B、C、D、E都是短周期元素,原子序数依次增大,A、B处于同一周期,

C、D、E同处另一周期。C、B可按原子个数比2∶l和1∶1分别形成两种离子化合物甲和乙。

D、A按原子个数比3∶2形成离子化合物丙。E是地壳中含量最高的金属元素。根据以上信息

回答下列问题:(1)B元素在周期表中的位置是____________,乙物质的电子式是____________·

(2)A、B、C、D、E五种元素的原子半径由小到大的顺序是____________(用元素符号填写)。

(3)E的单质加入到C的最高价氧化物对应的水化物的溶液中,发生反应的离子方程式是_

_______________________________________。

2.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、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、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面离去。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:

1.原子核对核外电子的吸引力2.形成稳定结构的倾向

下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(KJ·mol-):

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可能为以上13种元素中的(填写字母)元素。用元素符号表示X和j

形成化合物的化学式。

③Y是周期表中族元素。

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。

高中物理 第十八章 原子结构 第1节 电子的发现学案 新人教版选修3-5.doc

第1节电子的发现 [目标早知道] 浙江选考·学 习要求 知识内容考试要求 1.电子的发现加试a 2.原子的核式结构模型加试b 3.氢原子光谱加试b 4.玻尔的原子模型加试c 阴极射线 1.演示实验 如图所示,真空玻璃管中K是金属板制成的阴极,接感应圈 的负极,A是金属环制成的阳极,接感应圈的正极,接电源后,线 圈会产生近万伏的高电压加在两极间。可观察到玻璃壁上淡淡的 荧光及管中物体在玻璃壁上的影子。 2.阴极射线 荧光的实质是由于玻璃受到阴极发出的某种射线的撞击而引起的,这种射线被命名为阴极射线。 [辨是非](对的划“√”,错的划“×”) 1.阴极射线就是电子流。(√) 2.汤姆孙通过对阴极射线的研究发现了电子。(√) [释疑难·对点练] 1.对阴极射线本质的认识——两种观点 (1)电磁波说,代表人物——赫兹,他认为这种射线是一种电磁辐射。 (2)粒子说,代表人物——汤姆孙,他认为这种射线是一种带电粒子流。 2.阴极射线带电性质的判断方法 (1)方法一:在阴极射线所经区域加上电场,通过打在荧光屏上的亮点的变化和电场的情况确定其带电的性质。 (2)方法二:在阴极射线所经区域加一磁场,根据亮点位置的变化和左手定则确定其带电的性质。 3.实验结果

根据阴极射线在电场中和磁场中的偏转情况,判断出阴极射线是粒子流,并且带负电。 [试身手] 1.阴极射线从阴极射线管中的阴极发出,在其间的高电压下加速飞向阳极,如图所示。若要使射线向上偏转,所加磁场的方向应为( ) A .平行于纸面向左 B .平行于纸面向上 C .垂直于纸面向外 D .垂直于纸面向里 解析:选C 由于阴极射线的本质是电子流,阴极射线方向向右,说明电子的运动方向向右,相当于存在向左的电流,利用左手定则,为使电子所受洛伦兹力方向平行于纸面向上,可知磁场方向应为垂直于纸面向外,故C 正确。 电子的发现 1.汤姆孙的探究方法及结论 (1)根据阴极射线在电场和磁场中偏转情况断定,它的本质是带负电的粒子流,并求出了这种粒子的比荷。 (2)换用不同材料的阴极做实验,所得比荷的数值都相同,是氢离子比荷的近两千倍。 (3)结论:阴极射线粒子带负电,其电荷量的大小与氢离子大致相同,而质量比氢离子小得多,后来组成阴极射线的粒子被称为电子。 2.汤姆孙的进一步研究 汤姆孙又进一步研究了许多新现象,证明了电子是原子的组成部分,是比原子更基本的物质单元。 3.电子的电荷量及电荷量子化 (1)电子电荷量:1910年前后由密立根通过著名的油滴实验得出,电子电荷的现代值为 e =1.602×10-19_C 。 (2)电荷是量子化的,即任何带电体的电荷只能是e 的整数倍。 (3)电子的质量:m e =9.109 389 7×10 -31 kg ,质子质量与电子质量的比值为m p m e =1_836。 [辨是非](对的划“√”,错的划“×”) 1.阴极射线就是X 射线。(×) 2.汤姆孙用电磁场知识测定了阴极射线的比荷,认定阴极射线为电子。(√) [释疑难·对点练] 带电粒子比荷的测定方法 (1)让粒子通过正交的电磁场(如图所示),让其做直线运动,根据

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,

高中化学选修导学案:原子结构(人教版)

4月12日学科高中化学年级高二作者 课题1-1-1 原子结构(1)课时 1 课型新授【学习目标】 1.了解原子核外电子的运动状态 2.了解原子结构的构造原理 3.知道原子核外电子的能级分布,能用电子排布式表示常见元素(1~36号)原子核外电子的排布 【知识链接】 原子模型的发展史: 不同时期的原子结构模型: 古希腊原子论道尔顿原子模型(1803年)汤姆生原子模型(1904年) ___________________ (1911年)玻尔原子模型(1913年)_______ ___________(1926年) 【自主学习】 一、原子的诞生 ________是宇宙中最丰富的元素。地球上的元素大多数是________,非金属(包括稀有气体)仅有________种。 二、能层与能级 1.多电子原子的核外电子的能量是________的,按________________可以将电子分成不同的________,用符号___________________分别表示相应的1~7能层。各能层最多可容纳的电子数分别为________。 2.多电子的原子中,同一能层的电子,能量也可能________,还可以分成________。在第n能层中,能级符号的顺序是________。 能层… 符号… 电子离 核远近 电子能 量高低 能级… 最多容纳电子……

数 1.原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在什么关系? 2.不同的能层分别有多少个能级,与能层的序数(n)间存在什么关系? 3.不同层中,符号相同的能级中所能容纳的最多电子数是否相同? 三、构造原理 即电子排布的能级顺序 1.比较同一能层的不同能级间的能量关系 2.比较不同能层的相同能级间的能量关系 3.是不是能层越高,能级的能量一定越高? 4.观察构造原理图示,原子核外电子排布应遵循的顺序是: 四、电子排布式 1.电子排布式表示方法:用数字在能级符号右上角表明该能级上的排布的电子数。

高一化学必修2第二学期第一章第二节原子结构与元素的性质导学案

第二节原子结构与元素的性质 第1课时原子结构与元素周期表 学习目标: 1、知道外围电子排布和价电子层的涵义。 2、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。 3、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。 学习重点: 1. 原子核外电子排布的周期性变化 2. 原子结构与元素周期表的关系 学习难点:元素周期表的结构与原子结构的关系 知识准备 1、元素周期表的结构是怎样的? 2、怎样书写基态原子的电子排布?同主族最外层电子排布式有什么关系? 1.碱金属元素基态原子的电子排布 碱金属原子序数周期基态原子的电子排布 锂 3 二1s22s1或[He]2s1 钠_____ 三_______________或_______________ 钾_____ 四____________________或____________________ 铷_____ 五1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s1 铯_____ 六1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或[Xe]6s1 2 随着元素原子的_______递增,每到出现_______,就开始建立一个新的_______,随后最外层上的电子数逐渐增多,最后达到___个电子,出现_______;然后又开始由_______到_______,如此循环往复形成周期系。 3.元素周期表 (1) 周期 ①每周期所含元素种数:从第一到第七周期种类数分别为____、____、____、____、____、____、____。 ②每周期开头及结尾元素的最外层电子排布:开头元素______________,结尾元素____________________。 (2) 族 ①纵列与族 纵列序数 1 2 3 4 5 6 7 8~10 族ⅠA ⅡA ⅣB ⅤB 纵列序数11 12 13 14 15 16 17 18 族ⅠB ⅡB ⅣA ⅤA ②价电子层元素的___________ ________简称“价电子层”,是由于这些能级上的电子数可在化学

原子结构与元素周期表导学案

第2节原子结构与元素周期表(第1课时)导学案 学习目标: 1、能描述并理解能量最低原则、泡利不相容原则、洪特规则及特例。 2、能根据基态原子核外电子排布原则和基态原子的核外电子排布顺序图书写 1~36号元素基态原子的核外电子排布式、和价电子排布式。 3、体会基态原子的核外电子排布的变化规律。 重点:1~36号元素基态原子的核外电子排布式的书写。 难点:认识能量最低原则、泡利不相容原则、洪特规则及特例。 自主预习提纲 一、基态原子的电子排布 1.基态原子核外电子排布要遵循的三个原则 是、、。 2.画出基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图,说出画图方法并尝试多 种画法。 3.角量子数l相同的能级,其能量次序由主量子数n决定,n值越,其能 量越。如E2p E3p E4p E5p。主量子数n相同,角量子数 不同的能级,其能量随l的增大而,即发生“能级分裂”现象。如E4s E4p E4d E4f。主量子数和角量子数同时变化时,情况较复杂。如E4s E3d E4p,这种现象称为“能级交错”。 4.泡利不相容原理可简单描述为:一个原子轨道中最多只能容纳______个电子, 并且这_____个电子的自旋方向相_____。

5.洪特规则:电子在能量相同的轨道上排布时,将尽可能分占 _____ 的轨道,且自旋方向 _____。 6.洪特规则的特例:能级相同的原子轨道中,电子处于、 或状态时,体系的能量较低,原子较稳定。 二、19~36号元素的基态原子的核外电子排布 1、熟练写出元素周期表中前36号元素的名称、元素符号和用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布并填表。 2.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。价电子指的是,元素的化学性质与___的数目密切相关。基态铁原子的价电子排布为___。 思考:价电子数一定是最外层电子数吗? 填 表, 并思 考为 什么 每个 电子 层最 多容 纳2n2个电子?

元素周期律---学案.pdf

《元素周期律》学案授课人:孙燕红学习目标: 1、了解原子结构与元素性质之间的关系,认识元素周期律。 2、学习透过现象看本质的科学抽象的方法。 3、初步形成世界是有规律的,并且规律是可以认识的。 学习方法:归纳推理、自主探究、合作学习 教学过程: 二、元素周期律

学与问: (1)随着原子序数的递增,元素原子的电子层排布的周期性与原子半径的周期性之间是什么关系呢? (2)随着原子序数的递增,元素原子的电子层排布的周期性与元素化合价的周期性之间是什么关系呢? 小结: 4、元素的金属性和非金属性的规律性变化(以第三周期元素为例) (Ⅰ)实验探究元素的金属性(Na、Mg、Al)强弱 学生自主探究:设计实验验证Na、Mg、Al的金属性强弱 小结:金属性强弱的判断依据: (1) (2) (3) 实验探究一:

自主探究 知识迁移:碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是()A.NaOH B.Al(OH)3C.Fe(OH)3D.RbOH (Ⅱ)元素的非金属性(Si、P、S、Cl)强弱 请阅读课本16页表三,总结: 同周期从左到右,非金属性逐渐;同主族从下到上,非金属性逐渐。小结:非金属性强弱的判断依据: (1) (2) (3) 知识迁移: PH3、H2S、HCl的氢化物的稳定性逐渐;HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性逐渐。 归纳: 通过以上对第三周期元素性质的比较,我们可以得出的结论: Na 、Mg 、Al 、Si 、P 、S 、Cl的金属性逐渐,非金属性逐渐 归纳总结:元素周期律:。

元素周期律的实质:。 知识线 能力提升: 方法线 创新应用: 1、原子序数从3~10的元素,随着核电荷数的递增而逐渐增大的是(): A.电子层数 B.原子半径 C.最外层电子数 D.化合价 2、下列有关物质性质的比较正确的是() A、同主族元素的单质从上到下,非金属性减弱,熔点增高 B、元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 C、同周期主族元素的原子半径越小,越难失去电子 D、元素的非金属性越强,它的气态氢化物越不稳定 3、下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是() A、原子序数为15的元素的最高化合价为+3 B、ⅦA族元素是同周期中非金属性最弱的元素 C、第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6 D、原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族 4、下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是( ) A、Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多 B、第二周期元素从Li到F,非金属性逐渐增强 C、因为Na比K容易失去电子,所以Na比K的金属性强 D、O与S为同主族元素,且O比S的非金属性强 5、下列排列顺序正确的是() A、热稳定性:H2O>HF>NH3 B、原子半径:Na>Al>S C、酸性:H3PO4>H2SO4>HClO4 D、金属性:Al>Mg>Na 6、同一周期的X、Y、Z三元素,已知最高价氧化物对应水化物的化学式是:H3XO4、H2YO4、HZO4,则: (1)X、Y、Z的非金属性强弱顺序为_____________。 (2)气态氢化物的化学式分别为________________, 它们稳定性强弱为_____________________________。 (3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为_______________________________________。

原子结构导学案

第四章第一节 原子结构与元素周期表 第1课时 《原子结构》学案 【学习目标】 1、认识原子结构,了解原子核外电子的排布。 2、能够正确书写1~20号元素的原子结构示意图。 【学习重点】原子结构及核外电子的排布。 【学习难点】核外电子排布规律。 【课前预习】 一、原子的构成 1.构成 (1)原子????? 原子核?? ? 质子(相对质量近似为1,带1个单位正电荷)中子(相对质量近似为1,不带电)核外电子(带1个单位负电荷) (2)关系: (电中性原子中)。 2.质量数 (1)概念:质子和中子的相对质量都近似为1,忽略电子的质量,将原子核内所有 和 的相对质量取近似整数值相加,所得的数值叫作质量数。 (2)关系:质量数(A )= (Z )+ (N )。 二、核外电子排布 1.电子层 (1)概念:在多电子原子里,把电子运动的 的区域简化为 ,称作电子层。 (2各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 离核远近 由 到 能量高低 由 到 2.电子分层排布 (1)能量最低原理 核外电子总是优先排布在 的电子层里,然后再由里往外排布在 的电子层里,即按K→L→M→N……顺序排列。 (2)电子层最多容纳的电子数 ①第n 层最多容纳 个电子。如K 、L 、M 、N 层最多容纳电子数分别为 。 ②最外层电子数目最多不能超过 个(K 层为最外层时不能超过 个)。 ③次外层最多能容纳的电子数不超过 个。 3.(1)原子(离子)结构的表示方法,如下所示 (2)原子结构示意图中,核内质子数等于核外电子数,而离子结构示意图中, 二者则不相等。如: 阳离子: 。 阴离子: 。

【 精品导学案】高中化学 1.1.2元素的性质与原子结构学案 新人教版必修二 (2)

第2课时元素的性质与原子结构 1.了解碱金属、卤素在周期表中的位置。 2.了解碱金属、卤素的原子结构特点及原子结构与元素性质的关系。 3.了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性,并能初步运用原子结构理论进行解释。 4.认识结构与性质的因果关系,从而认识事物变化过程中量变引起质变的规律性,接受辩证唯物主义观点教育。 本课时内容较多,可以把碱金属和卤素的实验作为复习内容提前布置给学生完成,课堂上要控制好学生实验的时间,花一部分时间用于师生共同总结同主族元素性质的相似性和递变性。 一、碱金属元素 1.碱金属元素的元素符号分别是①Li、Na、K、Rb、Cs,它们的原子最外层都含有②1个电子,在周期表中位于③第ⅠA族,从上至下,电子层数逐渐④增多,原子半径逐渐⑤增大,原子核对最外层电子的引力逐渐⑥减弱,失去最外层电子的能力逐渐⑦增强,因此它们的金属性逐渐 ⑧增强。 2.写出下列反应的化学方程式: (1)锂在氧气中加热:⑨4Li+O22Li2O; (2)钠在氧气中加热:⑩2Na+O2Na2O2; (3)钾与水的反应:2K+2H2O2KOH+H2↑。 二、卤族元素 1.卤族元素的元素符号分别是F、Cl、Br、I、At,它们的原子最外层都含有7个电子,在周期表中位于第ⅦA族,从上至下,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,得电子能力逐渐减弱,因此它们的非金属性逐渐减弱。 2.写出卤素单质的化学式、状态和颜色: 卤素单 化学式状态颜色 质 氟F2气态淡黄绿色 氯Cl2气态黄绿色 溴Br2液态深红棕色 碘I2固态紫黑色 3.比较卤素单质与氢化合的条件,并分析由此能得出的结论:

卤素单质 与氢气化合的条件 与氢气化合的产物 结论 氟 阴暗处能反应 HF 与氢气化合越来越难,生成的氢化物越来越不稳定 氯 光照或点燃 HCl 溴 加热至一定温度 HBr 碘 不断加热 HI 4.写出下列反应的化学方程式: (1)氯气与溴化钠溶液反应:Cl 2+2NaBr 2NaCl+Br 2; (2)氯气与碘化钾溶液反应:Cl 2+2KI 2KCl+I 2; (3)溴与碘化钾溶液反应:Br 2+2KI 2KBr+I 2。 1.碱金属单质的密度,是随着元素原子序数的增大而依次增大的吗? 【答案】整体上依次增大,但钠的密度比钾大。 2.实验室中,钠通常保存在煤油中,锂也能保存在煤油中吗?为什么? 【答案】不能;锂的密度比煤油小,保存在煤油中会浮在煤油表面,与空气中的氧气接触,因此锂不能保存在煤油中,通常封在石蜡里。 3.结合碱金属元素、卤族元素的性质,谈谈你是如何理解同主族元素化学性质的相似性。 【答案】碱金属单质都有较强的还原性,都能与水反应生成对应的碱和氢气;卤素单质都有较强的氧化性,都能与氢气化合生成对应的氢化物。 探究:同主族元素性质的递变 某同学在实验室中进行如下实验: 【实验1】分别取绿豆大的钠、钾,用滤纸吸干表面煤油后,投入盛有水的表面皿中,其现象是 。 【实验2】①将少量新制的饱和氯水加入盛有溴化钠溶液的试管中,振荡后加入CCl 4,再振荡、静置。其现象是 。 ②将少量新制的饱和氯水加入盛有碘化钾溶液的试管中,振荡后加入CCl 4,再振荡、静置。其现象是 。 ③将少量溴水加入盛有碘化钾溶液的试管中,振荡后加入CCl 4,再振荡、静置。其现象是 。 请回答下列问题: (1)请帮助他完成实验现象。 (2)锂、钠、钾、铷、铯中, 与水反应最剧烈。 (3)根据氯、溴、碘单质间的置换反应,你能得出的结论是 。 【答案】实验1:钠、钾与水反应的现象相似,钾与水反应更剧烈

原子结构与元素的性质说课稿

《原子结构与元素的性质》说课设计 高二年级化学组xx 一、教学分析: (一)分析教材 本节课是在必修2第一章《物质结构元素周期律》,选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上,从原子核外电子排布的特点出发,结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素性质的关系,为后阶段学习元素周期律和分子结构奠定了基础。尽管本节内容比较抽象,学生学起来有困难,但教科书在内容编排上注重了由易到难层层深入,能够激发和保持学生的学习兴趣。 (二)分析学生 1、知识技能方面:学生已学习了原子结构及元素周期表的相关知识和元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性变化等知识,为学习本节奠定了一定的知识基础。 2、学法方面:在必修2第一章《物质结构元素周期律》的学习过程中已经初步掌握了理论知识的学习方法——逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法,具有一定的学习方法基础。根据以上两个分析,我确定本课教学目标如下 二、教学目标: (一)知识与技能目标 1、了解元素原子核外电子排布的周期性变化规律。 2、进一步认识元素周期表与原子结构的关系。 (二)过程与方法目标通过问题探究和讨论交流,进一步掌握化学理论知识的学习方法──结构决定性质。

(三)情感态度与价值观目标学生在问题探究的过程中,同时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,在认识上和思想方法上都得到提升。根据以上两个分析,我确定了本节课的教学重点和难点:(四)教学的重点和难点 1、教学重点:元素的原子结构与元素周期表的关系 2、教学难点:元素周期表的分区为了有用地达成教学目标,突出教学重点,突破难点,我准备采用以下教学策略,下面说教学策略的设计 三、教学策略: (一)教学模式 在建构主义学习理论指导下,采用“复习引入——自主探究——合作交流——巩固练习”的教学模式。 (二)教学方法与手段讲授法与讨论法相结合,其中运用多媒体等教学手段。 (三)教学流程图 教学策略是有针对性的,必须把例外的教学策略运用到相应的教学环节中,要想使一堂课优化,只有把有用的教学策略恰当地运用到优化的教学过程中,才能更有用地达成教学目标下面,我重点说教学过程的设计。 四、说教学过程 (一)创设情境,温故导新1.创设情景:展示门捷列夫的第一张元素周期表和例外形式排列的几种元素周期表,激发学生学习的兴趣,扩展学生知识面。 2.温故导新:通过复习元素周期表的结构如何?元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系等问题?很自然的导入新课。 (二)活动探究、探索新知为了让学生参与活动探究,使生疏的化学概念变得栩栩如生,易于理解,同时也使学生对化学学习,尤其是微观领域的学习

原子的结构导学案

章节: 3.2 课题: 原子的结构 课型:新授 课时:1课时 主备人:_________ 审核:初三化学组 授课人:______________ 学习目标:1 . 初步了解原子的构成;了解原子核外电子的分层排布;了解原子结构的表示 方法;会认1—18号元素的原子结构示意图;了解原子结构与元素化学性质的关系。 2.了解离子的形成过程,认识离子是构成物质的一种微粒;认识原子与离子之间的区别与联系。 3.初步了解相对原子质量的概念,并会查相对原子质量表。 学习重点:构成原子的粒子间的关系;离子的形成过程、核外电子排布。 学习难点:核外电子运动的特点,离子的形成过程;相对原子质量的概念的形成。 学习过程:【课前复习】 1、分子和原子的含义:分子是_______________________原子是__________________________。 2、在化学变化中, 可分, 不可分。 【自主探究】 一、原子的构成 看课本图3-9和50页内容,填空:⑴原子是由哪些粒子构成的? 原子是由居于原子中心的带 电 和核外带 电的 构成的。 ⑵原子核又是由哪些粒子构成的? 原子核是由 和 构成的。 ⑶原子核和核外电子都带电,为什么整个原子不显电性? 原子核带 电,核外电子带 电,它们所带的电荷 ,电性 ,所以整个原子不显电性。 ⑷原子核所带的正电荷从何而来?质子数与原子核所带的正电荷数(即核电荷数)有何关系? 质子数与核外电子数有何关系? 核电荷数= = ⑸不同类原子的内部构成有什么不同?也就是原子的种类由 决定。 注意:①原子中质子数 等于中子数 ②不是所有原子的原子核中都有 ,一般的氢原子无 ⑹质子、中子、电子的质量,你有什么发现? 每个质子(中子)的质量都 电子的质量(填“大于”“等于”或“小于”),因此,原子的质量主要集中在 上。 二、原子核外电子的排布 I 初步认识核外电子的分层运动 1. 阅读下列材料,填写下图空格。 我是一个小小的电子,我在原子里围绕着原子核不停地转动,虽然空间很大,但我和我的同伴总想挣脱原子核的吸引。可是原子核这个小老头很有能耐,虽然只占原子的一丁点空间,里面却由质子和中子构成,中子不带电,质子带正电,正好把我身上的负电深深吸引。 2.了解核外电子的分层运动。 阅读课本第54页,讨论下列问题。 ①电子为何不会被原子核吸引到核内?__________________________________ ②它的运动的是否有如卫星一样有特定的轨道?__________________________ ③原子核外电子的运动特征有哪些?____________________________________ ④第一电子层,第二电子层,最外层分别最多能容纳多少个电子?____________________ 3.阅读课本P54,了解原子结构示意图。 选择适当的序号,填写在下图括号里: ①核电荷数 ②原子核 ③电子层 ④该电子层上电子数 ⑤中子数 ⑥相对原子质量 练习:画出碳、硫、钙及氧四种原子的结构示意图。 II 感悟原子结构与元素化学性质的关系 资料1.元素周期表是学习和研究化学的重要工具,它 的内容十分丰富。下表是依据元素周期表画出的1—18号元素的原子结构示意图。请同学们找出其中的金属元素、非金属元素、稀有气体元素,并讨论它们的结构有什么规律。 ⑴根据资料1,填空: ①此表纵行排列的依据是 ;此表横行排列的依据是 ; ②稀有气体原子中电子排布的特点是_________________________________________; ③金属元素原子中电子排布的特点是________________________________________; ④非金属元素原子中电子排布的特点是______________________________________; ③元素的化学性质取决与_____________________________。 III 了解离子的形成 1.通过氯化钠的形成,了解离子 阅读课本第55页图3-13,了解钠离子与氯离子的形成过程。 装 订 线

高中化学 1.2《原子结构》与元素的性质(第1课时)导学案 新人教版选修3

《选修三第一章第二节原子结构与元素的性质》导学案(第1课时) 学习时间 2020 — 2020学年上学期周 【课标要求】 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。 【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? 一、原子结构与周期表 【课前练习】完成下表: 【科学探究】教材P14 考察(观察)元素周期表,探究下列问题: 1.元素周期表共有几个周期?每个周期各有多少种元素?写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同? 2.元素周期表共有多少个纵列?周期表上元素的“外围电子排布”简称“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。每个纵列的价电子层的电子总数是否相等? 3.按电子排布,可把周期表里的元素划分成5个区,课本图1-16所示。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(H除外)、d区和ds区的元素都是金属? 4.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? 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? 6.处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么? 【归纳】S区元素价电子特征排布为,价电子数等于族序数。d区元素价电子排布特征为;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列序数;p区元素特征电子排布为;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= (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。 【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。) 【学与问】1.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有什么规律? 2.元素周期表中的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?周期表中的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? 【典例解悟】1.

原子结构与元素的性质高考总复习

原子结构与元素的性质 1.原子核外电子排布与周期的划分 周期外围电子排布 各周期增加的能级元素种数ⅠA族0族最外层最多容纳电子数 一1s11s221s2 二2s12s22p682s、2p8 三3s13s23p683s、3p8 四4s14s24p684s、3d、4p18 五5s15s25p685s、4d、5p18 六6s16s26p686s、4f、5d、6p32 七7s187s、5f、6d(未完)…… (2)观察分析上表,讨论原子核外电子排布与周期划分的关系 ①元素周期系形成的原因:元素原子核外电子排布发生周期性的变化。 ②元素周期系的形成过程 ③元素周期系的特点:每一周期(除第一周期外)从碱金属元素开始,到稀有气体元素结束,外围电子排布从n s1递增至n s2n p6;元素周期系的周期不是单调的,而是随周期序号的递增逐渐增多,同时,金属元素的数目也逐渐增多。 2.原子核外电子排布与族的划分 族数ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 价电子排布式n s1n s2n s2n p1n s2n p2n s2n p3n s2n p4n s2n p5 列数121314151617 价电子数1234567 副族元素21Sc22Ti23V24Cr25Mn29Cu30Zn 族数ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB 价电子排布式3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d104s13d104s2 价电子数目34567 (3)依据上述表格,讨论族的划分与原子核外电子排布的关系 ①同主族元素原子的价层电子排布完全相同,价电子全部排布在n s或n s n p轨道上。价电子数与族序数相同。 ②稀有气体的价电子排布为1s2或n s2n p6。 ③过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n-1)d1~10n s1~2,ⅢB~ⅦB族的价电子数与族序数相同,第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族不相同。

《预测同主族元素的性质》导学案.doc

第三节元素周期表的应用(第2课时) 主备:邢永宁审核:李丽马伟民件鸿雨 教师寄语:成功源于不断的积累! 【学习口标】 1?掌握以V1IA族和I A族为代表的同主族元素性质的递变规律 2.通过探究实验的学习,培养学生的实验设计能力。 3?了解元素周期表在生产实践中的指导作用。 【课前小测】 1 ?同周期元素性质的递变规律___________________________________________________ 2.第I A族包括___________ 七种元素,第VUA族包括________________________ o 【预习】课木P22【交流?研讨】 【预测同主族元索的性质】 【自学课本P23】 【自测填表】 %1V1IA族元素 元素符号原子结构 示意图 单质与虫化合最高价氧化物对应的水化 物 原子得 电子能 力条件难 易 氢化物 稳定性 化学式酸性强弱 F C1 Br I

结论:第V1IA族元索最外层都有个电子,在化学反应中都易电子,它们原子得电子能力都_____ ,都是—的非金屈元素。它们都能形成气态氢化物,最高价氧化物的水化 物都是______ ,能与大多数金属 ,其单质常做_____________ 剂。但是从氟到碘,原子电子层数,原子半径,失电子能力,得电子能力______________________ 」 %1单质的氧化性实验探究 (F2> CI2、Br2> I2) 实验步骤实验现象离子方程式 向ImL澳化钠溶液中加入 ImL氯水,再加入2mL四氯 化碳用力振荡 向ImL碘化钠溶液中加入 ImL氯水,再加入2mL四氯 化碳用力振荡 向ImL碘化钠溶液中加入 ImL溪水,再加入2mL四氯 化碳用力振荡 结论:______________________________________ 注意:氧族、氮族等非金属主族元索性质的递变规律类似VIIA族元索,但原子得电子能力比同周期的VIIA族元素 ___ 。 二、根据同主族元素性质的相似性和递变规律预测某种元素单质和化合物的性质 【自学课本P2?观察?思考】预测金屈钾的性质 【实验设计】 (1)钠、钾跟水反应的实验(请填写课本上的表) 注意:实验吋,剩余的钠钾要____________________ o (2)预测I A族元素(乂称碱金属元素)性质的递变 元素符号原子结构示 意图 原子 半径 原子失 电了能 最高价 单质反应的剧烈程 度

第二节原子结构与元素的性质

第二节原子结构与元素的性质

教学步骤、内容 教学方法、手段、 师生活动 [引入]我们明白元素性质是由元素原子结构决定的,那具体阻碍哪些性质呢? [讲]元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的要紧化合价、原子半径、 元素的第一电离能和电负性。 [学与咨询]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步升 高,金属性逐步减弱,非金属性逐步增强。 [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 1、原子半径 [投影]观看图1—20分析: [学与咨询]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?应如何明白得这种趋势? 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?应 如何明白得这种趋势? [小结]同周期主族元素从左到右,原子半径逐步减小。其要紧缘故是由于核 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,原子半径逐步增大。其要紧缘故是由于电子能层增 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。明显电子的能层数越大,电子间的负电排斥将使原子半径增大,因

此同主族元素随着原子序数的增加,电子层数逐步增多,原子半径逐步增大。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,因此同周期元素,从左往右,原子半径逐步减小。 [咨询]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,原子半径逐步减小。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,同时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 〔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。[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]Na元素的I1=496 KJ·mol-1,那么Na (g) -e-→Na +(g) 时所需最低能量为 . [板书]〔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。 [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〞等差不多上保证〝最低能量〞的条件。 [投影] [咨询]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、

第18章原子结构导学案

学习目标: (1)了解阴极射线及电子发现的过程;初步了解原子不是最小不可分割的粒子。 (2)知道汤姆孙研究阴极射线发现电子的实验及理论推导。培养学生对问题的分析和解决能力. 课前预习案: 一、阴极射线 1.演示实验:如图所示,真空玻璃管中,K 是金属板制成的______,接在感应线圈的______上,金属环制成的______A ,接感应线圈的______,接通电源后,观察管端玻璃壁上亮度的变化. 2.实验现象:德国物理学家普吕克尔在类似的实验中看到了玻璃壁上淡淡的______及管中物体在玻璃壁上的______. 3.实验分析:荧光的实质是由于玻璃受到______发出的某种射线的撞击而引起的,这种射线被命名为__________. 二、电子的发现 1.汤姆孙对阴极射线的探究 (1)让阴极射线分别通过电场或磁场,根据______现象,证明它是________的粒子流并求出了其比荷. (2)换用不同材料的阴极做实验,所得粒子的__________相同,是氢离子比荷的近两千倍. (3)结论:粒子带______,其电荷量的大小与________大致相同,而质量________氢离子的质量,后来组成阴极射线的粒子被称为______. 课堂探究案: 一、第47页中的研究阴极射线的实验, 分组讨论如何判断射线的电性? 二、电子的发现 物理学家汤姆孙在研究阴极射线时发现了电子。实验装置如图(课本图18.1-2所示),从高压电场的阴极发出的阴极射线,穿过C 1C 2后沿直线打在荧光屏A '上。 (1)当在平行极板上加一如图所示的电场,发现阴极射线打在荧光屏上的位置向下偏,则 ' +

高二化学导学案:原子结构与元素的性质(时)(新人教选修三)

《选修三第一章第二节原子结构与元素的性质》导学案(第3课时)【课标要求】1、了解元素电负性的涵义,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。 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[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? 3.什么是化学键(必修2 P23)? 【阅读与思考】阅读教材p19-20,什么是电负性?电负性的大小体现了什么性质? (1) 键合电子:孤电子: (2)定义: (3)意义: 【板书】(4) 电负性大小的标准:以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。 [思考与交流]阅读教材P19图1-23 1.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? 2.根据已学知识,说说元素电负性的主要应用有哪些? ○1元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系______________________ ○2电负性与化合价的关系__________________________ ③判断化学键的类型______________________ 【点击试题】已知元素的电负性和元素的化合价等一样,也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性: 负性差值小于1.7时,形成共价键。 ①根据表中给出的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是。 ②.判断下列物质是离子化合物还是共价化合物? Mg3N2BeCl2 AlCl3SiC

原子结构与元素性质

第二节原子结构与元素的性质 一、元素周期表的编排原则 1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。 二、周期表的结构 周期:具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。 主族:由短周期和长周期元素共同构成的族。 副族:仅由长周期元素构成的族。 1.核外电子排布与族序数之间的关系 可以按照下列方法进行判断:按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定,具体情况如下:

(3)进入(n -1)d ①(n -1)d 1~5为ⅢB~ⅦB ?族数=[(n -1)d +n s]电子数 ②(n -1)d 6~8为Ⅷ ③(n -1)d 10为ⅠB、ⅡB ?族数=n s 的电子数 ④进入(n -2)f ? ?????????4f ——La 系元素5f ——Ac 系元素ⅢB 2. 3.(1)主族(ⅠA~ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB 的族序数=原子最外层电子数(n s +n p 或n s)。 (2)副族ⅢB~ⅦB 的族序数=最外层(s)电子数+次外层(d)电子数。 (3)零族:最外层电子数等于8或2。 (4)Ⅷ族:最外层(s)电子数+次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10,则分别是Ⅷ族第1、2、3列。 1.同周期,从左到右,原子半径依次减小。 2.同主族,从上到下,原子或同价态离子半径均增大。 3.阳离子半径小于对应的原子半径,阴离子半径大于对应的原子半径,如r (Na +)

4.电子层结构相同的离子,随核电荷数增大,离子半径减小,如r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。 5.不同价态的同种元素的离子,核外电子多的半径大,如r(Fe2+)>r(Fe3+),r(Cu+)>r(Cu2+)。 特别提醒 在中学要求的畴可按“三看”规律来比较微粒半径的大小 “一看”能层数:当能层数不同时,能层越多,半径越大。 “二看”核电荷数:当能层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “三看”核外电子数:当能层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。 七、电离能 1.第一电离能 (1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小,稀有气体元素原子的第一电离能最大,同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 2.逐级电离能 (1)原子的逐级电离能越来越大 首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电离能较小,以后再失去电子都是能级较低的电子,所需要的能量多;同时,失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强,从而电离能越来越大。 (2)金属元素原子的电离能与其化合价的关系 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在第三电离能、Al在第四电离能发生突变,故Mg、Al的化合价分别为+2、+3。 八、元素电负性的应用 1.元素的金属性和非金属性及其强弱的判断 (1)金属的电负性一般小于 1.8,非金属的电负性一般大于 1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。 (2)金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。 (3)同周期自左到右,电负性逐渐增大,同主族自上而下,电负性逐渐减小。 (4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。 2.化学键的类型的判断 一般认为:如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键;如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7,它们之间通常形成共价键。

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