高考化学第二轮复习——原子结构与元素性质及元素周期律

高三化学第二轮复习教学详案原子结构与元素性质及元素周期律一. 教学内容：原子结构与元素性质及元素周期律二. 教学目标：1、了解元素原子核外电子排布，主要化合价与元素金属性非金属性的周期性变化。

2、掌握同周期同主族元素性质的递变规律，深刻地理解位构性之间的关系。

3、理解电离能的概念及其变化规律，通过对电离能的认识理解原子结构与元素性质的关系。

4、理解电负性的概念及其变化规律，通过对电负性的认识理解原子结构与元素性质的关系。

三. 教学重点、难点：同周期、同主族元素的性质及递变规律四. 教学过程：（一）原子结构：几个关系式之间的关系：质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数离子电荷数＝质子数—核外电子数质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）质子数（Z）＝离子的核外电子数＋离子的电荷数（阳离子为正，阴离子为负）几个概念：核素、同位素及原子量核素：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。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素。

相对原子质量＝元素的一个原子的质量/1个12C原子的质量×1/12几种特殊粒子的结构特点：⑴离子的电子层排布：主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布相同；阴离子跟同一周期稀有气体的电子排布相同，如O2－、F－与Ne相同⑵等电子粒子（注意主要元素在周期表中的相对位置）①10电子粒子：CH4、N3－、NH2－、NH3、NH4＋、O2－、OH－、H2O、H3O＋、F－、HF、Ne、Na＋、Mg2＋、Al3＋等②18电子粒子：SiH4、P3－、PH3、S2－、HS－、H2S、Cl－、HCl、Ar、K＋、Ca2＋等（F2、H2O2、C2H6、CH3OH）③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na＋、NH4＋、H3O＋等；阴离子有：F－、OH－、NH2－、HS－、Cl－等。

（二）核外电子的运动特征：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）；不同的能层所分的能级数目不同，能级类型的种类数与能层数相对应；各能层的能级数等于能层的序数。

电子云与原子轨道：电子云：电子在原子核外出现的概率密度分布。

电子云是核外电子运动状态的形象化描述。

原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图。

（三）核外电子的排布规律：构造原理：构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。

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；为了避免电子排布式过于繁琐，我们可以把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示。

如：[Ar]3d54s1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：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：（1）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；（2）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。

（四）元素的性质及其递变规律、元素周期律：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的规律其实质是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果同主族元素结构性质的递变规律：电离能及其变化规律：（1）电离能：气态的原子或离子失去一个电子所需要的能量叫做电离能。

用I表示，单位是kJ/mol。

电离能的意义：反映了元素原子失电子的难易，电离能越大，失电子越难，金属性越弱，电离能越小，金属性越强。

（2）第一电离能：处于基态的气态原子生成＋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。

（3）电离能变化规律：A：同周期元素而言，ⅠA族第一电离能小，ⅦA族第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势.B：同主族，从上到下，第一电离能逐渐减弱元素的电负性及其变化规律（1）概念：元素是原子在化合物中吸引电子对的能力，是相对值，没有单位。

（2）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强，反之电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子能力越弱。

（3）同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。

［说明］1、元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

元素周期表分为七个横行（七个周期），18个纵行（七主、七副、三个Ⅷ和一个0族）。

2、电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子得失电子难易的物理量。

元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即在气态时金属性越强。

同一原子中，同一能层的电子电离能相差较小，不同能层的电子电离能相差较大。

同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势；同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。

由于第ⅡA族的价电子构型为ns2、第ⅤA族元素的价电子构型为ns2np3，分别属于全满或半满状态，属于稳定结构，因此第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。

3、金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。

同周期元素从左到右，元素的电负性递增，同主族元素自上而下，元素的电负性递减，对于副族元素而言，同族元素的电负性大体也呈现这种变化趋势。

电负性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，ΔX＞1.7，形成离子键；ΔX＜1.7，形成共价键。

4、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。

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。

如：锂与镁、铍与铝等。

它们的电负性相差不大，性质较为相似。

6、元素金属性强弱的判断依据：元素的金属性：指元素的原子失去电子的能力。

①单质与水或酸反应置换氢气的难易程度；②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；③金属活动性顺序表；④金属之间的相互置换；⑤金属阳离子氧化性的强弱（根据电化学知识判断）7、元素非金属性强弱的判断依据：元素的非金属性：指元素的原子得到电子的能力。

①单质与氢气化合的难易程度；②生成氢化物的稳定性；③最高价氧化物对应水化物酸性的强弱；④非金属单质之间的相互置换；⑤元素原子对应阴离子的还原性。

【典型例题】例1. 已知a A n＋、b B（n＋1）＋、c C n－、d D（n＋1）－是具有相同电子层结构的短周期元素形成的简单离子。

下列说法正确的是：A. 离子半径C＞D＞A＞BB. 核电荷数b＞a＞d＞cC. 离子半径D＞C＞A＞BD. 原子半径A＞B＞C＞D解析：此题看似简单，但思考时容易发生混淆而出错，最好在草纸上画出ABCD在周期表中的相对位置，即为然后再根据元素周期律的规律进行判断可知，答案为BC答案：BC例2.ABCDE五种元素从左到右按原子序数递增（原子序数为5个连续的自然数）的顺序排列如下，则下列说法中正确的是：A. E元素的最高化合价为＋7时，D元素的负化合价可能为－2价B. A（OH）n为强碱时，B（OH）m也一定是强碱C. H n DO m为强酸时，E的非金属性一定很强D. H n CO m为强酸时，E的单质可能有强还原性解析：E元素的最高化合价为＋7时，D可能为非金属元素的最高正价为＋6，则D元素的负价可为－2价。

A（OH）n为强碱时，B（OH）m可能为强碱，也可能为中强碱，还可能为弱碱。

H n DO m为强酸时，即D元素的非金属性很强，原子序数比D大的E可能为非金属性比D强的非金属元素，也可能为稀有气体元素。

元素C与元素E的关系可这样：C是16S，E是18Ar，若C是17Cl，E是19K答案：A例3. X、Y两元素的原子分别获得两个原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. Z2XB. Z2YC. W2XD. W2Y解析：活泼的金属和活泼的非金属容易形成离子化合物。

X、Y得电子后，X放出的能量大，说明X活泼。

Y、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。

答案：C例4. 下列说法中正确的是：A. 第三周期所含元素中钠的第一电离能最小B. 铝的第一电离能比镁的第一电离能大C. 在所有元素中，氟的第一电离能最大D. 钾的第一电离能比镁的第一电离能大解析：同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的最大，故A正确，C不正确。

由于Mg为3s2，s能级达全充满状态，比较稳定，而Al为3s2p1，故铝的第一电离能小于镁的。

在D中钾比镁更容易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D不正确。

答案：A例5. 下图为周期表中部分元素某种性质（X值）随原子序数变化的关系。