12原子结构与元素性质学案4（人教版选修3）

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1、原子结构与元素的性质（第三课时）学案【学习重点】1.元素的原子半径、元素的第一电离能的周期性变化。2.电离能与元素性质的关系。【学习难点】电离能与元素性质的关系。［自主学习］1.元素周期律是指元素的性质（如等）随着递增而呈现的变化的规律。同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐,元素的最髙正化合价逐渐、负化合价逐渐,元素的金属性逐渐_、非金属性逐渐。同主族元素从上到下，原子半径逐渐,元素的金属性逐渐_、非金属性逐渐。2.第一电离能I,:_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。由气态+1价阳离子再失去1个电子而

2、变成气态+2价阳离子所吸收的能量叫电离能（12），II依次类推。电离能越大，越电子。［同步学习］二、元素周期律（一）原子半径活动h分析讨论（1）同周期、同主族原子半径变化趋势及如何理解这种变化规律？（2）比较微粒半径大小的一般方法。1.同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐。其主要原因是由于核电荷数的增加使原子核对电子的引力增加而带来原子半径的趋势于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径的趋势。2.同主族元素从上到下，原子半径逐渐。其主要原因是由于电子能层_，电子间的斥力使原子半径_。3.微粒半径的比较方法（1）首先看微粒的电子能层数，电子能

3、层越多则微粒半径一般:（2）电子能层数相同时再看微粒的核电荷数，核电荷数越大则微粒的半径一般;（3）电子能层数和核电荷数都相同，则看最髙能层上的电子数。最髙能层电子数多，半径；反之，半径。试比较下列微粒的半径的大小：（1）Ca与A1（2）Na与Na（3）Cl与Cl（4）K+Ca2'S2'Cl'（二）电离能活动2（1）分析讨论课本“图1-21元素的第一电离能的周期性变化”，探宄（1）同周期元素、同族元素第一电离能的变化趋势。（2）元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系。1.同一周期元素从左往右，第一电离能呈的趋势；同一族从上到下，第一

4、电离能呈的趋势。2.第一电离能越小，越易_电子，金属的活泼性就越_。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越03.同周期主族元素第一电离能变化中反常的元素位于族，其第一电离能反常的原因主要是-，活动2（2）:分析课本“学与问”表中的数据，小组讨论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？与核外电子排布有何关系？1.同一种元素的逐级电离能的大小关系：L

5、去个电子形成价离子；Mg的1，和12相差，而h比14目差，所以Mg容易失去个电子形成价离子；A1的L、12、相差，而T3比14相差，所以A1容易失去个电子形成价离子。1.电离能的突跃变化，说明核外电子是［课堂检测］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A.Na、K、RbB.F、Cl、BrC.Mg2Al2Zn2*D.ClBrI-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3.在下面的电子结构中,第一电离能

6、最小的原子可能是()A23n2524r、26nsnpBnsnpCnsnpDnsnp［课后巩固练习］1.概念辩析：(1)每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束(2)f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素(3)铝的第一电离能大于K的第一电离能(4)B电负性和Si相近(5)己知在20°ClmolNa失去1mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol(6)气态0原子的电子排布为：OOO0B»测得电离出1mol电子的能量约为1300KJ,则其第一电离能约为1300KJ/mol(7)半径：K4>cr(8)酸性HC10>

7、H2S04,碱性：NaOH>Mg(OH)2(9)第一周期有2*12=2,第二周期有2*22=8,则第五周期有2*52=50种元素(10)元素的最髙正化合价=其最外层电子数=族序数2.某元素的电离能(电子伏特)如下:I.13I.IsIoIt14.529.647.477.597.9551.9666.8此元素位于元素周期表的族数是A.IAB.IIAC.UIAD、IVAE、VIAF、VAG、VIL3.某元素的全部电离能(电子伏特)如下：I,I2LI,I5I6I7L13.635.154.977.4113.9138.1739.1871.1回答下列各问

8、：(1)由1:到L电离能值是怎样变化的?为什么?⑵I,为什么最小?(3)17和18为什么是有很大的数值⑷L到17间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?⑸1，到16中，相邻的电离能间为什