2020高中化学 原子结构与元素的性质（提高）知识讲解学案 新人教版选修3 8页

1 原子结构与元素的性质 【学习目标】 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，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、掌握原子半径的变化规律； 4、了解元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质、主族元素电离能的变化与核外电 子排布的关系； 5、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，根据元素的电负性资料，解释元 素的“对角线”规则； 6、认识原子结构与元素周期系的关系，形成有关物质结构的基本观念，认识物质的结构与性质之间的关 系，提高分析问题和解决问题的能力。 【要点梳理】 【高清课堂：原子结构与性质#原子结构与周期表】要点一：原子结构与周期表 1、元素周期系：（元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复的结果） 随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，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，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，这就是元素周期系中的一个个周 期。这也是原子核外电子排布规律中为什么最外层的电子数不超过 8 个电子的原因。 2、元素周期表：(体现元素原子结构、元素性质的周期性变化) ⑴元素周期表的结构 在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只容纳 2 个电子， 所以第一周期只有两种元素。因此元素周期系的发展就像螺壳上的螺纹一样螺旋上升的。 ⑵、原子结构与元素在周期表中的位置关系（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： 周期序数=原子核外电子层数； 原子的价电子总数决定元素所在的族，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，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子 层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以： 主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。 而副族元素的族序数不等于其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。 要点诠释：价电子数与族序数的关系 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。 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。 ⑶、元素周期表的分区 按电子排布，可把周期表里的元素划分成 5 个区：s 区、d 区、ds 区、p 区、f 区： s 区 p 区 d 区 ds 区 f 区 纵列数 1~2 13~18 3~10 11~12 族 IA、IIA IIIA~VIIA IIIB~VIIB VIII IB、IIB 镧系、锕系 是否都是金属 除 H 外 否（非金属元素所在区域） 是（又称过渡元素） 是 【小结】元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的变化。 【高清课堂：原子结构与性质#元素周期律】要点二：元素周期律 1、原子半径 ㈠决定原子半径大小的因素 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。电子层数越多，电子 间的排斥将使原子半径增大；而当电子层数相同时，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。 ①电子能层数：电子能层数越多，原子半径越大 ②核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小 ㈡原子半径的变化规律 ①同周期：从左到右，原子半径逐渐减小 同周期元素原子具有相同的电子能层，但随着核电荷数增多，原子核对核外电子的吸引力变大，从而使原 子半径减小 ②同主族：从上到下，原子半径逐渐增大 同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大，虽然自上到下核电荷数也增多可使 原子半径减小，但由于核电荷数的增多使核对核外电子的吸引比不上由于能层的增多使得电子负电排斥来得 大，所以最终结果原子半径增大。 【小结】在同周期中影响原子半径的主要因素是核电荷数的多少，而同主族中影响原子半径的主要因素是 能层数的多少 要点诠释：原子的核外电子排布与元素周期律的关系 在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动， 我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外电子排布的 3 条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的 周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若 电子层数是 n，这层的电子数目最多是 2n2 个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能 超过 8 个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过 18 个。这一结果决定了元素原子核 外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素划分为一族；按核 外电子排布的周期性变化来进行划分周期 。 如：第一周期中含有的元素种类数为 2，是由 1s1~2 决定的 3 第二周期中含有的元素种类数为 8，是由 2s1~22p0~6 决定的 第三周期中含有的元素种类数为 8，是由 3s1~23p0~6 决定的 第四周期中元素的种类数为 18，是由 4s1~23d0~104p0~6 决定的 ...... 由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所 在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越 来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子 核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。 因此，在元 素周期表中非金属主要集中在右上三角区内，处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。 2、电离能：（可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度） ㈠概念：气态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。 注意：上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件，缺 一不可。 ㈡第一电离能的变化规律：随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化 ①同周期:随着原子序数的增加，元素的第一电离能逐渐增大 对于同一周期的元素，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外，稀有气体原子半径比同 周期的卤族元素原子半径大)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此元素 的第一电离能呈递增趋势。同周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。 ②同主族:随着核电荷数的递增，元素的第一电离能逐渐减小 同一主族元素，从上到下，随着核电荷数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核 外电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越容易失去电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电 离能逐渐减小。 ㈢影响电离能的因素 ①核电荷数 ②原子半径 ③原子的电子构型(当元素具有全充满，半充满的电子构型时，稳定性高，电离能大) 【小结】第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强，第一电离能数值越小大，原子越难 失去一个电子，非金属性越强 要点诠释：核外电子排布、元素的性质与电离能的关系 ①第一电离能与原子的核外电子排布的关系 对于同一周期的元素从左到右第一电离能并不是呈直线上升，有些元素原子的电离能出现反常，这是什么 原因造成的呢? 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关，通常情况下，当原子核外的电子排布的能量相等的轨 道上形成全空，半满，全满的结构时，原子的能量较低，原子较稳定，则该原子比较难失去电子，故第一电离 能较大。 在元素周期表中第 IIA 族与第 VA 族元素出现反常。比如 Be 的价电子排布为 2s2，是全充满结构，比较稳 4 定，而 B 的价电子排布为 2s22p1，不如 Be 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，Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3。那是因为镁原子、磷原子 最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释 N 的第一电离 能大于 O，Mg 的第一电离能大于 Al。 ②第一电离能与金属的活泼性的联系 第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强。比如碱金属的第一电离能均较小，易失去一 个电子，故碱金属都较活泼。 ③电离能与元素化合价的关系 气态原子失去一个电子生成+1 价气态阳离子所需要的能量叫做第一电离能，常用符号 I1 表示。由+1 价气 态阳离子再失去一个电子形成+2 价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号 I2 表示。依次还有第三、 第四电离能等。原子的逐级电离能是越来越大的，原因是离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以 失去这些电子逐渐变难，需要的能量也就越来越高 。 Na Mg Al 各级电离能(kJ/mol) 496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 20114 21703 23293 从表中可以看出钠的第一电离能较小而第二电离能突跃地升高，表明钠失去一个电子后，不易失去第二个 电子，所以钠通常显+1 价；而镁的第一、二电离能均较低，第三电离能突跃升高，说明镁易失去 2 个电子，第 三个电子难失去，故显+2 价；同理，铝的第一、二、三电离能均较低，说明铝较易失去三个电子，显+3 价， 而第四电离能突跃升高，说明铝难失去第四个电子。 3、电负性：（可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据） ㈠概念：用于描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，电负性越大的原子对键合电子的吸引力越大。 其中键合电子指原子中用于形成化学键的电子。 ㈡元素的电负性变化规律：随着核电荷数的递增，元素的电负性呈周期性变化 ①同周期:从左到右，元素的电负性逐渐增大。即金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 ②同主族:从上到下，元素的电负性逐渐减小。即金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 【小结】电负性越大，对电子吸引能力越强，越容易得电子，元素的非金属性越强。 要点诠释：元素的性质与电负性的关系： ①元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系 电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的金属性越强，非金属性越 弱。一般来说电负性大于 1.8 的元素为非金属元素。电负性最大的元素为氟，电负性最小的为铯，而当元素的 电负性在 1.8 左右时，该元素;一般既有金属性又有非金属性。 ②电负性与化合物类型的关系 5 一般认为:如果两个成键元素间的电负性差值大于 1.7，他们之间容易形成离子键，相应的化合物为离子化 合物，如果两个成键元素间的电负性差值小于 1.7，那么他们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合 物。 ③电负性与元素的化合价的关系 在化合物中，电负性数值较小的元素的化合物中吸引键合电子的能力较弱，元素的化合价为正价，电负性 数值较大的元素在化合物中吸引键合电子的能力较强，元素的化合价为负值。由于氟是所有元素中电负性数值 最大的元素，所以在氟的化合物中，氟一定显示负价，没有正价。 ④对角线规则 在元素周期表中，某些元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为对角线规则。 锂、镁在空气中燃烧产物都是碱性氧化物，B 和 Al 的氢氧化物都是两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱 酸，由此可以看出对角线规则是合理的。这是因为这些处于对角线的元素的电负性数值相差不大，得失电子的 能力相差不大，故性质相似，值得注意的是，并不是所有处于对角线的元素的性质都相似的。 要点三：关于微粒半径大小比较的方法 1、同周期元素的原子（稀有气体除外），随核电荷数的增加，半径逐渐减小 例如，Na ＞Mg ＞ Al ＞ Si ＞ P ＞ S ＞ Cl 2、 同主族元素的原子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大 例如，半径：Li ＜ Na ＜K ＜ Rb ＜ Cs 半径：F ＜Cl ＜ Br ＜ I 3、带相等电荷数的同主族元素的离子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大 例如，半径：Li+ ＜Na+ ＜ K+ ＜ Rb+ ＜ Cs+ F- ＜Cl- ＜ Br- ＜ I- 4、 同种元素的原子或单核离子，化合价越高，半径越小 例如，半径：Fe3+＜Fe2+＜Fe 5、具有相同电子层结构的原子或离子，核电荷数越大，半径越小 例如，半径：S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+ 【典型例题】 类型一：原子结构、元素所在周期表中的位置与元素的性质的关系 例题 1 X、Y、Z 是 3 种短周期元素，其中 X、Y 位于同一族，Y、Z 处于同一周期。X 原子的最外层电子数 是其电子层数的 3 倍。Z 原子的核外电子数比 Y 原子少 1。下列说法正确的是 ( ) A、元素非金属性由弱到强的顺序为 Z Sr Ca 与 Sc 属于同周期元素，并且 Sc 核电荷数多，所以 Ca>Sc 【总结升华】同周期中，从左向右，分两个方面看: ①核电荷数增大，对核外电子吸引力增大，原子半径 减小，② 核外电子数增加，之间排斥力增大，原子半径增大。这是一对矛盾，应以①为主。 同族中半径变化，自上而下:① 核电荷数增大，对电子吸引力增大，原子半径减小，② 核外电子数增多， 电子层增加，原子半径 增大。这是一对矛盾， 应以②为主 举一反三： 【变式 1】下列元素原子半径排列顺序正确的是 （ ） A、Mg＞B＞Si＞Ar B、Ar＞Mg>Si＞B C、Si＞Mg＞B＞Ar D、B＞Mg＞Si＞Ar 【答案】B 先比较电子层数，B 元素原子半径最小，再比较核电荷数 类型三：主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系 例题 3 关于金属锂的结构和性质的判断错误的是（ ） ①与 H2O 反应比钠剧烈；②它的密度比钠小；③它的氧化物暴露于空气中易吸收 CO2；④其第一电离能小于 钠的第一电离能；⑤它是还原剂 A．只有① B．③和⑤ C．②和③ D．①和④ 【思路点拨】第一电离能表现为气态原子失去第一个电子的难易程度，其与金属活泼性一般是一致的。 【答案】D 【解析】碱金属随着核电荷数的递增，金属活泼性增强；碱金属的密度随着原子序数的递增而逐渐增大； 钠的氧化物易与 CO2 反应，故锂应具有相似的性质；由于锂的原子半径比钠小，因此第一电离能比钠大；锂电 子排布式为 1s22s1，易失去一个电子，在化学反应中作还原剂。 【总结升华】金属活动性强弱顺序是指在水溶液中金属单质的原子失去电子的强弱顺序；电离能指金属原 子在气态时失去电子的难易程度。 由于金属活动性与电离能所对应的条件不同，二者所对应的顺序不可能完全一致。如碱金属元素 Li、Na、 K、Rb、Cs 的第一电离能分别为 520、496、419、403 和 376 kJ/mol，由此可知气态锂原子最不容易失去电子。 但在溶液中锂原子却表现出异常活泼，其主要原因是锂离子形成水合离子时放出 520kJ/mol 的能量，而钠离子 形成水合离子时放出能量为 405kJ/mol.。还有 Na 的第一电离能小于 Ca2+的第一和第二电离能，但金属活动性 中 Ca 排在 Na 的前面，也是由于 Ca2+形成水合离子时放出的能量较多，较稳定所致。 7 例题 4 中学化学中很多“规律”都有其适用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是（ ） A．根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出 Al 的第一电离能比 Mg 大 B．根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是＋7 C．根据溶液的 pH 与溶液酸碱性的关系，推出 pH＝6.8 的溶液一定显酸性 D．根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出 CO2 通入 NaClO 溶液中能生成 HClO 【答案】D 【解析】Mg 的第一电离能大于 Al，A 错误；卤素中的氟无正价，B 错误；未标明温度，故 pH＝6.8 的溶液 不一定显酸性，C 错误；CO2 通入 NaClO 溶液中能生成 HClO 是根据较强酸可以制取较弱酸的规律，D 正确。 举一反三： 【变式 1】下列 4 种电子构型：A.ns2np3、B.ns2np4、C.ns2np5、D.ns2np6，其中原子的第一电离能最低的是 _______________，原子的第一电离能最高的是_______________。 【答案】B、D 【变式 2】下列说法中不正确的是（ ） A．同族元素，随着核电荷数的增加，第一电离能逐渐增大 B．同周期元素，随着核电荷数的增加，第一电离能逐渐增大 C．通常状况下，电离能 I11.7 时，一般为离子键，Δx < 1.7， 一般为共价键，试推断：AlCl3 中化学键类型是_______________。 ⑷ 预测元素周期表中，x 值最小的元素的位置：_______________（放射性元素除外）。 【答案】⑴0.93