元素周期律-教學(xué)設(shè)計教案

元素周期律[核心素養(yǎng)發(fā)展目標(biāo)]1.能從原子結(jié)構(gòu)的角度理解原子半徑、元素第一電離能及電負性的遞變規(guī)律，能利用遞變規(guī)律比較原子(離子)半徑、元素第一電離能的相對大小，能用電負性解釋元素的某些性質(zhì)。2.理解元素的第一電離能、電負性與金屬性、非金屬性之間的關(guān)系。一、原子半徑1．影響原子半徑大小的因素(1)電子的能層數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。(2)核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。2．原子半徑的遞變規(guī)律(1)同周期：從左至右，核電荷數(shù)越大，半徑越小。(2)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，半徑越大。3．粒子半徑大小比較(1)“一層”：先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。(2)“二核”：若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。(3)“三電子”：若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。練習(xí)一．比較下列粒子半徑大小(1)r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。二、電離能1．元素第一電離能的概念與意義(1)概念①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能，符號：I1。②逐級電離能：氣態(tài)基態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。2．元素第一電離能變化規(guī)律(1)每個周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小?！舅伎肌?、第ⅡA族和第ⅢA族，第ⅤA族和第ⅥA族第一電離能出現(xiàn)逆反的原因析：第ⅡA族元素的最外層p軌道全空，第ⅤA族元素的最外層p軌道半滿，全空和半滿狀態(tài)相對穩(wěn)定。2、堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？析：堿金屬越活潑，堿金屬的第一電離能越小3、下圖是鈉、鎂、鋁的逐級電離能，為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)與是鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？析：逐級電離能增大原因：同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1＜I2＜I3，這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子，半徑變小，核電荷數(shù)未變而電子數(shù)變少，核對外層電子的吸引作用增強，使第二個電子比第一電子難失去，失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量。3．電離能的應(yīng)用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價如Li：I1?I2<I3，表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個電子，易失去一個電子形成＋1價陽離子。(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強。特別提醒——電離能的影響因素及特例具有全充滿、半充滿及全空的電子構(gòu)型的元素穩(wěn)定性較高，其電離能數(shù)值較大，如稀有氣體的電離能在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態(tài)，其電離能均比同周期相鄰元素大。一般情況，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。(3)反映元素原子的核外電子排布特點同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當(dāng)能量相同的原子軌道在全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。練習(xí)二．列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是（）A.K、Na、LiB.Al、Mg、NaC.N、O、CD.Cl、S、P元素I1I1I1I1……R7401500770010500……練習(xí)三．下表列出了某短周期元素R的各級電離能數(shù)據(jù)（用I1、I2....表示），下列關(guān)于元素R的判斷一定正確的是()A．R的最高正價為+3B．R元素位于元素周期表中第IIA族C．R元素的原子最外層共有4個電子D．R元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s2三、電負性1．有關(guān)概念與意義(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。(3)電負性大小的標(biāo)準：以氟的電負性為和鋰的電負性為作為相對標(biāo)準。2．遞變規(guī)律(1)同周期，自左到右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。3．應(yīng)用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱①金屬的電負性一般小于，非金屬的電負性一般大于，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。(2)判斷元素的化合價①電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。②電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。(3)判斷化合物的類型如H的電負性為，Cl的電負性為，Cl的電負性與H的電負性之差為－＝<，故HCl為共價化合物；如Al的電負性為，Cl的電負性與Al的電負性之差為－＝<，因此AlCl3為共價化合物；同理，BeCl2也是共價化合物。特別提醒電負性之差大于的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性與H的電負性之差為，但HF為共價化合物。練習(xí)四.下列是幾種基態(tài)原子的電子排布,電負性最大的原子是()A.1s22s22p4B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2D.1s22s22p63s23p64s1練習(xí)五.已知短周期元素的離子，aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，則下列敘述中正確的是()A.原子半徑：A>B>D>CB.原子序數(shù)：d>c>b>aC.離子半徑：C>D>B>AD.元素的第一電離能：A>B>D>C課堂總結(jié)一、原子半徑①同周期，隨著核電荷數(shù)增多，原子(最高價陽離子或最低價陰離子)半徑都依次增大。②同主族，隨著核電荷數(shù)增多，原子(同價陽離子或同價陰離子)半徑都依次減小。③粒子半徑大小比較(1)“一層”：先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。(2)“二核”：若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。(3)“三電子”：若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看