新人教版高中化学选修3《物质结构与性质》全部教案

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 ,Zn 的第一电离能大于 Ga。

5、Na 的 I 1,比 I 2 小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二电

子容易得多,所以 Na容易失去一个电子形成 +1 价离子; Mg的 I 1 和 I 2 相差不多,而 I 2 比 I 3 小很多,所以 Mg容易失去两个电子形成十 2 价离子; Al 的 I 1、I 2、 I 3 相差不多,而 I 3 比 I 4 小很多,所以 A1 容易失去三个电子形成 +3 价离子。而电离能的突跃变化,说明核外电子是分能层排布的。

〖课堂练习〗

1、某元素的电离能 ( 电子伏特 ) 如下:

I 1 14.5

I 2 29.6

I 3 47.4

I 4 77.5

I 5 97.9

I 6 551.9

I 7 666.8

此元素位于元素周期表的族数是

A.IA

B. ⅡA C. ⅢA D 、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G 、 ⅦA

2、某元素的全部电离能 ( 电子伏特 ) 如下:

I 1 13.6

I 2 35.1

I 3 54.9

I 4 77.4

I 5 113.9

I 6 138.1

I 7 739.1

I 8 871.1

回答下列各问:

(1) 由 I 1 到 I 8 电离能值是怎样变化的 ?___________________。为什么 ?______________________________________

(2)I

1

为什么最小 ?________________________________

(3) I7 和 I 8 为什么是有很大的数值 __________________________ (4)I 6 到 I 7 间,为什么有一个很大的差值 ?这能说明什么问题 ?

_________________________________________________________ (5)I 1 到 I 6 中,相邻的电离能间为什么差值比较小

?

______________________________________________

(6)I 4 和 I 5 间,电离能为什么有一个较大的差值

__________________________________________________

(7) 此元素原子的电子层有 __________________层。最外层电子构型为

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______________ ,电子轨道式为

,此

元素的周期位置为 ________________________ 周期 ___________________族。

2、讨论氢的周期位置。为什么放在

IA 的上方 ?还可以放在什么位置,为什

么 ?

答:氢原子核外只有一个电子 (1s 1) ,既可以失去这一个电子变成 +1 价,又

可以获得一个能。电子变成一

l 价,与稀有气体 He 的核外电子排布相同。根据

H的电子排布和化合价不难理解 H在周期表中的位置既可以放在 IA ,又可以放在

Ⅶ A。

3、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) 已知在 200 C 1mol Na 失去 1 mol 电子需吸收 650kJ 能量,则其第一电离

能为 650KJ/mol

(6) Ge 的电负性为 1.8 ,则其是典型的非金属

(7) 气态 O原子的电子排布为: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ,测得电离出 1 mol 电

子的能量约为 1300KJ,则其第一电离能约为 1300KJ/mol

(8) 半径: K >Cl

+ -

(9) 酸性 HClO>H2SO4 ,碱性: NaOH > Mg(OH)2

(10)第一周期有 2*1 2=2,第二周期有 2*2 2=8,则第五周期有

2*5 2=50 种元素

元素的最高正化合价 =其最外层电子数 =族序数

4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系,根据下列材料

回答问题。气态原子失去 1 个电子,形成+ 1 价气态离子所需的最低能量称

为该元素的第一电离能, +l 价气态离子失去 所需要的最低能量称为该元素的第二电离能,用

1 个电子,形成 +2 价气态离子

I 2 表示,以此类推。下表是

钠和镁的第一、二、三电离能( KJ· mol )。

元素

-1

I 1 496

I 2 4 562

I 3 6 912

Na

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Mg

738 1 451 7 733

(1)分析表中数据,请你说明元素的电离能和原子结构的关系是:

元素的电离能和元素性质之间的关系是:

(2)分析表中数据,结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。

(3)请试着解释:为什么钠易形成

Na ,而不易形成 Na2+?

原子结构与元素的性质

( 第 3 课时 )

知识与技能:

1、能说出元素电负性的涵义,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,列举实例予以说明

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

教学过程:

〖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) 电负性:

〖思考与交流〗 1、什么是电负性?电负性的大小体现了什么性质?阅读教材

p20 页表

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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?

[ 科学探究 ]

1.

2.

根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图,请用类似的方法制作 IA 、VIIA 元素的电负性变化图。 电负性的周期性变化示例

〖归纳志与总结〗

1 、金属元素越容易失电子,对键合电子的吸引能力越小,电负性越小,其金属性越强; 非金属元素越容易得电子, 对键合电子的吸引能力越大, 电负性越大,其非金属性越强; 故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。 周期表从左到右,元素的电负性逐渐变大;周期表从上到下,元素的电负性逐渐变小。

电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。 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”的电负性则在 1.8 左右,他们既有金属性又有非金属性。

2 、同周期元素从左往右,电负性逐渐增大,表明金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下, 电负性逐渐减小,表明元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。

[ 思考 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。请查阅电负性表给出相应的解释?

3.

在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似,被称为“对角线规则”。查阅资料,比较锂和镁在空气中燃烧的产物,

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