2019-2020学年高中化学专题2原子结构与元素的性质2.2元素性的递变规律每课一练苏教版选修3.doc

第2课时研究同主族元素的性质和预测元素及其化合物的性质发展目标体系构建1.通过分析ⅠA族、ⅦA族元素性质的变化规律，认识同主族元素性质的递变规律及其与原子结构的关系，学会利用“证据推理与模型认知”的思维解决实际问题。

2．能通过卤素有关实验探究同主族元素性质的变化，培养科学探究精神与创新意识。

3．能利用同周期、同主族元素性质的递变规律，预测元素及其化合物的性质。

一、同主族元素原子结构和元素性质的递变关系1．碱金属元素原子结构和元素性质的递变关系(1)碱金属元素的原子结构。

元素―――――――――――→Li Na K Rb Cs相同点最外电子层上都只有1个电子递变性核电荷数逐渐增大电子层数逐渐增多原子半径逐渐增大(2)(1)相似性单质与H2化合的条件暗处爆炸点燃或光照加热(200 ℃)更高温度下，缓慢反应，可逆氢化物的稳定性逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸性—逐渐减弱(3)探究卤族元素性质的相似性和递变性实验操作实验现象化学方程式静置后，液体分层，上层无色，下层橙色Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Br2＋2KI===2KBr＋I2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Cl2＋2KI===2KCl＋I2结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2；卤素离子的还原性：I－>Br－>Cl－。

微点拨：(1)F无含氧酸，因F无正价。

(2)HF为弱酸，HCl、HBr、HI均为强酸。

3．理论解释4．碱金属单质与卤素单质的物理性质递变规律(1)碱金属元素单质的物理性质。

元素――――――――――→Li Na K Rb Cs相似性颜色银白色(除Cs外)硬度柔软导电、导热性很强递变性密度逐渐增大(但ρK<ρNa) 熔、沸点逐渐降低(2)卤族元素单质的物理性质及递变性。

单质物理性质F2Cl2Br2I2颜色淡黄绿色黄绿色深红棕色紫黑色状态气体气体液体固体密度逐渐增大熔、沸点逐渐升高二、预测元素及化合物的性质(以硅为例)1．性质的预测(1)硅元素的原子结构及性质分析。

第2课时元素的性质与原子结构1．碱金属元素及其单质从Li→Cs的性质递变规律正确的是( )A．密度逐渐增大B．熔沸点逐渐升高C．金属性逐渐增强D．还原性逐渐减弱C解析本题考查碱金属元素及其单质从Li→Cs性质递变规律，实质是利用元素周期律解决问题。

碱金属元素从上到下其单质密度逐渐增大，但Na反常，大于K；熔、沸点逐渐降低，但Na反常，熔、沸点均低于K；金属性逐渐增强，还原性逐渐增强。

2．下列关于卤族元素由上到下性质递变规律的叙述，正确的是( )①单质的氧化性增强②单质的颜色加深③气态氢化物的稳定性增强④单质的沸点升高⑤阴离子的还原性增强A．①②③B．②③④C．②④⑤D．①③⑤答案C3．卤素单质的性质与F2>Cl2>Br2>I2的变化规律不相符的是( )A．与氢气反应的剧烈程度B．气态氢化物的稳定性C．单质还原性的强弱D．与水反应的剧烈程度C解析非金属性F>Cl>Br>I，则与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，与上述规律一致，A 项相符；非金属性F>Cl>Br>I，则对应的氢化物稳定性为由强到弱，与上述规律一致，B项相符；非金属性F>Cl>Br>I，单质的还原性逐渐增强，与上述规律不一致，C项不相符；非金属性F>Cl>Br>I，单质的活泼性F2>Cl2>Br2>I2，与水反应的剧烈程度逐渐减弱，与上述规律一致，D项相符。

4．下列有关单质钾的说法正确的是( )①在氯气中燃烧时能产生紫色火焰②与CuCl2溶液反应时能置换出Cu③与水反应时钾最后有可能发生燃烧④与NH4Cl溶液反应时生成的气体中有NH3A．①②④B．①③④C．③④D．②③B解析钾元素的焰色反应呈紫色，①正确；钾与盐溶液反应时首先与水剧烈反应生成碱与氢气，生成的碱再与盐发生复分解反应，②错误，④正确；与水反应时钾的反应现象比钠更剧烈，在相同时间内放出的热量更多，温度升高得更多，故钾有可能燃烧，③正确。

第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。

相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。

元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。

所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。

根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。

二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。

常用符号I1表示。

M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。

依次类推。

元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。

2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。

一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。

另外，电子构型越稳定，电离能也越大。

3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。

但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。

同主族元素自上而下电离能依次减小。

但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。

4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。

专题2原子结构与元素的性质程结论：推断金属性、非金属性强弱。

【沟通与争辩】标出下列化合物中元素的化合价。

(1)MgO (2)BeCl2 (3)CO2 (4)Mg3N2（5） IBr（6）SOCl2试分析化合价的正负与电负性的关系：2、衡量元素在化合物中吸电子力量的大小。

电负性小的元素在化合物中吸引电子的力量弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的力量强，元素的化合价为负值。

结论：推断元素在同一化合物中的正、负化合价。

小于，小于口答电负性大，吸电子力量强，显负价教学过程老师主导活动同学主体活动【规律应用】 P22问题解决33、电负性反映了原子间的吸引力和排斥力。

一般认为，假如两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；假如两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键。

结论：推断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物。

【规律应用】 P22问题解决2【沟通与争辩】推断HF是离子化合物还是共价化合物？查表计算再推断？，到底哪一种正确？怎么办？是离子化合物，有局限性。

氢取外只差一个电子[典型例题]1932年美国化学家首先提出了电负性的概念。

电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：请认真分析，回答下列有关问题：① 猜测周期表中电负性最大的元素应为_____；估量钙元素的电负性的取值范围：_______＜ X ＜______。

② 依据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________。

③ 阅历规律告知我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。

试推断AlBr3中形成的化学键的类型为______________，其理由是_____________________。

专题2《原子结构与元素的性质》测试卷一、单选题(共15小题)1.依据元素周期律及元素周期表知识，下列推断正确的是()A．酸性：H2SiO3＞H2CO3B．热稳定性：H2Se＞H2S＞H2OC．碱性：CsOH＞Ca(OH)2D．若离子半径：R2－＞M＋，则原子序数：R＞M2.a元素的阴离子、b元素的阴离子和c元素的阳离子具有相同的电子层结构。

已知a的原子序数大于b的原子序数，则a、b、c三种离子半径大小的顺序是（）A． a＞b＞cB． b＞a＞cC． c＞a＞bD． c＞b＞a3.查阅元素周期表，不能较快得到的信息是（）A．元素符号B．核外电子数C．相对原子质量D．原子结构示意图4.短周期元素A、B、C、D在周期表中的位置如图所示，E2＋与D的简单阴离子有相同的电子层结构，D元素原子的次外层电子数等于其他层电子数之和。

则下列说法正确的是()A． C的非金属性最强，可与E元素形成共价化合物B．元素D可形成三种价态的酸，且酸根离子均能促进水的电离C．原子半径由大到小的排列顺序为E＞D＞B＞A＞CD． C、D元素形成的最简单的氢化物的热稳定性：D＜C5.下列关于电离能和电负性的说法中不正确的是()A．元素电负性越大，元素的非金属性越强B．同主族元素的第一电离能越小，元素的金属性越强C．根据元素逐级电离能的数值可以确定主族元素的最高化合价D．在形成化合物时，元素的电负性大的显正价，电负性小的显负价6.下列关于光谱的说法正确的是（）A．炽热固体、液体和高压气体发出的光生成连续光谱B．各种原子的线状光谱中的明线和它的吸收光谱中的暗线必定一一对应C．气体发出的光只能产生线状光谱D．甲物质发出的白光通过低温的乙物质蒸气可得到甲物质的吸收光谱7.下列电子排布式或轨道表示式正确的是()A． C的轨道表示式：B． Ca的电子排布式：1s22s22p63s23p63d2C． N的轨道表示式：D． Br－的电子排布式：[Ar]3d104s24p68.下列说法中正确的是()A． s区都是金属元素B． s区都是非金属元素C． 0族在p区D．所有非金属元素都在p区9.下列能层中，有f能级的是（）A． KB． LC． MD． N10.下列有关电子云的叙述中，错误的是 ()A．电子云形象地表示了电子在核外空间某处单位体积内出现的概率B．电子云是用统计的方法描述电子运动状态的，所以是客观存在的C．常根据电子云的疏密程度来表示核外电子在核外空间出现机会的大小D．电子云是电子运动的统计结果，它好像形成了一团带负电荷的云，包围在原子核的外边11.下列说法错误的是()A．欲研制新农药，应着重研究非金属元素化合物B．耐高温、耐腐蚀的合金材料应在过渡元素中寻找C．当发现第七周期零族元素时，其原子序数肯定是118D．第七周期零族元素是金属元素12.在对电子运动状态的描述中，确定一个“轨道”的方面包括()①电子层①轨道类型①电子云的伸展方向①电子的自旋状态A． ①①①①B． ①①①C． ①①D． ①13.下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是（）A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s12s2的Y原子B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子C．2p轨道上有一个未成对的电子的X原子与3p轨道上只有一个未成对的电子的Y原子D．最外层都只有一个电子的X、Y原子14.下图表示前20号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量(eV)的变化关系，其中A，B，C各点表示的元素是( )A． N、S、PB． F、Cl、OC． He、Ne、ArD． Si，C，B15.下列说法正确的是()A．自然界中的所有原子都处于基态B．同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量C．无论原子种类是否相同，基态原子的能量总是低于激发态原子的能量D．激发态原子的能量较高，极易失去电子，表现出较强的还原性二、实验题(共2小题)16.某同学做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象（见下表，表中的“实验方案”与“实验现象”前后不一定是对应关系）．请你帮助该同学整理并完成实验报告．（1）实验目的：研究同周期元素性质递变规律（2）实验用品：试剂：金属钠，镁条，铝条，稀盐酸，新制氯水，新制Na2S溶液，AlC13溶液，NaOH溶液，酚酞溶液等．所需仪器：①_________，①_________，①_________，试管夹，胶头滴管，镊子，小刀，玻璃片，砂纸，火柴等。

第一章《原子结构与性质》测试题一、单选题（共15题）1．以下关于氚的说法正确的是A．质子数为2B．电子数为3C．质量数为4D．氚原子核和1H的化学性质相似2．下表是第三周期部分元素的电离能数据。

下列说法正确的是A．甲的金属性比乙强B．乙的常见化合价为+1价C．丙不可能为非金属元素D．丁一定为金属元素3．在金属中添加其他金属或非金属可以制成性能优良的合金，下列金属元素基态原子中未成对电子数最多的是A．Cu B．Fe C．Cr D．Ni4．下列叙述正确的是A．共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价B．s区元素全部是金属元素C．元素周期表中粒子半径的大小取决于电子的能层数和核电荷数D．电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也一定越大5．下列叙述正确的是A．基态铝原子核外有三个单电子B．基态钛原子的价电子排布式3d24s2C．钠在火焰上灼烧，因核外电子跃迁吸收能量而产生黄光D．铜原子的电子排布式是：1s22s22p63s23p63d94s26．下列元素中，非金属性最强的是A．C B．Si C．P D．Cl7．下列关于能级和原子轨道的说法正确的是A．3p2表示3p能级有两个原子轨道B．在不同的能层中，p能级最多可容纳的电子数是相同的C．每个能级最多可容纳的电子数为2n2(n代表能层)D．3d能级有5个原子轨道，且电子按3p →3d →4s 的顺序填充8．下列能级符号正确且可容纳电子数最多的是A．6s B．5p C．4d D．3f9．下列事实能证明Si的非金属性弱于N的是A．常温下Si的单质呈固态，N的单质呈气态B．N的最简单氢化物的稳定性比Si的弱C．Si与N形成的化合物中，Si显正价D．Si的最高价氧化物熔点高于N的10．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基态W的原子2p轨道处于半充满状态，基态X的原子的2p能级上只有一对成对电子，基态Y的原子的最外层电子运动状态只有1种，元素Z与X同主族。

第一章 原子结构与性质知识点归纳2．位、构、性关系的图解、表解与例析3．元素的结构和性质的递变规律同位素（两个特性）4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。

(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．泡利原理c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图 b ．电子排布式 c ．轨道表示式 5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法1．先推断元素在周期表中的位置。

2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A 族 除外)。

3．若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则： (1)m/n<1时为金属，m/n 值越小，金属性越强：(2)m/n>1时是非金属，m/n 越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。

随着原子序数递增① 原子结构呈周期性变化② 原子半径呈周期性变化③ 元素主要化合价呈周期性变化④ 元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤ 元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥ 元素的电负性呈周期性变化元素周期律 排列原则① 按原子序数递增的顺序从左到右排列 ② 将电子层数相同的元素排成一个横行 ③ 把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期 （7个 横行） ① 短周期（第一、二、三周期）② 长周期（第四、五、六周期）③ 不完全周期（第七周期）性质递变 原子半径主要化合价元 素 周期表族（18 个纵行） ① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行） ④结构第二章 分子结构与性质复习1．微粒间的相互作用(2)共价键的知识结构2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用σ键π键 按成键电子云 的重叠方式极性键 非极性键一般共价键 配位键离子键 共价键 金属键 按成键原子的电子转移方式 化学键 范德华力氢键 分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠） 特征：具有方向性和饱和性σ键特征 电子云呈轴对称（如s —s σ键、 s —p σ键、p —p σ键)π键 特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键 规律 键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性 键参数 共 价 键定义：原子形成分子时，能量相近的轨道混合重新组合成一组新轨道sp 杂化 sp 2杂化sp 3杂化 分类 构型解释： 杂化理论sp 杂化：直线型sp 2杂化：平面三角形sp 3杂化：四面体型杂化轨道理论 价电子理论 实验测定 理论推测 构型判断 分 子 构 型共价键的极性 分子空间构型决定因素由非极性键结合而成的分子时非极性分子（O 3除外）,由极性键组成的非对称型分子一般是极性分子，由极性键组成的完全对称型分子为非极性分子。

化学选修3《第一章原子结构与性质》知识点总结一．原子结构1．能级与能层2．原子轨道3．原子核外电子排布规律（1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。

也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。

换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。

（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。

比如，p 3的轨道式为或，而不是。

洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。

即p 0、d 0、f 0、p 3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有：7N2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有10Ne 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6。

第2课时元素周期律(一)[核心素养发展目标] 1.宏观辨识与微观探析：能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能的相对大小。

2.证据推理与模型认知：通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。

一、原子半径1．原子半径的影响因素及递变规律(1)影响因素(2)递变规律①同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。

②同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。

2．离子半径的大小比较(1)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。

例如：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋) >r(Al3＋)。

(2)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。

例如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs ＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。

(3)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。

例如：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。

(4)核电荷数、电子层数均不相同的离子可选一种离子参照比较。

例如，比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照，r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。

例1(2018·聊城二中高二月考)下列对原子半径的理解不正确的是( )A．同周期元素(除稀有气体元素外)从左到右，原子半径依次减小B．对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小C．各元素的原子半径总比其离子半径大D．阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径【考点】微粒半径的大小与比较【题点】微粒半径的大小与比较的综合答案 C解析同周期元素(除稀有气体元素外)，随原子序数增大，原子核对核外电子吸引增大，原子半径减小，A、B项正确；原子形成阳离子时，核外电子数减少，核外电子的排斥作用减小，故阳离子半径小于其原子半径；而原子形成阴离子时，核外电子的排斥作用增大，阴离子半径大于其原子半径，C项错误，D项正确。

专题02 原子结构与元素的性质剖疑与练习【难点剖疑】1.元素原子的价电子就是最外层电子吗?不是,主族元素的最外层电子是价电子,过渡元素的价电子还可能包括次外层的d电子或倒数第三层的f电子。

2.除氦外,0族外围电子排布有何特点?除氦外,0族最外层均有8个电子,电子排布式为n s2n p6。

3.最外层电子排布式为n s1或n s2的元素是否一定为金属元素?不一定。

如H的最外层电子排布式为1s1,He的最外层电子排布式为1s2,但它们均是非金属元素。

4.族与原子的价电子排布有什么关系？（1）主族:周期表中共有7个主族,ⅠA~ⅠA,凡内层轨道全充满,最后1个电子填入n s或n p 轨道上的,都是主族元素,价层电子的总数等于族数(用罗马数字表示),即等于n s、n p两个轨道上电子数目的总和；（2）副族元素:周期表中共有ⅠB~ⅠB七个副族。

凡最后一个电子填入(n-1)d轨道上的都属于副族;ⅠB~ⅠB族元素,价电子总数等于(n-1)d、n s两个轨道电子数目的总和,也等于其族数。

ⅠB、ⅠB族由于其(n-1)d轨道已经填满,所以最外层n s轨道上电子数等于其族数；（3）Ⅰ族:它处在周期表的中间,共有3个纵列。

第四周期Ⅰ族最后1个电子填在3d轨道上,与副族元素同属于过渡元素,价电子总数是8~10。

5.s区、p区、d区元素最后填入的电子的能级符号分别是什么?s区、p区、d区元素最后填入的电子的能级符号分别是n s、n p、n d。

6.元素周期表划分区的依据是什么?元素周期表划分区的依据是原子的价层电子排布。

7.区的名称与电子的能级符号之间有什么关系?区的名称来自于按构造原理最终填入电子的能级的符号(除ds区外)。

8.元素周期表中族和分区的什么关系？（1）主族:s区和p区。

(n s+n p)的电子数=族序数。

（2）0族:p区。

(n s+n p)的电子数=8(或2)。

（3）副族: d区中[(n-1)d+n s]的电子数=族序数(第Ⅰ族部分元素除外)；当8≤[(n-1)d+n s]的电子数≤10时,则为第Ⅰ族元素；ds区中(n-1)d全充满,n s的电子数=族序数。

专题2 原子结构与元素的性质第二单元元素性质的递变规律第2课时元素性质的递变规律一、教学目标1.能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律。

2.能利用电离能、电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱。

二、重点：认识周期表中同一周期和同一主族中元素第一电离能和电负性的变化规律。

难点：能应用元素第一电离能说明原子失去电子的难易，了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子能力的关系。

三、教学过程导入：回忆复习元素周期律？1、什么叫第一电离能？第一电离能其数值越大，原子越难于失去一个电子。

注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子；第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。

I1越小，原子越容易失去一个电子；I1越大，原子越难失去一个电子一、元素第一电离能：I1=M（g）—e-→M+（g）观察分析如图，总结元素第一电离能的变化规律：①对同一周期的元素而言，_______元素的第一电离能最小，_________元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从____到____的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。

②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐_____，表明自上而下原子越来越___失去电子。

②具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其第一电离能数值_____。

如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其第一电离能均比同周期相邻元素大。

总结：二、元素电负性的周期性变化1、电负性是用来来衡量能力；指定氟的电负性为并以些作为标准确定其它元素的。

2、（1）元素电负性数值最大的是，元素电负性数值最小的是。

（2）如果两成键元素间的电负性之差形成共价键；如果两成键元素间的电负性之差形成离子键。

3、同一周期，主族元素的电负性从左到右，表明其，金属性，非金属性；同一主族，元素的电负性从上到下，表明其，金属性，非金属性。

《原子结构与元素的性质》第一课时教学设计增排列的序列称为元素周期系。

3.元素周期表元素周期表是呈现元素周期系的表格。

元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。

注意：1.元素周期系与元素周期表的关系2.原子序数、核电荷数、质子数与核外电子数的关系原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数二、构造原理与元素周期表1.元素周期表的结构：根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。

（1）周期（七横七周期，三短四长）（2）核外电子排布与周期的划分每一周期元素原子的外围电子排布与元素种类注意：核外电子排布与周期划分的关系ⅰ根据构造原理,将能量相近的能级分为一组,按能量由低到高可分为7个能级组,同一能级组内,各能级能量相差较小,各能级组之间能量相差较大。

ⅱ每一个能级组对应一个周期,且该能级组中最高的能级对通过观察元素周期表和表格数据特点，归纳总结元素周期表的结构，应的能层数等于元素的周期序数。

元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。

（3）根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系元素周期系中每个周期的元素数,第一周期从1s1开始,以1s2结束,只有两种元素。

中间按照构造原理依次排满各能级。

其余各周期总是从n s能级开始,以n p结束,递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。

具体数据如下:周期ns→np电子数元素数目一1s1～2 2 2二2s1～2 2p1～68 8三3s1～2 3p1～68 8四4s1～2 3d1～10 4p1～618 18五5s1～2 4d1～10 5p1～618 18六6s1～2 4f1～14 5d1～10 6p1～632 32七7s1～2 5f1～14 6d1～10 7p1～632 32规律：递增的核电荷数=元素个数若以一个方格代表一种元素，每个周期排成一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：【思考与讨论】1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）推荐了一张元素周期表，书末的元素周期表就是参照其新版制作的。

第二节原子结构与元素的性质一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。

2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。

这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。

3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。

【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。

二、构造原理与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。

第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。

其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，而从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。

(2)规律：①周期序数＝电子层数。

②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。

2．核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。

(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。

(3)规律①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在n s 或n s 、n p 轨道上(见下表)。

价层电子数 = 族序数。

③稀有气体元素：价电子排布为n s2n p6(He除外)。

三、元素周期表1．元素周期表的结构2．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。

）(2)根据元素金属性与非金属性①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。

②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。

s区的元素除氢外，也全部是金属元素。

【注】p区元素价电子不都是n s2n p1～6，如He元素的价电子为2s2。