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

【编写思路】

元素周期律是化学中一个最重要的规律，本单元是《化学2》的专题1第一单元“核外电子排布与周期律”的深化和拓展，为有志于进一步深造化学相关专业的学生指导元素化合物和化学理论的学习打下坚实的基础。

在《化学2》中，学生已经具有元素周期律的基本知识：最外层电子的周期性变化、原子半径的周期性变化、最高正价和最低负价的周期性变化、元素金属性和非金属性的周期性变化。因此，本单元教材编写从复习巩固上述知识开始，然后从元素原子的电子排布式进一步探讨核外电子排布的周期性变化，并根据核外电子的排布将将周期表中的元素分成s、p、d、ds、f 5个区域，然后由原子结构的周期性探讨元素的第一电离能的周期性和元素电负性的周期性。教材编写基本上按照“定义－解释－应用”的模式展开，符合认知规律，因此，教学设计也可以安此逻辑进行。

教材编写，较多地采用了图表、数据，增加了直观性，有利于识记，也有利于实施探究教学，即通过对图表、数据地分析，让学生从中找出事物变化的规律，然后进行解释。本单元在《普通高中化学课程标准（实验）》中的活动与探究建议有三个：一是元素周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律；二是“主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系”；三是“查阅有关元素的电负性资料，解释元素的对角线规则，列举实例予以说明”。教材中只设置了前两个课题，因此教学时可以补充第三个课题，以培养学生综合运用知识的能力。

【课标要求】

1、  从原子外围电子排布认识原子结构的周期性变化。

2、  能说出元素电离能、电负性的含义，能应用元素电离能说明元素的某些性质。

3、  知道电负性的简单运用。

4、  讨论主族元素电离能的变化和核外电子排布的关系。

5、  查阅有关元素电负性资料，解释元素的对角线规则，列举实例予以说明。

【课时建议】

原子核外电子排布的周期性              1课时

元素第一电离能的周期性变化            2课时

元素电负性的周期性变化                1课时

【教学建议】

本单元的知识内容是《化学2》“核外电子排布与周期律”的拓展和深化，电离能、电负性是元素的重要性质，电离能、电负性是学习化学键、离子键和共价键的基础。因此教学时既要联系原有的知识经验，又要为学生的后继学习留下空间。

依据《普通高中化学课程标准（实验）》，把握好教学的深度和难度。元素周期表的分区学生可以由外围电子的排布特点归纳得出，不必对电子排布式的书写提出过高的要求。元素第一电离能和元素电负性的周期性变化，应与原子结构的周期性变化紧密联系，并用原子结构理论解释。

本单元教学时，要组织好教材中的 “交流与讨论”，实施探究教学，要充分利用教材中的图表、数据，组织学生进行分析、推理、讨论，从而归纳得出结论，培养学生的推理能力和综合运用知识解决问题的能力。

元素性质的内涵

原子半径

化合价

得失/吸引电子能力

元素的第一电离能（I1）

元素的电负性

金属性

非金属性

1、 教学设计思路

（1）“原子核外电子排布的周期性”的教学，利用教材第17页表2－4，通过复习巩固使原有知识结构化，并与新知识建立联系。通过学生查阅元素周期表，发现元素原子的外围电子排布的周期性变化的规律，并分析外围电子排布的特点，从中认识元素周期表分区。

（2）“元素第一电离能的周期性变化”的教学，教师在引导学生从原子失去电子需要吸收热量，进而得出原子的第一电离能的概念，接着教师提供学生1－18号元素原子的第一电离能，要求以电离能为纵坐标、以原子序数为横坐标作图，并在所作的图中发现元素原子的第一电离能周期性变化的规律。然后组织学生交流讨论，运用原子结构知识解释电离能的变化和大小的原因，并会用电离能的知识解释、解决一些问题。

（3）“元素第一电离能的周期性变化”的教学，教师组织学生复习离子键和共价键的形成过程，从中分析原子间结合时的电子得失或共用电子对的偏向与原子性质的关系，引入电负性的概念，接着让学生阅读第21页图2－14电负性数据，从中找出电负性随原子序数递增的变化规律（同周期、同主族的变化情况），以及电负性的大小与元素金属性、非金属性强弱的关系，并用原子结构理论给予解释。然后，组织学生通过阅读和讨论，解决教材中电负性运用的三个问题。

2、 教学设计案例

案例1：原子核外电子排布的周期性

【教师活动】回忆：什么是元素周期律？举例说明元素的性质如何随原子序数的增加而发生周期性变化。

【学生活动】回答上述问题，并填写教材第17页表2－4。

【师生活动】交流讨论，归纳小结：

随着核电荷数（原子序数）的递增，主族元素

（1）       原子的核外电子排布呈现周期性变化

（2）       元素的最高正价和最低负价呈现周期性变化

（3）       原子半径呈现周期性变化

（4）       元素的金属性和非金属性呈现周期性变化

【学生活动】查阅附录中的元素周期表，完成教材第18页表2－5，并讨论元素原子的外围电子排布的变化。

【师生活动】归纳小结：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns¹到ns²np⁶的周期性变化。

按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s、p、d、ds、f（除ds区外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。）

s区元素：最后1个电子填充在ns轨道上，价电子的构型是ns¹或ns²，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族，它们都是活泼金属，容易失去电子形成+1  或 +2价离子。

p区元素：最后1个电子填充在np轨道上，价层电子构型是ns²np¹~⁶，位于周期表右侧，包括ⅢA～ⅦA族元素。大部分为非金属。0族稀有气体也属于p区。

d区元素：它们的价层电子构型是(n－1)d¹~⁹ns¹~²，最后1个电子基本都是填充在倒数第二层 (n－1)d轨道上的元素，位于长周期的中部。这些元素都是金属，常有可变化合价，称为过渡元素。它包括ⅢB～Ⅷ族元素。

ds区元素：价层电子构型是(n－1)d¹⁰ns¹~²，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族，处于周期表d区和p区之间。它们都是金属，也属过渡元素。

f区元素：最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。

【师生活动】总结元素周期表的划分：周期、族、区。

案例2：元素第一电离能的周期性变化

【教师活动】请同学们回忆一下：什么是元素的金属性和非金属性？同周期元素的金属性和非金属性如何变化？

【学生活动】思考，然后回答上述问题。

【教师活动】给出元素第一电离能的概念，强调状态是气态。

【学生活动】思考第一电离能和金属性的关系：第一电离能越小，原子越容易失去1个电子，金属性越强；第一电离能越大，原子越难失去1个电子，金属性越弱。

【教师活动】给出1－18号元素的第一电离能的数据

【学生活动】以电离能为纵坐标、以原子序数为横坐标作图，并在所作的图中寻找规律

【师生活动】总结规律：随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现周期性变化

同周期，主族元素从左到右，电离能呈逐渐增大的趋势（稀有气体的最大，碱金属的最小）；

同主族，主族元素从上到下，电离能逐渐减小

【学生活动】第20页“交流与讨论”

1、  Mg、Al的外围电子排布分别为3s²和3s²3p¹，Mg 处于半满状态，是相对稳定的结构，所以Mg 的第一电离能比Al大；P、S的外围电子排布分别为3s²3p³和3s²3p⁴,P的轨道半充满，是相对稳定的结构, 所以P的第一电离能比S大。

2、  从表中数据可知：Na元素的I₂远大于I₁，因此Na容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；即Na易形成Na⁺，而不易形成Na²⁺ 。镁元素的I₁、I₂相差不大，I₃远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg²⁺，而不易形成Mg³⁺。

3、  稀有气体的最外层电子数为8个，达到饱和的稳定结构，而碱金属原子最外层只有一个电子，很容易失去，所以在同一周期中，稀有气体元素的第一电离能最大，而碱金属元素的第一电离能最小。

案例3：元素第一电离能的周期性变化

【学生活动】用电子式分别表示氯化钠和氯化氢的形成过程，为什么氯化钠中形成离子键，而氯化氢分子中形成共价键？为什么氯化氢分子中共用电子对偏向氯原子而偏离氢原子？

【教师活动】鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念，并指出：电负性就是表示某元素原子在化合物中吸引成键电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出其它元素的电负性。元素的电负性可以来衡量元素的原子获得电子的能力，电负性越大，越易得到电子，元素的非金属性越强。

【学生活动】阅读教材第21页图2－14中元素的电负性，回答下列问题：

（1）       随着原子序数的递增，元素的电负性如何变化？

（2）       同一周期中，元素的电负性如何变化？

（3）       同一主族中，元素的电负性如何变化？

（4）       电负性最大的元素？最小的元素？

【归纳小结】

（1）       随着原子序数的递增，元素的电负性由小到大，呈现周期性变化，原因是原子结构的周期性变化。

（2）       同一周期中从左到右，元素电负性由小到大，原因是从左到右原子半径减小，原子获得电子的能力增大，元素的非金属性增强。

（3）       同主族从上到下元素的电负性由大到小，原因是从上到下原子半径增大，原子获得电子的能力减小，元素的非金属性减弱。

（4）       在元素周期表中，自然界存在的元素，氟元素的电负性最大，铯元素的电负性最小。

【学生活动】组织学生进行阅读、讨论，解决教材第22页的三个问题。

（1）一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。

（2）一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；如果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。

（3）电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，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能力强，元素的化合价为负值。

【归纳小结】元素性质周期性变化的实质是原子核外电子排布的周期性变化。

随着原子序数的递增

（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）元素的金属性和非金属性呈周期性变化

（5）元素原子的第一电了能呈周期性变化

（6）元素的电负性呈周期性变化

【参考资料】

稀有气体化合物的制成

1962年6月，英国青年化学家巴特利特发表了合成Xe（PtF₆）的简报，使科学界大为震惊，从此打破了人为划定的不存在“稀有气体元素”化合物的禁区，使“稀有气体元素”化学得到了飞跃的发展。至今，已合成了四百多种“稀有体元素”化合物，其中有的并不需要精密的实验设备，如氙和氟的混和气体只需要放在日光下照射，即可生成二氟化氙。

1989年，联邦德国多特蒙德大学首次制备出一种稳定的氙碳化合物。这种化合物是在乙腈液体中和0 ℃下，使二氟化氙和三（五氯酚氟代苯基）甲硼烷反应生成的。研究人员已用核磁共振装置研究了这种含氙碳键化合物的结构。

1988年，加拿大麦克马斯特大学的施陶贝根宣称，他首次制备并表征了含有氪—氮键的化合物。他用二氟化氪（KrF₂）和质子化的氢氰酸盐进行反应，把这两种化合物放入氢氟酸中，并以液氮冷却。然后让反应温度缓慢上升，使这两种化合物溶解，并发生相互作用，在约-60 ℃时生成含有氪—氮键的白色固体化合物。这种氪—氮化合物与其他氙同系物相比是相当不稳定的，它似乎不能在高于-50 ℃的温度下存在。

电离能

元素基态的气态原子失去1个电子而变成气态+1价阳离子，这时要吸收的能量叫做元素的第一电离能（I₁），通常叫做电离能，又叫做电离势。由气态+1价阳离子再失去1个电子而变成气态+2价阳离子，这时要吸收的能量叫做第二电离能（I₂）。以下I₃、I₄等可以依此类推。逐级电离能逐步长高。　　

①用X射线作为激发光源照射到样品上，使元素原子中某个“轨道”上的电子突然受光激发，这时原子中其他电子的运动按理都要发生变化。假定这些其他电子来不及调整它们的运动状态而被“冻结”在各自的轨道上，于是被激轨道上的电子的结合能就近似等于该轨道能的绝对值，也就是该电子的电离能。

②由中性原子失去的第一个电子，是指从基态原子中失去处于最高能级的那个电子。一般电子所处轨道的轨道能级随电子层数n的增大而升高，而电离能却随之降柢，即表示该电子越容易失去。

③用元素的I₁可以衡量元素金属性的强弱。I₁越小，原子越容易失去电子，该元素的金属性越强。