《元素性質(zhì)的遞變規(guī)律》學(xué)案3(蘇教版選修3)

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1、元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 4、以下基態(tài)原子的電子構(gòu)型中，正確的選項是〔〕A、3d94s2B、3d44s2 5、同一原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)相比較〔〕 A、基態(tài)時的能量比激發(fā)態(tài)時高 C、基態(tài)時的能量比激發(fā)態(tài)時低 6、假設(shè)某基態(tài)原子的外圍電子排布為 A、3d94s2B、3d44s2 5、同一原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)相比較〔〕 A、基態(tài)時的能量比激發(fā)態(tài)時高 C、基態(tài)時的能量比激發(fā)態(tài)時低 6、假設(shè)某基態(tài)原子的外圍電子排布為 C、4d105s0D、4d85s2 B、基態(tài)時比較穩(wěn)定 D、激發(fā)態(tài)時比較穩(wěn)定 4d15s2,那么以下說法正確的選項是〔〕 A、該元素基態(tài)原子中共有3個電子B、該

2、元素原子核外有5個電子層 C、該元素原子最外層共有3個電子D、該元素原子M能層共有8個電子7、下表列出了核電荷數(shù)為21~25的元素的最高正化合價，答復(fù)以下問題: 兀素名稱 鈧 鈦 釩 鉻 錳 兀素符號 Sc Ti V Cr Mn 核電荷數(shù) 21 22 23 24 25 最咼正價 +3 +4 +5 +6 +7 〔1〕寫出以下元素基態(tài)原子的核外電子排布式: ScTi VMn 〔2〕比照上述五種元素原子的核外電子排布與元素的最高正化合價，你發(fā)現(xiàn)的規(guī)律 是;出現(xiàn)這一現(xiàn)象的原因是。 &以以下出的是一些原子的2p能級和3d能級中電子排布的情

3、況。試判斷，哪些違反了泡利不相容原理，哪些違反了洪特規(guī)那么。 (1) ⑷ 違反 ff (2) f Jf J (3)fJff f f f (5) f ff J Jf 不相容原理的有，違反洪特規(guī) 泡利」 那么的有。 9、某元素的激發(fā)態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p63s23p34s1，那么該元素基態(tài)原子的電子排 布式為；元素符合為。 穩(wěn)固練習(xí)參考答案： 1、D2、A3、C4、AB5、C6、B7、1s22s22p63s23p63d14s21s22s22p63s23p63d24s2 1s22s22p63s23p63d34s21s22s2

4、2p63s23p63d54s28、〔1〕〔2〕〔4〕〔5〕9、1s22s22p63s23p4S 第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) 一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1、寫出1—36號元素的價電子排布 小結(jié)：①主族元素最外層均為ns或np軌道，且主族序數(shù)=價電子數(shù)。副族元素川B—WB價電子數(shù)仍然與族數(shù)相同。第忸族排布為〔n-1〕d6-8ns2IB和nB那么在ns軌道上有一個或兩 個電子。 ②24Cr和29CU的電子排布較為特殊2、元素種類與周期序數(shù)的關(guān)系〔見課本18頁表格〕小結(jié)：⑴周期序數(shù)為奇數(shù)時，元素種類為(n+1)2/2 (2)周期序數(shù)為偶數(shù)時，元素種類為(n+2)2/2 (3)非金屬元素種類

5、+周期序數(shù)=3、元素的分區(qū)和族(課本18頁圖2-11) (1)s區(qū)：，最后的電子填在上，包括，除H外，均為堿金屬和堿土金屬⑵p區(qū)：,最后的電子填在上，包括族元素，為非金屬和少數(shù)金屬 ⑶d區(qū)：51山?,：-?,最后的電子填在上，包括族元素，為過渡金屬；⑷ds區(qū)：5丨汁1jip-*,(n-1)d全充滿,最后的電子填在上,包括, (5)f區(qū)：'-,包括元素區(qū)全是金屬元素，小結(jié)：①非金屬元素主要集中區(qū)。主族主要含區(qū)，副族主要含區(qū)，過渡元素主要含區(qū)。 ② 每個縱行價電子總數(shù)是否相等S區(qū)元素價電子特征排布為nS1~2，價電子數(shù)等于族序數(shù)。 p區(qū)元素特征電子排布為ns2np1~6;價電子總數(shù)等于主

6、族序數(shù)。 d區(qū)元素價電子排布特征為〔n-1〕d1~8ns~;價電子總數(shù)等于列序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為(n-1)d10ns"2，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)； 【練習(xí)1】 原子 序數(shù) 電子排布式 在周期表中的位置 是金屬還是非金屬 最高價氧化物的水化物化學(xué)式及酸堿性 氣態(tài)氫化物的化學(xué)式 15 1s22s22p63s23p4 第二周期 VA族 二、元素周期律 1、原子半徑原子半徑的大小取決于和。 能層數(shù)越多，電子間的將使原子的半徑。 核電核數(shù)越大，原子核核對電子的引力也就越，將使原子的半徑越 同周期

7、主族元素從左到右，原子半徑逐漸 元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑逐漸 推廣：微粒〔包括原子和簡單離子〕半徑大小的比較規(guī)律： (1)、同周期的原子…，從左到右半徑逐漸減小⑵、同主族價態(tài)相同的微粒〔原子或離子〕，從上到下半徑逐漸增大〔如LiNa+;S2-->S) ⑷、核外電子層結(jié)構(gòu)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小〔如F>Na+>Mg2+〕 2、元素周期律(1)元素周期律的實質(zhì)是：. (2)金屬性和非金屬性的變化規(guī)律〔圖示〕： 非金屬性越強，那么①單質(zhì)與氫氣化合越容易②氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)

8、定性越強③最高價氧化物對應(yīng)水化物〔最高價含氧酸〕的酸性越強 3、電離能1、第一電離能11：定義 第一電離能越大，金屬活動性越。 同一元素的第二電離能第一電離能。即12>|12、遞變規(guī)律 周一周期 同一族 第一電離能 從左往右，I1逐漸 從上到下，I1逐漸 〔1〕、第一電離能越，越易失電子，金屬的活潑性就越。因此堿金屬兀素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越。 〔2〕?氣態(tài)電中性原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為一價氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能（用11表示），從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能（用I2表示），依次類推，可得到13、|4、|5……

9、同一種元素的逐級電離能的大小關(guān)系： I1

10、3小很多,所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的1仆|2、13相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。 而電離能的突躍變化，說明核外電子是分排布的。 【練習(xí)2】1、以下各組微粒按半徑逐漸增大，復(fù)原性逐漸增強的順序排列的是（） A?Na、K、RbB?F、Cl、Br C?Mg2+、Al2+、Zn2+D.Cl-、Br-、I-2、除去氣態(tài)原子中的一個電子使之成為氣態(tài)+1價陽離子時所需外界提供的能量叫做該元素的第一電離能。右圖是周期表中短周期的一局部，其中第一電離能最小的元素是 3、在下面的電子結(jié)構(gòu)中，第一電離能最小的原子可能是（） Ans2np3Bns

11、2np5Cns2np4Dns2np63、電負性：用電負性來衡量元素在化合物中的能力。電負性越大那 么該元素獲得電子的能力越 1、電負性的變化規(guī)律：同周期元素從左往右，元素的電負性總體，說明金屬性逐漸，非金屬性逐漸。 同主族元素從上往下，元素的電負性總體，說明元素的金屬性逐漸，非金屬性逐漸。 2、可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的相對強弱。 電負性越大，那么該元素的非金屬性越強，倒過來說也成立。一般而言金屬的電負性小于_1.8,非金屬的電負性大—1.8, 3、電負性與化學(xué)鍵的鍵型：當(dāng)成鍵元素的電負性差值大于1.7時，容易形成離子鍵，小于1.7時容易形成共價鍵。 4、電負性與化合價的正負：一般，電負性越大那么該元素越容易得到電子，顯示為負價，否那么顯示為正價。 【練習(xí)3:】1、電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度以下關(guān)于電負性的變化規(guī)律正確的選項是〔〕 A?周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大 B?周期表從上到下，元素的電負性逐漸變大 C?電負性越大，金屬性越強 D?電負性越小，非金屬性越強2、元素電負性隨原子序數(shù)的遞增而增強的是〔〕 A?NaKRb C?OSCl B?NPAsD?SiPCl 3、根據(jù)對角線規(guī)那么，以下物質(zhì)的性質(zhì)具有相似性的是〔〕 A、硼和硅B、鋁和鐵C、鈹和鋁D、銅和金練習(xí)2答案ADCC練習(xí)3答案ADAC