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高二化学 1.2.2《原子结构与元素的性质 》课件(新人教版选修3)_图文

第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 (第二课时)

上 节 知 识 扫 描 一、原子结构与元素周期表 1、原子的电子排布与周期的划分
周期序数=能层数 2、原子的电子排布与族的划分

主族元素:族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素:大多数族次=(n-1)d+ns的 电子数=价电子数 3、原子的电子构型和元素的分区 5个区:s区、d区、ds区、p区、f区。

二、元素周期律

? 元素的性质随( 核电荷数 )的递增发生 周期性的递变,称为元素的周期律。

包括: 原子半径 、元素的金属性和非 金属性、元素化合价、电离能和电 负性等的周期性的变化。

1.原子半径的周期性变化
元素周期表中的 同周期主族元素从 左到右,原子半径 的变化趋势如何? 应如何理解这种趋 势?周期表中的同 主族元素从上到下, 原子半径的变化趋 势如何?应如何理 解这种趋势?

二、元素周期律
(一)原子半径 1、影响因素: 原子半 取决于

(1)电子的能层数
(2)核电荷数

径大小
2、规律:

(1)电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。 (2)电子层相同时,核电荷数越大,原子半径越小。 (3)电子层、核电荷数都相同时,电子数越多,原子 半径越大;反之,越小。

课堂练习

1.下列微粒中,半径大小排列顺序正 确的是( C ) A.K+>Ca2+>Cl->S2B.Ca2+>K+>S2->Cl-

C.Ca2+<K+<Cl-<S2D.S2-<Cl-<K+<Ca2+

课堂练习

2.具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C,

下列分析正确的是(

BC )

A.原子序数关系:C>B>A

B.微粒半径关系: Bn-> An+
C.C微粒是稀有气体元素的原子. D.原子半径关系是:A<B<C

(二)电离能(阅读课本P17) 1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 用符号I1表示,单位:kj/mol。

从一价气态基态正离子中再失去一个电子 所需要的能量叫做第二电离能。符号I2。

思考与探究: 观察下图,总结第一电离能的变化律。

原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律?(同周 期、同主族)

2、元素第一电离能的变化规律:
(1)同周期: a.从左到右呈现递增趋势(最小的是碱金属,最 大的是稀有气体的元素; b.第ⅡA元素> ⅢA的元素;第ⅤA元素> ⅥA元素 第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释? ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构。 (2)同主族:自上而下第一电离能逐渐减少。 3、电离能的意义: 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物 理量。元素的电离能越小,表示气态时越容易 失去电子,即元素在气态时的金属性越强。

学与问 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系?
碱金属元素的第一电离能越小,金属的活泼性就越强。

交流与讨论

化合价是元素 性质的一种体现。 思考:为什么钠元 素显+1价,镁元 素显+2价,铝元 素显+3价?元素 化合价与原子结构 有什么关系?

元素 电离能

Na 496

Mg 738

Al 577 1817 2745

I1 I2 I3 I4

4562 1451 6912 7733

9540 10540 11578

学与问 2.为什么原子逐级电离能越来越大?这些数据跟钠、 镁、铝的化合价有何关系?

因为首先失去的电子是能量最高的电子,故 第一电离能较小,以后再失去电子都是能级较 低的电子,所需要的能量多;同时失去电子后, 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强,从而 电离能越来越大。 方法 :看逐级电离能的突变。

影响电离能大小的因素
? 原子核电荷——(同一周期)即电子层数相同, 核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力 越大、越不易失去电子,电离能越大。 ? 原子半径——(同族元素)原子半径越大、原 子核对外层电子的引力越小,越容易失去电子, 电离能越小。 ? 电子层结构——稳定的8电子结构(同周期末 层)电离能最大。

元素电离能在周期表中的变化规律
电离能增大 电 He 电


能 减 小 Cs 电离能减小


能 增 大

课堂练习

1.下列说法正确的是(

A



A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势(最小的是碱金属)

B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
反常现象

C.在所有元素中,氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体的元素:He

D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K<Na<Mg

课堂练习

2.在下面的电子结构中,第一电离能最小的 原子可能是 ( C ) A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6

课堂练习

3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的 能量(KJ· -1): mol
失去第一个电子 失去第二个电子 失去第三个电子 锂 519 7296 11799

因为首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失 离能较小,以后再失去电子都是能级较低的电子,所 去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第 需要的能量多;同时失去电子后,阳离子所带的正电 一个电子所需的能量。 荷对电子的引力更强,从而电离能越来越大。

(三)电负性 (阅读课本P18)
1、基本概念 化学键:元素相互化合,相邻的原子之间产生 的强烈的化学作用力,叫做化学键。 键合电子:原子中用于形成化学键的电子称为 键合电子。 电负性:用来描述不同元素的原子对键合电 子的吸引力的大小电负性越大,对 键合电子的吸引力越大。(电负性 是相对值,没单位)

?为了比较元素的 原子吸引电子能力 的大小,美国化学 家鲍林于1932年首 先提出了用电负性 来衡量元素在化合 物中吸引电子的能 力。经计算确定氟 的电负性为4.0, 锂的为1.0,并以 此为标准确定其它 与元素的电负性。

鲍林L.Pauling 鲍林研究电负性的手搞 1901-1994

电负性的规律 ?同一周期,主族元素的电负性从左到 右逐渐增大,表明其吸电子的能力逐 渐增强(非金属性,氧化性增强)。 ?同一主族,元素的电负性从上到下呈 现减小的趋势,表明其吸引电子的能 力逐渐减弱(金属性、还原性增强)。

电负性大小与金属、非金属的关系 电负性<1.8 为金属 电负性≈1.8为“类金属” 电负性>1.8 为非金属
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0 作为相对标准,得出了各元素的电负性。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金 属性强弱的尺度。

电负性的应用
1.判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在1.8以下,非 金属性性元素一般在1.8以上。电负性最 大的元素是位于右上方的F,电负性最小 的元素是位于左下方的Fr(Fr是放射性 元素).

电负性的应用
2.估计化学键的类型 在化合物中,可以根据电负性的差值 大小,估计化学键的类型。 电负性差越大,离子性越强,一般说 来,电负性差大于1.7时,可以形成离子 键,小于1.7时形成共价键。

课堂练习:

一般认为:如果两个成键元素的电负性相差大于 1.7,它们通常形成离子键;如果两个成键元素的 电负性相差小于1.7,它们通常形成共价键。查阅 下列元素的电负性数值,判断:①NaF②AlCl3③NO ④MgO⑤BeCl2⑥CO2 ②③⑤⑥ 共价化合物( ) ①④ 离子化合物( )
元素 Al

B

Be C

CI F

Li

Mg N

Na O

P

S

Si

电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 性

3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8

1.下列左图是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。

2.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,铍和铝的氢氧

化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱,说明
对角线规则,并用这些元素的电负性解释对角线规则。

解答:Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO,
Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物,H3BO3、H2SiO3 都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。

小 结 元素周期律的内容包括:

原子半径 、元素的金属性和非 金属性、元素化合价、电离能和电

负性等的周期性的变化。
元素周期律的实质:
元素性质变化的周期性取决于元素原 子核外电子排布的周期性变化。

根据周期律对角线规则,金属铍与铝单质及其化

合物的性质相似,又知AlCl3熔沸点较低,易升华,
试回答下列问题: (1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式: Be+2OH-=BeO22-+H2↑ (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 NaOH溶液鉴别,其

离子方程式为:Be(OH)2+2OH-=BeO22-+2H2O
(3)BeCl2是 共价 化合物(填“离子”或“共价”), · · · · ∶Cl ∶ Be ∶ Cl∶ 其电子式为 ,BeCl2水溶液 · · · · 显酸性,原因是(用离子方程式表示): Be2++2H2O Be(OH)2+2H+

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、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能 量,则其第一电离能为650KJ/mol。 4、Ge的电负性为1.8,则其是典型的非金属 5、气态O原子的电子排布为: 6、 半径:K+>Cl7、酸性 HClO4>H2SO4 ,碱性:NaOH > Mg(OH)2 8、第一周期有2×12=2,第二周期有2×22=8,则第五 周期有2×52=50种元素。



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