1.2.2 原子结构与元素的性质 课件 2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2（27张ppt）
文档属性
| 名称 | 1.2.2 原子结构与元素的性质 课件 2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2（27张ppt） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 1.4MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-12-22 17:03:59 | ||
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文档简介
(共27张PPT)
第二节 原子结构与元素的性质
教学目标
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说
明元素的某些性质，能认识主族元素电离能的变化与核
外电子排布的关系
3、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
4、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
温故知新——元素周期律
回忆：什么叫元素周期律？元素周期律的内容？元素周期律的本质
元素周期律：指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律
元素的性质
原子半径
元素主要化合价
元素的金属性与非金属性
本质：元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果
温故知新——元素周期律
金属性强弱的比较：
(1)与酸或与水反应的剧烈程度
(2)最高价氧化物的水化物的碱性
(3)简单阳离子的氧化性
(4)相互间的置换反应
(5)利用原电池的正负极
反应越剧烈，金属性越强
碱性越强，金属性越强
阳离子氧化性越强，金属性越弱
一般活泼金属能够置换出不活泼金属
一般做负极的金属较正极的金属活泼
温故知新——元素周期律
非金属性强弱的比较：
(1)与氢气的化合的难易程度
(2)气态氢化物的稳定性
(3)简单阴离子的还原性
(4)最高价氧化物的水化物的酸性
(5)相互间的置换反应
越易化合，非金属性越强
越稳定，非金属性越强
阴离子的还原性越强，非金属性越弱
酸性越强，非金属性越强
一般活泼非金属可以置换出不活泼非金属
二、元素周期律——原子半径
1、原子半径
(1)原子半径的变化规律(周期性变化)
同周期：
同主族：
从左→右，原子半径逐渐减小
从上→下，原子半径逐渐增大
(2)影响原子半径的因素
原子半径的大小
取决于
电子的能层数
核电荷数
当堂检测
练1：
(1)Na_____Mg_____Al； Li_____K_____Cs
(2)Na＋、O2－、Mg2＋、F－：_____________________
(3)Fe2＋_____Fe3＋； S_____S2－
规律：
> >
< <
①同周期原子:原子序数越大，半径越小
同主族原子:原子序数越大，半径越大
O2－ > F－ > Na＋ > Mg2＋
②核外电子排布相同的离子:原子序数越大，半径越小
>
<
③同一元素的不同微粒:核外电子数越多，微粒半径越大
二、元素周期律——电离能
2、电离能
(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
即：M(g)=M＋(g)+e－
第一电离能用符号I1表示，单位：kJ/mol
以此类推，还有第三、第四电离能等
第二电离能(I2)：从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量
对同一原子： I1 ＜I2 ＜I3 ＜I4 ＜……
二、元素周期律——电离能
2、电离能
(2)元素第一电离能的意义
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子;
第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子
衡量元素原子失去一个电子的难易程度
二、元素周期律——电离能
总结I1的变化规律：同周期、同主族
二、元素周期律——电离能
同周期(I1)：
①从左到右呈递增趋势(最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素)
二、元素周期律——电离能
同周期(I1)：
①从左到右呈递增趋势(最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素)
②第ⅡA元素>ⅢA的元素；
第ⅤA元素>ⅥA元素
二、元素周期律——电离能
思考：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？
ⅡA
ⅢA
ⅤA
ⅥA
分析：
ns
ns np
ns np
ns np
ⅡA全充满
ⅤA半充满
二、元素周期律——电离能
同主族(I1)：
自上而下第一电离能逐渐减小
二、元素周期律——电离能
元素 电离能 Na Mg Al
I1 496 738 577
I2 4562 1451 1817
I3 6912 7733 2745
I4 9540 10540 11578
观察分析下表电离能数据回答：为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子，铝易失去三个电子
逐级电离能：
同一原子的逐级 I 越来越大;
突跃跃层：
同一原子 I 突变则能层变化
应用：根据电离能数据确定元素在化合物中的化合价
二、元素周期律——电离能
金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不一致
金属活动性顺序: 在水溶液中金属原子失去电子的能力
电离能: 金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力(是原子气态时活泼性的量度)
因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致
温馨提示：
应用：判断元素的金属性、非金属性强弱
一般情况下I1越大，元素的非金属性性越强；I1越小，元素的金属性性越强
二、元素周期律——电离能
2、电离能
(3)电离能的变化规律
①电离能数值的大小主要取决于原子的 、
及原子的
核电荷数
原子半径
电子构型
②第一电离能的变化规律
第一电离能的递变规律
一般规律
特列
同周期:随原子序数的递增而增大
同主族:随原子序数的递增而增大
ⅡA ＞ ⅢA; ⅤA ＞ ⅥA
当堂检测
练3. 在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是( )
A. ns2np3 B. ns2np5 C. ns2np4 D. ns2np6
C
练2. 判断下列元素间的第一电离能的大小
(1) Na _____ K、N _____ P
(2)F _____ Ne、Cl _____ S
(3)Mg _____ Al、O _____ N
＞
＜
＞
＞
＞
＜
练4. 已知某元素的部分电离能(单位: kJ/mol)如下：
I1=577、I2=1820、I3=2740、I4=11600、I5=14800，
该元素原子最外层有___个电子
3
二、元素周期律——电负性
2、电负性
(1)基本概念
化学键：
键合电子：
电负性：
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的相互作用力，形象地称为化学键
原子中用于形成化学键的电子
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小
注意：电负性是相对值，没单位
H Cl
:
:
: :
:
二、元素周期律——电负性
2、电负性
鲍林L.Pauling
1901-1994
鲍林研究电负性的手搞
Pauling提出：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。
二、元素周期律——电负性
(2)变化规律：
电负性增大
电
负
性
减
小
随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
二、元素周期律——电负性
(2)变化规律：
①同周期，自左到右，元素的电负性逐渐______，元素的非金属性逐渐______、金属性逐渐______。
②同主族，自上到下，元素的电负性逐渐______，元素的金属性逐渐______、非金属性逐渐______。
减小
增强
减弱
增大
增强
减弱
2、电负性
二、元素周期律——电负性
(3)电负性的应用：
2、电负性
金属的电负性一般_____1.8，非金属的电负性一般_____1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在_______，它们既有金属性，又有非金属性。
金属元素的电负性______，金属元素越活泼；
非金属元素的电负性______，非金属元素越活泼
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
小于
大于
1.8左右
越小
越大
二、元素周期律——电负性
(3)电负性的应用：
②判断元素的化合价
在化合物中电负性数值小的元素吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；反之则为负价
③判断化学键的类型
若两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键；若差值大于1.7则通常形成离子键
注意：电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大
AlCl3
1.5 30
小结：元素周期律
电负性、电离能与金属性和非金属性的关系
注：①稀有气体为同周期中电离能最大
②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA
科学探究
“对角线规则”
二、元素周期律——对角线规则
Li Be B
Mg Al Si
“对角线规则”：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
如：
H3BO3、H2SiO3都是弱酸;
Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物;
Li、Mg在空气中燃烧产物为Li2O、MgO
Li 1.0 Mg 1.2
Be 1.5 Al 1.5
B 2.0 Si 1.8
第二节 原子结构与元素的性质
教学目标
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说
明元素的某些性质，能认识主族元素电离能的变化与核
外电子排布的关系
3、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
4、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
温故知新——元素周期律
回忆：什么叫元素周期律？元素周期律的内容？元素周期律的本质
元素周期律：指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律
元素的性质
原子半径
元素主要化合价
元素的金属性与非金属性
本质：元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果
温故知新——元素周期律
金属性强弱的比较：
(1)与酸或与水反应的剧烈程度
(2)最高价氧化物的水化物的碱性
(3)简单阳离子的氧化性
(4)相互间的置换反应
(5)利用原电池的正负极
反应越剧烈，金属性越强
碱性越强，金属性越强
阳离子氧化性越强，金属性越弱
一般活泼金属能够置换出不活泼金属
一般做负极的金属较正极的金属活泼
温故知新——元素周期律
非金属性强弱的比较：
(1)与氢气的化合的难易程度
(2)气态氢化物的稳定性
(3)简单阴离子的还原性
(4)最高价氧化物的水化物的酸性
(5)相互间的置换反应
越易化合，非金属性越强
越稳定，非金属性越强
阴离子的还原性越强，非金属性越弱
酸性越强，非金属性越强
一般活泼非金属可以置换出不活泼非金属
二、元素周期律——原子半径
1、原子半径
(1)原子半径的变化规律(周期性变化)
同周期：
同主族：
从左→右，原子半径逐渐减小
从上→下，原子半径逐渐增大
(2)影响原子半径的因素
原子半径的大小
取决于
电子的能层数
核电荷数
当堂检测
练1：
(1)Na_____Mg_____Al； Li_____K_____Cs
(2)Na＋、O2－、Mg2＋、F－：_____________________
(3)Fe2＋_____Fe3＋； S_____S2－
规律：
> >
< <
①同周期原子:原子序数越大，半径越小
同主族原子:原子序数越大，半径越大
O2－ > F－ > Na＋ > Mg2＋
②核外电子排布相同的离子:原子序数越大，半径越小
>
<
③同一元素的不同微粒:核外电子数越多，微粒半径越大
二、元素周期律——电离能
2、电离能
(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
即：M(g)=M＋(g)+e－
第一电离能用符号I1表示，单位：kJ/mol
以此类推，还有第三、第四电离能等
第二电离能(I2)：从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量
对同一原子： I1 ＜I2 ＜I3 ＜I4 ＜……
二、元素周期律——电离能
2、电离能
(2)元素第一电离能的意义
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子;
第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子
衡量元素原子失去一个电子的难易程度
二、元素周期律——电离能
总结I1的变化规律：同周期、同主族
二、元素周期律——电离能
同周期(I1)：
①从左到右呈递增趋势(最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素)
二、元素周期律——电离能
同周期(I1)：
①从左到右呈递增趋势(最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素)
②第ⅡA元素>ⅢA的元素；
第ⅤA元素>ⅥA元素
二、元素周期律——电离能
思考：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？
ⅡA
ⅢA
ⅤA
ⅥA
分析：
ns
ns np
ns np
ns np
ⅡA全充满
ⅤA半充满
二、元素周期律——电离能
同主族(I1)：
自上而下第一电离能逐渐减小
二、元素周期律——电离能
元素 电离能 Na Mg Al
I1 496 738 577
I2 4562 1451 1817
I3 6912 7733 2745
I4 9540 10540 11578
观察分析下表电离能数据回答：为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子，铝易失去三个电子
逐级电离能：
同一原子的逐级 I 越来越大;
突跃跃层：
同一原子 I 突变则能层变化
应用：根据电离能数据确定元素在化合物中的化合价
二、元素周期律——电离能
金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不一致
金属活动性顺序: 在水溶液中金属原子失去电子的能力
电离能: 金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力(是原子气态时活泼性的量度)
因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致
温馨提示：
应用：判断元素的金属性、非金属性强弱
一般情况下I1越大，元素的非金属性性越强；I1越小，元素的金属性性越强
二、元素周期律——电离能
2、电离能
(3)电离能的变化规律
①电离能数值的大小主要取决于原子的 、
及原子的
核电荷数
原子半径
电子构型
②第一电离能的变化规律
第一电离能的递变规律
一般规律
特列
同周期:随原子序数的递增而增大
同主族:随原子序数的递增而增大
ⅡA ＞ ⅢA; ⅤA ＞ ⅥA
当堂检测
练3. 在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是( )
A. ns2np3 B. ns2np5 C. ns2np4 D. ns2np6
C
练2. 判断下列元素间的第一电离能的大小
(1) Na _____ K、N _____ P
(2)F _____ Ne、Cl _____ S
(3)Mg _____ Al、O _____ N
＞
＜
＞
＞
＞
＜
练4. 已知某元素的部分电离能(单位: kJ/mol)如下：
I1=577、I2=1820、I3=2740、I4=11600、I5=14800，
该元素原子最外层有___个电子
3
二、元素周期律——电负性
2、电负性
(1)基本概念
化学键：
键合电子：
电负性：
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的相互作用力，形象地称为化学键
原子中用于形成化学键的电子
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小
注意：电负性是相对值，没单位
H Cl
:
:
: :
:
二、元素周期律——电负性
2、电负性
鲍林L.Pauling
1901-1994
鲍林研究电负性的手搞
Pauling提出：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。
二、元素周期律——电负性
(2)变化规律：
电负性增大
电
负
性
减
小
随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
二、元素周期律——电负性
(2)变化规律：
①同周期，自左到右，元素的电负性逐渐______，元素的非金属性逐渐______、金属性逐渐______。
②同主族，自上到下，元素的电负性逐渐______，元素的金属性逐渐______、非金属性逐渐______。
减小
增强
减弱
增大
增强
减弱
2、电负性
二、元素周期律——电负性
(3)电负性的应用：
2、电负性
金属的电负性一般_____1.8，非金属的电负性一般_____1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在_______，它们既有金属性，又有非金属性。
金属元素的电负性______，金属元素越活泼；
非金属元素的电负性______，非金属元素越活泼
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
小于
大于
1.8左右
越小
越大
二、元素周期律——电负性
(3)电负性的应用：
②判断元素的化合价
在化合物中电负性数值小的元素吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；反之则为负价
③判断化学键的类型
若两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键；若差值大于1.7则通常形成离子键
注意：电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大
AlCl3
1.5 30
小结：元素周期律
电负性、电离能与金属性和非金属性的关系
注：①稀有气体为同周期中电离能最大
②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA
科学探究
“对角线规则”
二、元素周期律——对角线规则
Li Be B
Mg Al Si
“对角线规则”：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
如：
H3BO3、H2SiO3都是弱酸;
Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物;
Li、Mg在空气中燃烧产物为Li2O、MgO
Li 1.0 Mg 1.2
Be 1.5 Al 1.5
B 2.0 Si 1.8