1.2 原子结构与元素的性质 课件（72张ppt）2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2
文档属性
| 名称 | 1.2 原子结构与元素的性质 课件（72张ppt）2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 8.3MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-02-09 08:59:32 | ||
图片预览
文档简介
(共72张PPT)
组织建设
第二节 原子结构与元素性质
（第1课时 原子结构与元素周期表）
第一章 原子结构与性质
一、元素周期律、元素周期系和元素周期表
1.元素周期律
2.元素周期系
元素的性质随着元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。
元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
3.元素周期表
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。
门捷列夫与第一张元素周期表
纽兰兹在门捷列夫之前发现了元素性质的周期性。1865年他把当时已知元素按原子量的递增顺序排列,发现每隔7种元素便出现性质相似元素,如同音乐中的音阶一样,因此称为元素八音律。
有重要历史意义的周期表
… … …
H … He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo … Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Nd Pr … … Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb … … Ta W … Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi … … …
… Ra Laα Th … … … … … U … … … … Ac … … … … … … … … … … … … Pbα Biα Teα … …
1905年，配位化学鼻祖维尔纳制做了一张周期表称为特长式周期表
波尔元素周期表
1．元素周期表共有几个周期、几个主族、几个副族？
2．Ⅷ族在元素周期表中占几列？
回忆思考
7个周期
7个主族
7个副族
Ⅷ族
占三列
元素位置 原子结构或原子序数
周期：7个
短周期：3个（第1、2、3周期）
长周期：4个（第4、5、6、7周期）
族：16个
主族：7个
副族：7个
VIII （3列）
零族：1个
周期表
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数
（7个横行）
（18个纵行）
3短4长
7主7副1VIII 1零
1.周期元素种类的确定
周期 对应能级组 元素种类 起止元素的原子序数及电子排布式
一 1s 2 1→2 1s1→1s2
二 2s、2p 8 3→10 2s1→2s22p6
三 3s、3p 8
四 4s、3d、4p 18
五 5s、4d、5p 18
六 6s、4f、5d、6p 32
七 7s、5f、6d、7p 32
二、构造原理与元素周期表
小结：
①第一周期从H开始，以He结束，只有两种元素
②其余周期总是从ns能级开始，以np能级结束
③从开始能级到结束能级递增的核电荷数(或电子数)等于该周期的元素数目
图1-17 左侧对齐的周期表（一周期一行）
2.元素周期表的形成 P20
对应能级电子 s p d f
列数 2 6 10 14
三、元素周期表的分区
1.按核外电子排布分区
①分区依据：按构造原理最后填入电子的能级符号不同，共分5个区
②各区名称：ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了(n－1)d 能级而后再填充ns能级而得名ds去元素，此外还有s、p、d、f 4个区
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
注意：
①He(1s2 p区)
②除H外，都是金属元素
③价电子数=主族序数=最外层电子数
s区：包括ⅠA 、 ⅡA
价电子层：ns1～2 (n≥1)
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
注意：
①He在p区，但它无p电子
②大部分为非金属元素
③ 电子总数=主族序数（零族除外）
p区：ⅢA～ⅦA、零族
价电子层:ns2 np1-6(n≥2)
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
①均为金属元素，d轨道全充满
②价电子总数=副族序数;
若总数为8、9、10，则为Ⅷ族。
ds区:ⅠB、ⅡB
价电子层： (n-1)d10ns1或2
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
①特例 ：46Pd 4d10(不合规则)
②均为金属元素
d区：ⅢB～ⅦB、Ⅷ族
价电子层: (n-1)d1-9ns1-2
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
f 区：镧系与锕系
价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
小结：各区元素的价电子排布特点
分区 包含的族 外围电子排布式
s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6（除He外）
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2（Pd除外）
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2
f 区 镧系和锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
元素分区判断方法
1.根据位置判断
最左 区，最右 区，中靠左 区，中靠右 区
2.根据外围电子排布判断
只出现s轨道： 区
出现p轨道： 区
出现f轨道： 区
出现d轨道且未填满： 区
出现d轨道且填满： 区
2.按金属元素与非金属元素分区
在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素（如硼、硅、锗、砷、锑等）常被称为半金属或类金属（一般可用作半导体材料）。
【讨论】（1）为什么副族元素又称为过渡元素？过渡元素价层电子数跟它们的族序数有什么关系？写出它们的价层电子排布通式。
副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和p区元素（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此副族元素又称为过渡元素。
过渡元素价层电子数跟它们的族序数的关系是：第IIIB族到第VIIB族元素的价层电子数等于它们的族序数；第VIII族有3列元素，其族序数等于该族的第1列元素的价层电子数；第IB族、第IIB族的族序数等于它们的最外层电子数。过渡元素的价层电子排布通式为(n－1)d1～10ns1～2（除镧系和锕系）。
【讨论】（2）处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，为什么？
处于非金属与金属分界线上的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此这些元素常被称为半金属或类金属（一般可用作半导体材料），但不能叫两性非金属。
3.对角线规则：元素周期表中的某些主族元素其某些性质与右下方元素相似
与酸反应 与碱反应
单质
氧化物
氢氧化物
如铍、铝两元素的性质相似性
1.已知某元素的价电子层结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
第四周期ⅦB族。
课堂练习
2.试确定32号元素在周期表中的位置。
第四周期ⅣA族
构
性
位
周期
族
分区
电子层数
最外层电子数(主族)
电子填入的最后能级
元素周期律
元素的性质随元素原子的核电荷数
递增发生周期性递变
原子序数＝质子数＝核外电子数
元素周期律
原子半径
电离能
元素周期律
原子半径
电负性
原子半径的递变规律
影响原子半径的因素
电离能
原子半径减小
原子
半径
增大
原子半径的递变规律
电子的能层数
核电荷数
原子半径的周期性的递变
影响
问题 如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？
影响原子半径的因素
原子半径减小
原子半径增大
能层占主导
核电荷数占主导
4Li + O2 2Li2O
4Na + O2 2Na2O
2Na + 2H2O 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O 2KOH + H2↑
碱金属元素的化学性质的相似性
碱金属元素的化学性质
K与水反应
Na与水反应
（递变性、相似性）
元素的性质
（宏观）
原子结构
（微观）
反映
决定
金属性
核外电子排布
从原子的核外电子排布解释碱金属元素的
化学性质的相似性与递变性。
ns1
原子半径↑
电离能
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最低能量叫做第一电离能。
M(g) M+(g) + e-
M+(g) M2+(g) + e-
第一电离能
第二电离能
……
……
电离能越小
电离能越大
气态原子（离子）越易失电子
气态原子（离子）越难失电子
碱金属元素的化学性质与电离能
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
活动1 随原子序数递增，同周期或者同族
元素的第一电离能有什么规律？
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
2s22p1
3s23p1
2s22p4
3s23p4
2s22p3
3s23p3
活动3 考察逐级电离能和元素常见化合价的关系
电离能与化合价的联系
4 066
Na(g) Na+(g) + e-
Na+(g) Na2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
1s22s22p6
1s22s22p5
Ne的核外电子排布是1s22s22p6，与Na+一样
元素的性质（宏观）
原子结构（微观）
反映
决定
化合价
核外电子排布
逐级电离能的差值
实验数据
电离能与化合价的联系
713
6 282
Mg(g) Mg+(g) + e-
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Mg+(g) Mg2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
Mg2+(g) Mg3+(g) + e-
1s22s22p6
1s22s22p5
难
电离能与化合价的联系
1 239
928
8 830
Al(g) Al+(g) + e-
1s22s22p63s23p1
1s22s22p63s2
Al+(g) Al2+(g) + e-
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Al2+(g) Al3+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
难
1s22s22p6
1s22s22p5
Al3+(g) Al4+(g) + e-
电离能与化合价的联系
元素周期律
原子半径
电负性
电离能
卤素的化学性质与电负性的提出
电负性的递变规律
电负性的应用
元素周期律
原子半径
电负性
电离能
KBr溶液+氯水
（加入CCl4）
Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2
KI溶液+氯水
（加入CCl4）
Cl2 + 2I- 2Cl- + I2
KI溶液+溴水
（加入CCl4）
Br2 + 2I- 2Br- + I2
卤素的活泼性的顺序
卤素的化学性质
卤素单质的氧化性的顺序：
F2 > Cl2 > Br2 > I2
原子半径增大 非金属性逐渐减弱
卤素的活泼性的顺序
F ＞ Cl ＞ Br ＞ I
卤素的化学性质
鲍林
电负性
原子在分子中吸引键合电子能力的标度
H
F
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子
电负性
电负性越大的原子，对键合电子的
吸引力越大
鲍林
H
F
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子
电负性
电负性的计算标准
F：4.0 Li：1.0
活动1 元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？
电负性的递变规律
第二周期
第三周期
第四周期
电负性
电负性的递变规律
电负性
第IA族
第VIA族
第VIIA族
电负性的递变规律
电负性
4.0
3.0
2.8
2.5
活泼性减弱
电负性的递变规律
电负性
电负性呈现周期性递变
H
F
键合电子
小结
电负性
不同元素的原子对吸引键合电子能力的大小
电负性变大
电负性变大
非金属性增强
金属性减弱
非金属性增强，金属性减弱
应用1：金属性与非金属性
电负性 ＞ 1.8 非金属元素
电负性 ＜ 1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
应用1：金属性与非金属性
电负性的大小可作元素的金属性与非金属性强弱的判断依据
应用1：金属性与非金属性
电负性的差值较大 离子键
Na
.
.
.
.
.
.
Cl
.
+
.
.
.
.
.
Cl
.
.
Na+
-
电负性差 2.1
电负性 0.9
3.0
成键原子之间的电负性差值可作化学键类型的判断依据
应用2：判断化学键的类型
成键原子之间的电负性差值可作化学键类型的判断依据
应用2：判断化学键的类型
电负性的差值较小 共价键
H
.
.
.
.
.
.
O
+
.
.
.
.
.
O
.
H
电负性差 0.4
电负性 2.1
2.5
+
H
H
应用2：判断化学键的类型
H
+
H
H
H
.
.
电负性差 0
H
H
非极性共价键
应用2：判断化学键的类型
H
Cl
-1
+1
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
显负价
显正价
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
活动3 判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
甲硅烷
甲烷
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
作品
H
C
H
H
H
甲烷
CH4
-4
+1
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
显负价
显正价
作品
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
-1
显正价
显负价
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
甲硅烷
甲烷
SiH4
+4
-1
CH4
-4
+1
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O
甲硅烷是一种较强还原剂
+4
-1
+1
+4
-2
-2
0
氧化产物
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O
甲硅烷是一种较强还原剂
+4
-1
+1
+4
-2
-2
0
氧化产物
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O
甲硅烷是一种较强还原剂
+4
-1
+1
+4
-2
-2
0
氧化产物
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
点燃
氧化产物
-4
+1
+1
+4
-2
-2
0
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
总结
电负性
电离能
金属性
原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变
非金属性
原子半径
大
大
大
大
强
强
小
小
小
小
第一章
原子结构与性质
第一节
原子结构
一、能层与能级
二、基态与激发态 原子光谱
三、构造原理与电子排布
四、电子云与原子轨道
五、泡利原理、洪特规则、能量最低
原理
第二节
原子结构与元素性质
一、原子结构与
元素周期表
二、元素周期律
1.原子半径
2.电离能
3.电负性
组织建设
第二节 原子结构与元素性质
（第1课时 原子结构与元素周期表）
第一章 原子结构与性质
一、元素周期律、元素周期系和元素周期表
1.元素周期律
2.元素周期系
元素的性质随着元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。
元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
3.元素周期表
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。
门捷列夫与第一张元素周期表
纽兰兹在门捷列夫之前发现了元素性质的周期性。1865年他把当时已知元素按原子量的递增顺序排列,发现每隔7种元素便出现性质相似元素,如同音乐中的音阶一样,因此称为元素八音律。
有重要历史意义的周期表
… … …
H … He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo … Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Nd Pr … … Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb … … Ta W … Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi … … …
… Ra Laα Th … … … … … U … … … … Ac … … … … … … … … … … … … Pbα Biα Teα … …
1905年，配位化学鼻祖维尔纳制做了一张周期表称为特长式周期表
波尔元素周期表
1．元素周期表共有几个周期、几个主族、几个副族？
2．Ⅷ族在元素周期表中占几列？
回忆思考
7个周期
7个主族
7个副族
Ⅷ族
占三列
元素位置 原子结构或原子序数
周期：7个
短周期：3个（第1、2、3周期）
长周期：4个（第4、5、6、7周期）
族：16个
主族：7个
副族：7个
VIII （3列）
零族：1个
周期表
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数
（7个横行）
（18个纵行）
3短4长
7主7副1VIII 1零
1.周期元素种类的确定
周期 对应能级组 元素种类 起止元素的原子序数及电子排布式
一 1s 2 1→2 1s1→1s2
二 2s、2p 8 3→10 2s1→2s22p6
三 3s、3p 8
四 4s、3d、4p 18
五 5s、4d、5p 18
六 6s、4f、5d、6p 32
七 7s、5f、6d、7p 32
二、构造原理与元素周期表
小结：
①第一周期从H开始，以He结束，只有两种元素
②其余周期总是从ns能级开始，以np能级结束
③从开始能级到结束能级递增的核电荷数(或电子数)等于该周期的元素数目
图1-17 左侧对齐的周期表（一周期一行）
2.元素周期表的形成 P20
对应能级电子 s p d f
列数 2 6 10 14
三、元素周期表的分区
1.按核外电子排布分区
①分区依据：按构造原理最后填入电子的能级符号不同，共分5个区
②各区名称：ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了(n－1)d 能级而后再填充ns能级而得名ds去元素，此外还有s、p、d、f 4个区
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
注意：
①He(1s2 p区)
②除H外，都是金属元素
③价电子数=主族序数=最外层电子数
s区：包括ⅠA 、 ⅡA
价电子层：ns1～2 (n≥1)
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
注意：
①He在p区，但它无p电子
②大部分为非金属元素
③ 电子总数=主族序数（零族除外）
p区：ⅢA～ⅦA、零族
价电子层:ns2 np1-6(n≥2)
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
①均为金属元素，d轨道全充满
②价电子总数=副族序数;
若总数为8、9、10，则为Ⅷ族。
ds区:ⅠB、ⅡB
价电子层： (n-1)d10ns1或2
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
①特例 ：46Pd 4d10(不合规则)
②均为金属元素
d区：ⅢB～ⅦB、Ⅷ族
价电子层: (n-1)d1-9ns1-2
ⅠA 0
1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7
镧系 f区
锕系
f 区：镧系与锕系
价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
小结：各区元素的价电子排布特点
分区 包含的族 外围电子排布式
s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6（除He外）
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2（Pd除外）
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2
f 区 镧系和锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
元素分区判断方法
1.根据位置判断
最左 区，最右 区，中靠左 区，中靠右 区
2.根据外围电子排布判断
只出现s轨道： 区
出现p轨道： 区
出现f轨道： 区
出现d轨道且未填满： 区
出现d轨道且填满： 区
2.按金属元素与非金属元素分区
在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素（如硼、硅、锗、砷、锑等）常被称为半金属或类金属（一般可用作半导体材料）。
【讨论】（1）为什么副族元素又称为过渡元素？过渡元素价层电子数跟它们的族序数有什么关系？写出它们的价层电子排布通式。
副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和p区元素（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此副族元素又称为过渡元素。
过渡元素价层电子数跟它们的族序数的关系是：第IIIB族到第VIIB族元素的价层电子数等于它们的族序数；第VIII族有3列元素，其族序数等于该族的第1列元素的价层电子数；第IB族、第IIB族的族序数等于它们的最外层电子数。过渡元素的价层电子排布通式为(n－1)d1～10ns1～2（除镧系和锕系）。
【讨论】（2）处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，为什么？
处于非金属与金属分界线上的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此这些元素常被称为半金属或类金属（一般可用作半导体材料），但不能叫两性非金属。
3.对角线规则：元素周期表中的某些主族元素其某些性质与右下方元素相似
与酸反应 与碱反应
单质
氧化物
氢氧化物
如铍、铝两元素的性质相似性
1.已知某元素的价电子层结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
第四周期ⅦB族。
课堂练习
2.试确定32号元素在周期表中的位置。
第四周期ⅣA族
构
性
位
周期
族
分区
电子层数
最外层电子数(主族)
电子填入的最后能级
元素周期律
元素的性质随元素原子的核电荷数
递增发生周期性递变
原子序数＝质子数＝核外电子数
元素周期律
原子半径
电离能
元素周期律
原子半径
电负性
原子半径的递变规律
影响原子半径的因素
电离能
原子半径减小
原子
半径
增大
原子半径的递变规律
电子的能层数
核电荷数
原子半径的周期性的递变
影响
问题 如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？
影响原子半径的因素
原子半径减小
原子半径增大
能层占主导
核电荷数占主导
4Li + O2 2Li2O
4Na + O2 2Na2O
2Na + 2H2O 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O 2KOH + H2↑
碱金属元素的化学性质的相似性
碱金属元素的化学性质
K与水反应
Na与水反应
（递变性、相似性）
元素的性质
（宏观）
原子结构
（微观）
反映
决定
金属性
核外电子排布
从原子的核外电子排布解释碱金属元素的
化学性质的相似性与递变性。
ns1
原子半径↑
电离能
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最低能量叫做第一电离能。
M(g) M+(g) + e-
M+(g) M2+(g) + e-
第一电离能
第二电离能
……
……
电离能越小
电离能越大
气态原子（离子）越易失电子
气态原子（离子）越难失电子
碱金属元素的化学性质与电离能
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
活动1 随原子序数递增，同周期或者同族
元素的第一电离能有什么规律？
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
2s22p1
3s23p1
2s22p4
3s23p4
2s22p3
3s23p3
活动3 考察逐级电离能和元素常见化合价的关系
电离能与化合价的联系
4 066
Na(g) Na+(g) + e-
Na+(g) Na2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
1s22s22p6
1s22s22p5
Ne的核外电子排布是1s22s22p6，与Na+一样
元素的性质（宏观）
原子结构（微观）
反映
决定
化合价
核外电子排布
逐级电离能的差值
实验数据
电离能与化合价的联系
713
6 282
Mg(g) Mg+(g) + e-
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Mg+(g) Mg2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
Mg2+(g) Mg3+(g) + e-
1s22s22p6
1s22s22p5
难
电离能与化合价的联系
1 239
928
8 830
Al(g) Al+(g) + e-
1s22s22p63s23p1
1s22s22p63s2
Al+(g) Al2+(g) + e-
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Al2+(g) Al3+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
难
1s22s22p6
1s22s22p5
Al3+(g) Al4+(g) + e-
电离能与化合价的联系
元素周期律
原子半径
电负性
电离能
卤素的化学性质与电负性的提出
电负性的递变规律
电负性的应用
元素周期律
原子半径
电负性
电离能
KBr溶液+氯水
（加入CCl4）
Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2
KI溶液+氯水
（加入CCl4）
Cl2 + 2I- 2Cl- + I2
KI溶液+溴水
（加入CCl4）
Br2 + 2I- 2Br- + I2
卤素的活泼性的顺序
卤素的化学性质
卤素单质的氧化性的顺序：
F2 > Cl2 > Br2 > I2
原子半径增大 非金属性逐渐减弱
卤素的活泼性的顺序
F ＞ Cl ＞ Br ＞ I
卤素的化学性质
鲍林
电负性
原子在分子中吸引键合电子能力的标度
H
F
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子
电负性
电负性越大的原子，对键合电子的
吸引力越大
鲍林
H
F
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子
电负性
电负性的计算标准
F：4.0 Li：1.0
活动1 元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？
电负性的递变规律
第二周期
第三周期
第四周期
电负性
电负性的递变规律
电负性
第IA族
第VIA族
第VIIA族
电负性的递变规律
电负性
4.0
3.0
2.8
2.5
活泼性减弱
电负性的递变规律
电负性
电负性呈现周期性递变
H
F
键合电子
小结
电负性
不同元素的原子对吸引键合电子能力的大小
电负性变大
电负性变大
非金属性增强
金属性减弱
非金属性增强，金属性减弱
应用1：金属性与非金属性
电负性 ＞ 1.8 非金属元素
电负性 ＜ 1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
应用1：金属性与非金属性
电负性的大小可作元素的金属性与非金属性强弱的判断依据
应用1：金属性与非金属性
电负性的差值较大 离子键
Na
.
.
.
.
.
.
Cl
.
+
.
.
.
.
.
Cl
.
.
Na+
-
电负性差 2.1
电负性 0.9
3.0
成键原子之间的电负性差值可作化学键类型的判断依据
应用2：判断化学键的类型
成键原子之间的电负性差值可作化学键类型的判断依据
应用2：判断化学键的类型
电负性的差值较小 共价键
H
.
.
.
.
.
.
O
+
.
.
.
.
.
O
.
H
电负性差 0.4
电负性 2.1
2.5
+
H
H
应用2：判断化学键的类型
H
+
H
H
H
.
.
电负性差 0
H
H
非极性共价键
应用2：判断化学键的类型
H
Cl
-1
+1
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
显负价
显正价
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
活动3 判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
甲硅烷
甲烷
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
作品
H
C
H
H
H
甲烷
CH4
-4
+1
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
显负价
显正价
作品
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
-1
显正价
显负价
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
甲硅烷
甲烷
SiH4
+4
-1
CH4
-4
+1
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O
甲硅烷是一种较强还原剂
+4
-1
+1
+4
-2
-2
0
氧化产物
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O
甲硅烷是一种较强还原剂
+4
-1
+1
+4
-2
-2
0
氧化产物
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O
甲硅烷是一种较强还原剂
+4
-1
+1
+4
-2
-2
0
氧化产物
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
点燃
氧化产物
-4
+1
+1
+4
-2
-2
0
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
总结
电负性
电离能
金属性
原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变
非金属性
原子半径
大
大
大
大
强
强
小
小
小
小
第一章
原子结构与性质
第一节
原子结构
一、能层与能级
二、基态与激发态 原子光谱
三、构造原理与电子排布
四、电子云与原子轨道
五、泡利原理、洪特规则、能量最低
原理
第二节
原子结构与元素性质
一、原子结构与
元素周期表
二、元素周期律
1.原子半径
2.电离能
3.电负性