1.2.2原子结构与元素周期律 课件 （37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 | 1.2.2原子结构与元素周期律 课件 （37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 | 7.4MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-02-14 11:21:07 | ||
图片预览
文档简介
(共37张PPT)
第二课时 元素周期律
第二节 原子结构与元素性质
第一章 原子结构与性质
原子半径减小
原子半径增大
能层占主导
能层数相同时，核电荷数占主导
原子半径的递变规律
总结微粒半径大小规律
主族元素原子半
径的周期性变化
原子半径的递变规律
电子的能层数
原子半径越大
能层数越多
核电荷数
能层数相同
原子半径越大
核电荷数越小
①
②
比较微粒半径的一般思路
(1)“层多半径大”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
(2)“核大半径小”:若电子层数相同，核电荷数越大,微粒半径越小。
原子半径的递变规律
1.试比较下列粒子的半径：
1.r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+) 2.r(Li+) r(Na+) r(K+)
3.r(H-) r(Li+) r(Be2+) 4.r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+)
＞
＞
＜
＜
＞
＞
＞
＞
＞
练习
2.分析O2-、F —、Na+、Mg2+、Al3+在粒子结构上有什么相同之处？它们的半径在大小比较上有何规律？
O2- F-
Na+ Mg2+ Al3+
电子能层数相同的微粒，核电荷数越大，半径越小
原子半径的递变规律
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
加热Na
加热K
K与水反应
Na与水反应
碱金属元素的化学性质的递变性
（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。
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
原子半径/nm
能层增加
原子半径增大
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
价电子排布
ns1
强金属性
相似性
元素的性质
（宏观）
原子结构
（微观）
反映
决定
递变性
原子半径
元素原子得失电子的能力
强，有多强？从定性到定量分析。
阅读课本第22页内容，了解电离能的概念和含义，分析电离能描述的是元素的哪种性质？并分析第一电离能的数值和性质的关系？
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最低能量叫做第一电离能。
保证“能量最低”
元素的电离能及其变化规律
2.符号：I 单位：KJ/mol
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
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
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
同周期的第一电离能从左往右有减小的趋势。
同族元素从上到下第一电离能变小
同周期的第一电离能有些特例。
第一电离能
降低
半径增大
金属性增强
影响第一电离能的因素
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
4.在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？
原因是B失去的电子是2p电子，2p电子的轨道能比2s电子的轨道能高；同理，Al的第一电离能比Mg的第一电离能小；
为什么B的第一电离能反而比Be小？
电离能
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
4.在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？
O的第一电离能为什么反而比N的第一电离能小
原因是氧的第一电离能是失去已经成对的2p电子所需能量，成对电子的相互排斥的能量比核电荷增加吸引2p电子的能量还大，导致氧的第一电离能反比氮的第一电离能低；另外，氮的电子排布是半充满的，比较稳定。同理，硫的第一电离能反而小于磷的第一电离能。
电离能
活动 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
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
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kJ·mol Na Mg Al
第一电离能 496 738 578
第二电离能 4562 1451 1817
第三电离能 6912 7733 2745
第四电离能 9543 10540 11575
第五电离能 13353 13630 14830
第六电离能 16610 17995 18376
第七电离能 20114 21703 23293
元素的逐级电离能数据
解释：原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。
结论：同一能层的电子的电离能相差较小；
不同能层的电子电离能相差较大。
(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I1 I2 I3 I4 …
In/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 575 …
则该元素是_____(填写元素符号)。
Al
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第_____族。
ⅡA
分析下列图表，回答问题
电离能
电离能
电离能
原子半径
应用
化合价判断
核电荷数
能层数
电离能
……
原子半径/电离能呈现周期性的递变
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
总结
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，形象地叫做化学键。
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:
用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。
阅读总结归纳：
电负性
H
F
键合电子
鲍林L.Pauling
选定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
电负性是相对值，没单位。
标准：
电负性
电负性
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
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
电负性
应用2：判断化学键的类型
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
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
电负性
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
H
Cl
-1
+1
显负价
显正价
电负性
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
例1.判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
甲硅烷
甲烷
SiH4
+4
-1
CH4
-4
+1
电负性
电负性
金属性
应用
金属性/非金属性
元素类型
电负性
不同元素的原子对吸引键合电子能力的大小
电负性呈现周期性的递变
非金属性
化学键类型
化合价
H
F
键合电子
小结
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。
电负性
小结
体现对角线规则的相关元素
利用电负性解释元素的“对角线”规则
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;
Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;
B、Si的电负性分别为2.0、1.8。
它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
1．实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
元素周期律的实质
2．具体表现
(2)主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中价电子的多少。
同周期、同主族元素的结构与性质递变规律
同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
最外层电子数 从1递增到7(第一周期除外) 相同
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价 最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外) 最高正价＝族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外)
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
气态氢化物 的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
第一电离能 总体呈增大趋势 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
①稀有气体电离能同周期中最大。②第一电离能:ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。③比较电负性,不考虑稀有气体元素。
畅谈本节课收获：
1.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题:
(1)基态G原子的电子排布式是 ,M在元素周期表中的位置是 。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为 。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
挑战自我
第二课时 元素周期律
第二节 原子结构与元素性质
第一章 原子结构与性质
原子半径减小
原子半径增大
能层占主导
能层数相同时，核电荷数占主导
原子半径的递变规律
总结微粒半径大小规律
主族元素原子半
径的周期性变化
原子半径的递变规律
电子的能层数
原子半径越大
能层数越多
核电荷数
能层数相同
原子半径越大
核电荷数越小
①
②
比较微粒半径的一般思路
(1)“层多半径大”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
(2)“核大半径小”:若电子层数相同，核电荷数越大,微粒半径越小。
原子半径的递变规律
1.试比较下列粒子的半径：
1.r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+) 2.r(Li+) r(Na+) r(K+)
3.r(H-) r(Li+) r(Be2+) 4.r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+)
＞
＞
＜
＜
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＞
练习
2.分析O2-、F —、Na+、Mg2+、Al3+在粒子结构上有什么相同之处？它们的半径在大小比较上有何规律？
O2- F-
Na+ Mg2+ Al3+
电子能层数相同的微粒，核电荷数越大，半径越小
原子半径的递变规律
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
加热Na
加热K
K与水反应
Na与水反应
碱金属元素的化学性质的递变性
（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。
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
原子半径/nm
能层增加
原子半径增大
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
价电子排布
ns1
强金属性
相似性
元素的性质
（宏观）
原子结构
（微观）
反映
决定
递变性
原子半径
元素原子得失电子的能力
强，有多强？从定性到定量分析。
阅读课本第22页内容，了解电离能的概念和含义，分析电离能描述的是元素的哪种性质？并分析第一电离能的数值和性质的关系？
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最低能量叫做第一电离能。
保证“能量最低”
元素的电离能及其变化规律
2.符号：I 单位：KJ/mol
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
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
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
电离能的递变规律
同周期的第一电离能从左往右有减小的趋势。
同族元素从上到下第一电离能变小
同周期的第一电离能有些特例。
第一电离能
降低
半径增大
金属性增强
影响第一电离能的因素
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
4.在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？
原因是B失去的电子是2p电子，2p电子的轨道能比2s电子的轨道能高；同理，Al的第一电离能比Mg的第一电离能小；
为什么B的第一电离能反而比Be小？
电离能
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
4.在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？
O的第一电离能为什么反而比N的第一电离能小
原因是氧的第一电离能是失去已经成对的2p电子所需能量，成对电子的相互排斥的能量比核电荷增加吸引2p电子的能量还大，导致氧的第一电离能反比氮的第一电离能低；另外，氮的电子排布是半充满的，比较稳定。同理，硫的第一电离能反而小于磷的第一电离能。
电离能
活动 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
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
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kJ·mol Na Mg Al
第一电离能 496 738 578
第二电离能 4562 1451 1817
第三电离能 6912 7733 2745
第四电离能 9543 10540 11575
第五电离能 13353 13630 14830
第六电离能 16610 17995 18376
第七电离能 20114 21703 23293
元素的逐级电离能数据
解释：原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。
结论：同一能层的电子的电离能相差较小；
不同能层的电子电离能相差较大。
(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I1 I2 I3 I4 …
In/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 575 …
则该元素是_____(填写元素符号)。
Al
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第_____族。
ⅡA
分析下列图表，回答问题
电离能
电离能
电离能
原子半径
应用
化合价判断
核电荷数
能层数
电离能
……
原子半径/电离能呈现周期性的递变
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
总结
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，形象地叫做化学键。
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:
用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。
阅读总结归纳：
电负性
H
F
键合电子
鲍林L.Pauling
选定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
电负性是相对值，没单位。
标准：
电负性
电负性
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
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
电负性
应用2：判断化学键的类型
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
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
电负性
应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负
H
Cl
-1
+1
显负价
显正价
电负性
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
例1.判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
甲硅烷
甲烷
SiH4
+4
-1
CH4
-4
+1
电负性
电负性
金属性
应用
金属性/非金属性
元素类型
电负性
不同元素的原子对吸引键合电子能力的大小
电负性呈现周期性的递变
非金属性
化学键类型
化合价
H
F
键合电子
小结
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。
电负性
小结
体现对角线规则的相关元素
利用电负性解释元素的“对角线”规则
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;
Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;
B、Si的电负性分别为2.0、1.8。
它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
1．实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
元素周期律的实质
2．具体表现
(2)主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中价电子的多少。
同周期、同主族元素的结构与性质递变规律
同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
最外层电子数 从1递增到7(第一周期除外) 相同
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价 最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外) 最高正价＝族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外)
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
气态氢化物 的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
第一电离能 总体呈增大趋势 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
①稀有气体电离能同周期中最大。②第一电离能:ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。③比较电负性,不考虑稀有气体元素。
畅谈本节课收获：
1.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题:
(1)基态G原子的电子排布式是 ,M在元素周期表中的位置是 。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为 。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
挑战自我