1.2 原子结构与元素性质 课件 (共28张PPT)2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修2
文档属性
| 名称 | 1.2 原子结构与元素性质 课件 (共28张PPT)2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 34.9MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-01-24 09:15:19 | ||
图片预览
文档简介
(共28张PPT)
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素性质
一、原子结构与元素周期表
1、元素周期律、系、表（P18）
元素周期表是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。
复习：请简述周期表的结构
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系
周期 元素数目 相应能级组中原子轨道 电子最大容量
1
2
3
4
5
6
7
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
（1）分区（P21）
根据最后一个电子填充的能级，可以分为如下几个区：
s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列；
s区、d区和ds区的元素原子最外层电子数为1～2个，在反应中易失去电子，故s区(H除外)、d区和ds区的元素都是金属元素。
s区位于周期表的 侧，包括 族 和 族，价电子的构型是 或 ，它们都是 ，容易失去电子形成 或 价离子。
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
（1）分区（P21）
p区位于周期表的 侧，包括 族 和 族，价电子的构型是 ，大部分是 。
d区位于长周期的 部，包括 族 ，价电子的构型是 ，都是 ，常有可变化合价，为过渡元素。
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
（1）分区（P21）
ds区价层电子构型是 ，
即次外层d轨道是 的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括 族，处于周期表d区和p区之间。它们都是 ，也属过渡元素。
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
（1）分区（P21）
f区也称为镧锕系
1：请简述周期表的结构；
回顾
2：周期序数与能层序数关系，每周期多少元素，每周期对应哪些能级组？
回顾
3:原子的核外电子排布与族序数、价电子数的关系？
回顾
一般来说，同族元素原子的价电子数目相同。
族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。
主族元素：主族元素族序数＝价电子数，
价电子电子排布：ns1~2或ns2np1~5
过渡元素：ⅠB~ⅡB族序数＝ns电子数，
ⅢB~ⅦB族序数＝价电子数；
价电子排布：(n－1)d1~10ns1~2。
族序数 价电子构型
ⅢB (n－1)d1ns2
ⅣB (n－1)d2ns2
…… ……
ⅦB (n－1)d5ns2
Ⅷ (n－1)d6～9ns1～2(钯除外)
ⅠB (n－1)d10ns1
ⅡB (n－1)d10ns2
稀有气体的价电子排布式为1s2或ns2np6。
二、元素周期律
谈一谈：什么是元素周期律？谈谈你的认识。
想一想：元素性质包含哪些方面？
二、元素周期律
1、原子半径
共价半径
范德华半径
金属半径
r
r
r
依据量子力学理论，核外电子从原子核附近到离核很远的地方都有可能出现，因此原子并不是一个具有明确“边界”的实体。这就是说，原子并没有经典意义上的半径。但是，由于核外电子运动区域的大小对于元素原子的性质有很大的影响，为了便于讨论这方面的问题，人们便假定原子是一个球体，并采用统计的方法来测定它的半径。
原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的。
二、元素周期律
1、原子半径
元素周期表中的同周期主族元素从左到右、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？
原子半径
电子的能层数
核电荷数
取决于
二、元素周期律
1、原子半径
粒子半径比较方法：
（1）同周期，从左到右，原子半径 。
（2）同主族，从上到下，原子或同价态离子半径 。
（3）阳离子半径 对应的原子半径，阴离子半径 对应的原子半径，
如r(Na＋) r(Na)，r(S) r(S2－)。
（4）电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径 ，
如r(S2－) r(Cl－) r(K＋) r(Ca2＋)。
（5）不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径 ，
如r(Fe2＋) r(Fe3＋)，r(Cu＋) r(Cu2＋)。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
定义：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态阳离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
单位：kJ/mol.
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
规律：结合教材P23图探究元素第一电离能的变化规律。
同周期：
同主族：
特殊点：
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
影响电离能大小的因素：
⑴核电荷数：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。
⑵原子半径：同族原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。
⑶电子层结构：稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
逐级电离能：
M(g)= M+ (g) + e- （第一电离能）
M+(g)= M2+ (g) + e- （第二电离能）
M2+(g)= M3+ (g) + e- （第三电离能）
（1）电离能的数值逐级增大；
（2）电离能的差别大小反映了电子的分层排布
结论：
第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的能量叫做第二电离能；依次类推。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
下图是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级电离能越来越大？
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
原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
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
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
同一元素不同电离能规律：
钠、镁、铝的最高化合价分别是＋1、＋2、＋3
(1)逐级增大，且存在突跃 。
(2)根据主族元素原子不同级电离能的突跃性变化，判断元素性质（通常价态）、元素在周期表中的位置等。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
应用：
1.判断元素金属性的强弱
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
2.判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能）
如果某元素的In+1》In，则该元素的常见化合价为+n价。
如钠元素I2》I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
应用：
3.判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
4.反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。
电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
电负性的周期性变化
变化规律：
金属元素的电负性较小，
非金属元素的电负性较大。
②非金属元素的电负性一般大于1.8
电负性越大,元素的非金属性越强；
电负性越小,元素的非金属性越弱；
①金属元素的电负性一般小于1.8
③位于非金属三角区边界的“类金属”，电负性在1.8左右，
既表现金属性，又表现非金属性。
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用1、判断元素金属性和非金属性的强弱
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用2：判断化学键的类型
电负性相差很大(相差>1.7)
电负性相差不大(相差<1.7)
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
离子键
共价键
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用3：判断化学键的极性强弱
若两种不同的非金属元素的原子间形成
共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性
之差越大，键的极性越强。
如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用4：判断共价化合物中元素的化合价
两种非金属元素形成的化合物中，通常
电负性大的元素显负价，电负性小的显正价
如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
例如：NCl3与水反应；
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用5：解释对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们的电负性相近的缘故。
相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。
阅读：完成P26—P27
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素性质
一、原子结构与元素周期表
1、元素周期律、系、表（P18）
元素周期表是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。
复习：请简述周期表的结构
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系
周期 元素数目 相应能级组中原子轨道 电子最大容量
1
2
3
4
5
6
7
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
（1）分区（P21）
根据最后一个电子填充的能级，可以分为如下几个区：
s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列；
s区、d区和ds区的元素原子最外层电子数为1～2个，在反应中易失去电子，故s区(H除外)、d区和ds区的元素都是金属元素。
s区位于周期表的 侧，包括 族 和 族，价电子的构型是 或 ，它们都是 ，容易失去电子形成 或 价离子。
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
（1）分区（P21）
p区位于周期表的 侧，包括 族 和 族，价电子的构型是 ，大部分是 。
d区位于长周期的 部，包括 族 ，价电子的构型是 ，都是 ，常有可变化合价，为过渡元素。
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
（1）分区（P21）
ds区价层电子构型是 ，
即次外层d轨道是 的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括 族，处于周期表d区和p区之间。它们都是 ，也属过渡元素。
一、原子结构与元素周期表
2、构造原理与元素周期表（P20）
（1）分区（P21）
f区也称为镧锕系
1：请简述周期表的结构；
回顾
2：周期序数与能层序数关系，每周期多少元素，每周期对应哪些能级组？
回顾
3:原子的核外电子排布与族序数、价电子数的关系？
回顾
一般来说，同族元素原子的价电子数目相同。
族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。
主族元素：主族元素族序数＝价电子数，
价电子电子排布：ns1~2或ns2np1~5
过渡元素：ⅠB~ⅡB族序数＝ns电子数，
ⅢB~ⅦB族序数＝价电子数；
价电子排布：(n－1)d1~10ns1~2。
族序数 价电子构型
ⅢB (n－1)d1ns2
ⅣB (n－1)d2ns2
…… ……
ⅦB (n－1)d5ns2
Ⅷ (n－1)d6～9ns1～2(钯除外)
ⅠB (n－1)d10ns1
ⅡB (n－1)d10ns2
稀有气体的价电子排布式为1s2或ns2np6。
二、元素周期律
谈一谈：什么是元素周期律？谈谈你的认识。
想一想：元素性质包含哪些方面？
二、元素周期律
1、原子半径
共价半径
范德华半径
金属半径
r
r
r
依据量子力学理论，核外电子从原子核附近到离核很远的地方都有可能出现，因此原子并不是一个具有明确“边界”的实体。这就是说，原子并没有经典意义上的半径。但是，由于核外电子运动区域的大小对于元素原子的性质有很大的影响，为了便于讨论这方面的问题，人们便假定原子是一个球体，并采用统计的方法来测定它的半径。
原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的。
二、元素周期律
1、原子半径
元素周期表中的同周期主族元素从左到右、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？
原子半径
电子的能层数
核电荷数
取决于
二、元素周期律
1、原子半径
粒子半径比较方法：
（1）同周期，从左到右，原子半径 。
（2）同主族，从上到下，原子或同价态离子半径 。
（3）阳离子半径 对应的原子半径，阴离子半径 对应的原子半径，
如r(Na＋) r(Na)，r(S) r(S2－)。
（4）电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径 ，
如r(S2－) r(Cl－) r(K＋) r(Ca2＋)。
（5）不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径 ，
如r(Fe2＋) r(Fe3＋)，r(Cu＋) r(Cu2＋)。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
定义：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态阳离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
单位：kJ/mol.
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
规律：结合教材P23图探究元素第一电离能的变化规律。
同周期：
同主族：
特殊点：
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
影响电离能大小的因素：
⑴核电荷数：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。
⑵原子半径：同族原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。
⑶电子层结构：稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
逐级电离能：
M(g)= M+ (g) + e- （第一电离能）
M+(g)= M2+ (g) + e- （第二电离能）
M2+(g)= M3+ (g) + e- （第三电离能）
（1）电离能的数值逐级增大；
（2）电离能的差别大小反映了电子的分层排布
结论：
第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的能量叫做第二电离能；依次类推。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
下图是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级电离能越来越大？
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
原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
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
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
同一元素不同电离能规律：
钠、镁、铝的最高化合价分别是＋1、＋2、＋3
(1)逐级增大，且存在突跃 。
(2)根据主族元素原子不同级电离能的突跃性变化，判断元素性质（通常价态）、元素在周期表中的位置等。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
应用：
1.判断元素金属性的强弱
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
2.判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能）
如果某元素的In+1》In，则该元素的常见化合价为+n价。
如钠元素I2》I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
二、元素周期律
2、电离能 （P23）
应用：
3.判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
4.反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。
电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
电负性的周期性变化
变化规律：
金属元素的电负性较小，
非金属元素的电负性较大。
②非金属元素的电负性一般大于1.8
电负性越大,元素的非金属性越强；
电负性越小,元素的非金属性越弱；
①金属元素的电负性一般小于1.8
③位于非金属三角区边界的“类金属”，电负性在1.8左右，
既表现金属性，又表现非金属性。
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用1、判断元素金属性和非金属性的强弱
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用2：判断化学键的类型
电负性相差很大(相差>1.7)
电负性相差不大(相差<1.7)
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
离子键
共价键
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用3：判断化学键的极性强弱
若两种不同的非金属元素的原子间形成
共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性
之差越大，键的极性越强。
如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用4：判断共价化合物中元素的化合价
两种非金属元素形成的化合物中，通常
电负性大的元素显负价，电负性小的显正价
如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
例如：NCl3与水反应；
二、元素周期律
3、电负性 （P24）
应用5：解释对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们的电负性相近的缘故。
相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。
阅读：完成P26—P27