化学人教版（2019）选择性必修2 1.2原子结构与元素性质（共35张ppt）

(共35张PPT)
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第 1-2 课时
门捷列夫
元素周期表的发展史
元素周期律：元素的性质随着原子序数递增发生周期性递变
门捷列夫：原子序数是相对原子质量大小的顺序序列
元素周期表的发展史
原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数
莫塞莱
元素周期系：元素的性质按其原子的核电荷数递增排列的序列
元素周期表：呈现元素周期系的表格
元素周期表的发展史
… … …
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——维尔纳的特长式周期表
维尔纳
元素周期表的发展史
玻尔
1922年，玻尔已经开始用原子结构来解释元素周期系
物质的性质（宏观）
元素周期表中的位置
元素周期律
原子结构
（微观）
非金属元素→
金属元素→
稀有气体元素
非金属元素→
金属元素→
稀有气体元素
元素周期律、元素周期系和元素周期表
元素周期系：元素的性质按其原子的核电荷数递增排列的序列
元素周期表：呈现元素周期系的表格
元素周期系
元素周期表
只有一个
多种
具象化呈现
抽象化概括
门捷列夫短式周期表
维尔纳的特长周期表
波尔的元素周期表
......
元素周期律：元素的性质随着原子序数递增发生周期性递变
族（共18个纵列）
主族(ⅠA - ⅦA 族)
副族(ⅠB - ⅦB 族)
Ⅷ族
0族(稀有气体元素)
短周期(一、二、三周期)
长周期(四、五、六、七周期)
周期（共7个横行）
构造原理与元素周期表
IA
IIA
IIIB
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
VIII
IB
IIB
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
每一周期的能级分布有什么特点？每个周期各有多少种元素？
2He
10Ne
18 Ar
36 Kr
54Xe
86Rn
写出 19—36 号元素 K—Kr 的基态原子的核外电子排布式、价层电子排布式。
Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
Ni 1s22s22p63s23p63d84s2
Co 1s22s22p63s23p63d74s2
Fe 1s22s22p63s23p63d64s2
Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
V 1s22s22p63s23p63d34s2
Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
Sc 1s22s22p63s23p63d14s2
Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6
Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5
As 1s22s22p63s23p63d104s24p3
Ge 1s22s22p63s23p63d104s24p2
Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1
Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4
写出19-36号元素基态原子的电子排布式
Ca 1s22s22p63s23p64s2
K 1s22s22p63s23p64s1
1s1
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
7s1
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
2s22p1
3s23p1
4s24p1
5s25p1
6s26p1
2s22p2
3s23p2
4s24p2
5s25p2
6s26p2
2s22p3
3s23p3
4s24p3
5s25p3
6s26p3
2s22p4
3s23p4
4s24p4
5s25p4
6s26p4
2s22p5
3s23p5
4s24p5
5s25p5
6s26p5
2s22p6
3s23p6
4s24p6
5s25p6
6s26p6
1s2
3d14s2
4d15s2
3d24s2
3d34s2
3d54s1
3d54s2
3d64s2
3d74s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
4d55s1
5d26s2
镧系
5d66s2
4d75s1
5d76s2
4d85s1
5d96s1
4d10
5d106s1
4d105s1
4d105s2
5d106s2
6d27s2
锕系
5d46s2
4d55s2
4d45s1
4d25s2
5d36s2
5d56s2
6d37s2
镧系
锕系
5d16s2
6d17s2
4f15d16s2
4f46s2
4f36s2
4f56s2
4f76s2
4f66s2
4f75d16s2
4f106s2
4f96s2
4f146s2
4f136s2
4f126s2
4f116s2
4f145d16s2
6d27s2
4f25d16s2
4f35d16s2
6d77s2
6d67s2
4f75d16s2
6d97s2
6d117s2
6d127s2
6d137s2
6d147s2
6d107s2
4f45d16s2
4f145d16s2
1
IA
15
VA
14
IVA
13
IIIA
12
IIB
11
IB
4
IVB
3
IIIB
5
VB
6
VIB
7
VIIB
17
VIIA
16
VIA
18
0
8、 9、 10
VIII
2
IIA
核外电子排布与周期、族的划分间的关系？
周期序数 = 元素能级中最高能层序数
主族序数 = 最外层电子数
各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
核外电子排布与元素分区的关系？
【例4】某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且是同族中原子序数最小的元
素，关于该元素的判断错误的是( ) 。
C
A.电子排布式为
B.该元素的元素符号为
C.该元素为ⅡA族元素
D.该元素位于 区
[解析] 该元素的最外层电子数为2，并且为同族元素中原子序数最小的，所以该元素
为第二周期（主族元素）或第四周期元素。又因其价电子数不等于最外层电子数，可
推出该元素不是第二周期元素，应为第四周期ⅤB族元素，价层电子排布为 ，
故为23号元素 ，属 区元素。
金太阳导学案P21【典型例题】
对角线规则
Li与Mg
①燃烧都只生成氧化物;
②都能直接与N2反应生成氮化物(Li3N、Mg3N2)。
③对应氢氧化物加热时都可分解生成氧化物和H2O。
④对应碳酸盐均不稳定，受热均能分解生成相应氧化物和CO2。
⑤含锂和镁的某些盐，如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。
对角线规则
Be与Al
2Al+6HCl = 2AlCl3+3H2↑
Be+2HCl = BeCl2+H2↑
2Al+2NaOH+2H2O = 2NaAlO2+3H2↑
Be+2NaOH = Na2BeO2+H2↑
Al2O3+6HCl = 2AlCl3+3H2O
BeO+2HCl = BeCl2+H2O
Al2O3+2NaOH = 2NaAlO2+H2O
Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+ 2H2O
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+ 2H2O
Al(OH)3+3HCl = AlCl3+3H2O
Be(OH)2+2HCl = BeCl2+2H2O
BeO+2NaOH = Na2BeO2+H2O
AlCl3是共价化合物，则BeCl2也是共价化合物
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
对角线规则
B与Si
①Si的熔点高、硬度大，则B也具有高熔点和大的硬度
②Si3N4与BN均由相应原子直接构成
③最高价氧化物对应水化物的酸均为弱酸
分区
最后填入电子的能级
周期
族
电子层数
最外层电子数(主族)
构
性
位
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
【小结】
原子结构示意图
电子排布式
轨道表示式
表示形式
原子半径
越大
增大
越大
减小
【微粒半径比较一般规律】
电子层数→
核电荷数→
核外电子数
10.(创新题)将下列四种粒子按照半径由大到小的顺序进行排列，正确的是(　　)。
①元素X原子结构示意图为
②元素Y基态原子的价层电子排布为 3s23p5
③基态Z2-的轨道表示式为
④元素W基态原子有2个电子层,电子式为
A.①>②>③>④ B.③>④>①>②
C.③>①>②>④ D.①>②>④>③
固学案P10
【微粒半径比较一般规律】电子层数→核电荷数→核外电子数
C
原子半径
失e-能力
金属性
（元素/原子的失e-能力）
还原性
（单质的失e-能力）
与H2O/酸(H+)反应置换氢难易
最高价氧化物的水化物碱性
单质的置换反应（强制弱）
原子半径
得e-能力
非金属性
（元素/原子的得e-能力）
氧化性
（单质的得e-能力）
与H2反应难易
简单氢化物的稳定性
最高价氧化物的水化物酸性
单质的置换反应（强制弱）
金属性
非金属性
...
过
渡
元
素
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，符号为I1。
I1根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该元素的原子（或离子）越容易失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该元素的原子（或离子）越难失去电子。
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，符号为I1。
1.同周期元素的I1的变化规律？I1最小的和最大的分别是什么元素？
3.从电子排布角度分析：
I1（Be） ＞ I1（B）
I1（Mg） ＞ I1（Al）
I1 （N） ＞ I1 （O）
I1 （P） ＞ I1 （S）
2.同主族元素的I1的变化规律？
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
电离能
电离能
(kJ·mol－1)
4.下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能,为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
Na(g) Na+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
易失去电子
与Ne的核外电子一样
Na+(g) Na2+(g) + e-
1s22s22p6
1s22s22p5
难失去电子
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
电离能
(kJ·mol－1)
电离能
易失去电子
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Mg(g) Mg+(g) + e-
Mg+(g) Mg2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
难失去电子
1s22s22p6
1s22s22p5
Mg2+(g) Mg3+(g) + e-
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
电离能
(kJ·mol－1)
电离能
难失去电子
1s22s22p6
1s22s22p5
Al3+(g) Al4+(g) + e-
易失去电子
1s22s22p63s23p1
1s22s22p63s2
Al(g) Al+(g) + e-
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Al+(g) Al2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
Al2+(g) Al3+(g) + e-
5.影响电离能的因素？
6.电离能的应用？
原子的核电荷数
原子的半径
原子的核外电子排布
确定元素在化合物中的化合价
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
电离能
(kJ·mol－1)
7.可否将I1作为判定金属活动性顺序的依据？
电离能
鲍林
键合电子
指定氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0，
计算其他元素的相对电负性（稀有气体未计）
电负性
1.键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
2.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。
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
电负性
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？
电负性的应用1：判断元素的金属性与非金属性
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
电负性的应用2：判断化学键的类型
H
.
.
.
.
.
.
Cl
.
+
.
.
.
.
.
Cl
.
.
H
共价键
Na
.
.
.
.
.
.
Cl
.
+
.
.
.
.
.
Cl
.
.
Na+
-
离子键
【一般规律】
当形成化学键的两个原子元素的电负性差值大于1.7时，形成的键一般为离子键，当小于1.7时，形成的键一般是共价键。
【特殊】
NaH 离子键 HF 共价键
H
+
H
H
H
.
.
共价键
电负性的应用3：判断元素化合价正负
【一般规律】
电负性大的元素呈现负价，
电负性小的元素易呈现正价。
H
C
H
H
H
H O Cl
H
Si
H
H
H
分区
最后填入电子的能级
周期
族
电子层数
最外层电子数(主族)
构
性
位
原子序数＝质子数＝核外电子数
【小结】
性质
原子半径
主要化合价
金属性
非金属性
第一电离能
电负性
原子结构示意图
电子排布式
轨道表示式
表示形式
原子半径
失e-能力
金属性
（元素/原子的失e-能力）
还原性
（单质的失e-能力）
与H2O/酸(H+)反应置换氢难易
最高价氧化物的水化物碱性
单质的置换反应（强制弱）
原子半径
得e-能力
非金属性
（元素/原子的得e-能力）
氧化性
（单质的得e-能力）
与H2反应难易
简单氢化物的稳定性
最高价氧化物的水化物酸性
单质的置换反应（强制弱）
金属性
非金属性
...
过
渡
元
素
元素的电负性逐渐增强
元素的I1逐渐减小（注意反常）