1.2原子结构与元素的性质 课件 (6)

课件23张PPT。第二节 原子结构与元素的性质普通高中课程标准实验教科书
化 学
（人教版）选修3物质结构与性质第一章 原子结构与性质第二课时二、元素周期律元素的性质随（ ）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。 核电荷数学与问 元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的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？（一）原子半径：1、影响因素:2、规律：（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。二、元素周期律原子半径的大小取决于1、电子的能层数
2、核电荷数（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。归纳：一看层，二看核，三看电子数课堂练习1：
比较下列微粒的半径的大小：
（1）Ca AI
(2) Na+ Na
(3) Cl- Cl
(4)K+ Ca2+ S2- CI- ><>S2->CI->K+>Ca2+课堂练习2：
具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C
下列分析正确的是（ ）
A.原子序数关系：C>B>A
B.微粒半径关系： Bn-> An+
C.C微粒是稀有气体元素的原子.
D.原子半径关系是：A1. 已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低能量为502KJ，则M元素的I1= . 2. 已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e- →Na +(g) 时所需最低能量为 . 502 KJ·mol-1 496 KJ
观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：问题探究二2 、 变化规律（1）同周期a、从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；
b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）（2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。
（3）逐级电离能1同一原子逐级电离能越来越大原因2当电离能突然突变时说明电子的能层发生变化。
（同一能层电离能相近，不同能层很大差距。）3、电离能的应用1电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。I越大非金属性越强。2确定核外电子排布3确定化合价课堂练习：
下列说法正确的是（ ）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.A反常现象最大的是稀有气体的元素：He从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）K〈Na〈Mg2．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（三）电负性1、基本概念化学键：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：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没单位）鲍林L.Pauling
1901-1994鲍林研究电负性的手稿金属＜1.8 类金属≈1.8 非金属＞1.8 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。电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度2、变化规律:
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。①判断金属非金属元素。3、电负性的应用：大于1.8，非金属，
越大非金属越强小于1.8，金属性，越小
金属性越强1.8左右，既有金属性又
有非金属性②②判断元素的化合价：电负性大的一般负价，电负性
小的一般为正价③判断化学键的类型如果两个成键原子间的电负性的差值大于1.7，
一般为离子键如果两成键原子间的电负性差值小于1.7，一般为共价键
差值越大，极性越强。科学探究2.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，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，
Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。课堂练习：
一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2
共价化合物（ ）
离子化合物（ ）②③⑤⑥①④根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：
(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：
Be+2OH-＝BeO22-+H2↑
(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 NaOH溶液 鉴别，其离子方程式为：
(3)BeCl2是共价 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ∶Cl ∶ Be ∶ Cl∶ ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)：
Be2++2H2O = Be(OH)2+2H+1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。
4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
5、气态O原子的电子排布为：
6、?半径：K+>Cl-
7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素概念辩析×√××××√×