新人教版选修3化学1.2《原子结构与元素的性质》课件 （共23张PPT）

课件23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一、原子结构与元素周期表复习：元素周期表的结构构造原理： 1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p；5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p；7s 5f 6d请同学们写出ⅠA和零族的简化电子排布式1、周期的划分1）除第一周期外, 各周期均以填充 s 轨道的元素开始, 并以填充满p 轨道的元素告终.（第一周期除外）2）周期元素数目=相应能级组中原子轨道所 能容纳的电子总数3）元素所在周期的判断：周期数=电子层数2、区的划分1）s 区元素：IA族，ⅡA族；2）p 区元素：ⅢA~ⅦA和0族；ns2np1~6除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号4）ds 区元素： ⅠB和ⅡB ；（n-1）d10ns1~23）d 区元素：过渡元素，ⅢB~ⅦB和 Ⅷ；（n-1）d1~10ns1~2 (Pd无 s 电子)5）f 区元素：镧系和锕系；3、族的划分1）外围电子结构相同2）元素所在族的判断：①主族元素：主族序数=外围电子数=最外层电子数②副族元素：以外围（n-1）d+ns的电子总数判断A、电子总数为3~7，ⅢB~ⅦB
B、电子总数为8~10，Ⅷ
C、电子总数为11~12，ⅠB和ⅡB二、元素周期律1、核外电子排布的周期性变化2、元素化合价的周期性变化3、元素金属性和非金属性的周期性变化金属性：Na>Mg>Al以第三周期元素为例：Na Mg Al Si P S Cl非金属性：Si < P < S < Cl综上所述：Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强4、原子半径的周期性变化1）决定因素：电子层数
核电荷数2）递变规律：从左到右，逐渐减小
从上到下，逐渐增大5、电离能的周期性变化1）第一电离能：①概念②第一电离能的意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度2）第一电离能的周期性变化递变规律：主族：左→右，增大；
上→下，减小。3）元素电离能与元素性质的关系①金属性与非金属性②元素化合价图中哪些元素的第一电离能出现异常？试用全充满和半充满状态的结构解释。6.电负性1）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2）电负性大小的标准：3）电负性的变化规律：①同周期：左→右，增大
②同主族：上→下，减小F：4.0 Li: 1.04）电负性的应用：①判断元素的金属性和非金属性的强弱一般：非金属＞1.8 金属＜1.8 类金属≈1.8②判断化学键的类型一般：成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键
成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键例：H：2.1，Cl：3.0 3.0-2.1=0.9
HCl为共价化合物③判断化合物中元素化合价的正负例：NaH中，Na：0.9 H：2.1
Na显正价，H显负价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×××××√××高考链接1.CNSClFe高考链接2.高考链接