2020—2021學(xué)年人教版高二化學(xué)《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》課件

1、 第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第2課時(shí) 元素周期律元素周期律（1）元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，稱(chēng)為元素的周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)、金屬性、非金屬性等周期性變化。復(fù)習(xí)回顧復(fù)習(xí)回顧（2）同周期的主族元素，從左到右Na、Mg、Al、Si、 P、 S、 Cl+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)（3）同主族元素，從上到下LiNaKRbCs金屬性增強(qiáng)FClBrIAt非金屬性減弱副族元素呢？一. 原子半徑共價(jià)半徑 范德華半徑 金屬半徑rrr原子半徑，總是以相鄰原子的核間距為基礎(chǔ)而

2、定義的。原子半徑隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化減小增大電子層數(shù)越多，電子的斥力增強(qiáng)，原子半徑變大 影響原子半徑的因素核電荷數(shù)越大，原子核對(duì)電子的吸引力增強(qiáng)，原子半徑變小O2- F- Na+ Mg2+ Al3+電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，半徑越小練習(xí)分析O2-、F 、Na+、Mg2+、Al3+在粒子結(jié)構(gòu)上有什么相同之處？它們的半徑在大小比較上有何規(guī)律？二. 電離能例如：基態(tài)的氣體原子失去一個(gè)電子所需要的最低能量叫做電離能，常用符號(hào) I 表示，單位kJ/mol。電離能的大小反映元素的原子或離子失電子的難易程度。電離能越大，失去電子越難。小結(jié)： （1）電離能的數(shù)值逐級(jí)增大；（2）電離能的差別

3、大小反映了電子的分層排布電離能kJmolNaMgAl第一電離能496738578第二電離能456214511817第三電離能691277332745第四電離能95431054011575第五電離能133531363014830第六電離能166101799518376第七電離能201142170323293元素的逐級(jí)電離能數(shù)據(jù)解釋?zhuān)涸邮ル娮雍笮纬申?yáng)離子，所帶正電荷對(duì)電子的吸引力更強(qiáng)，所以原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大。結(jié)論：同一能層的電子的電離能相差較??；不同能層的電子電離能相差較大。電離能隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化小結(jié):1.同一周期，從左到右，電離能逐漸增大;但個(gè)別有反?，F(xiàn)象2.同一主族，從

4、上到下，電離能逐漸減小。電離能的變化規(guī)律問(wèn)題： 第A(yíng)族、 第A(yíng)族 元素的第一電離能出現(xiàn)“反常”現(xiàn)象，大于同周期相鄰的元素，試從原子結(jié)構(gòu)方面上分析是什么原因？A族ns2np3半充滿(mǎn)A族ns2全充滿(mǎn)電負(fù)性：用來(lái)描述原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對(duì)強(qiáng)弱。元素的電負(fù)性越大，則原子在化合物中吸引電子能力越強(qiáng)。三. 電負(fù)性鮑林L.Pauling電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化電負(fù)性的變化規(guī)律電負(fù)性的應(yīng)用（1）判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素。通常，電負(fù)性小于1.8元素大部分是金屬元素，電負(fù)性大于1.8元素大部分是非金屬元素。（3）判讀化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)。電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價(jià)，電負(fù)性小

5、的易呈現(xiàn)正價(jià)。（4）判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型。電負(fù)性差值大的元素的原子通常形成離子鍵；電負(fù)性相同或相差不大的非金屬元素原子之間通常形成共價(jià)鍵。（2）判斷元素的活潑性。非金屬元素的電負(fù)性越大，則非金屬元素越活潑；金屬元素的電負(fù)性越小，則金屬越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4.0，是最活潑的非金屬元素；銫的電負(fù)性為0.7，是最活潑的金屬元素。（1）在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似，被稱(chēng)為“對(duì)角線(xiàn)規(guī)則”。 Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物為L(zhǎng)i2O、MgO；Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物；H3BO3、H2SiO3都是弱酸。這些元素的電負(fù)性數(shù)值相等或接近，說(shuō)明其非金屬性強(qiáng)弱相

6、似。四. 對(duì)角線(xiàn)規(guī)則【例題精講】考向一粒子半徑的大小比較【例題1】 四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下:1s22s22p63s23p4;1s22s22p63s23p3;1s22s22p3;1s22s22p5,則四種原子的半徑按由大到小的順序排列正確的是()A.B.C.D.答案:B考向二電離能及其應(yīng)用【例題2】 第一電離能I1是指氣態(tài)原子X(jué)(g)失去一個(gè)電子成為氣態(tài)陽(yáng)離子X(jué)+(g)所需的能量。如圖是部分元素原子的第一電離能I1隨原子序數(shù)變化的曲線(xiàn)圖。請(qǐng)回答以下問(wèn)題:(1)認(rèn)真分析上圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律,將NaAr之間六種元素用短線(xiàn)連接起來(lái),構(gòu)成完整的圖像。(2)從上圖分析可知,同一

7、主族元素原子的第一電離能I1的變化規(guī)律是。(3)N元素的第一電離能比C、O元素的第一電離能大的原因是。(4)氣態(tài)鋰原子失去核外不同電子所需的能量分別為失去第一個(gè)電子為519 kJmol-1,失去第二個(gè)電子為7 296 kJmol-1,失去第三個(gè)電子為11 799 kJmol-1,由此數(shù)據(jù)分析鋰原子失去核外第二個(gè)電子時(shí)所需的能量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需的能量的原因:。(2)從上到下依次減小(3)N原子2p軌道半充滿(mǎn),相對(duì)穩(wěn)定(4)Li原子失去一個(gè)電子后變成Li+,Li+已形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu),再失去電子很困難規(guī)律方法點(diǎn)撥各元素原子的電離能大小,主要取決于原子的電子層結(jié)構(gòu)、核電荷數(shù)以及原子半徑的大小。隨著核電荷數(shù)遞增,元素的第一電離能呈現(xiàn)周期性變化。同周期元素的第一電離能在增大趨勢(shì)中出現(xiàn)第A(yíng)族第A(yíng)族、第A(yíng)族第A(yíng)族這兩處例外?？枷蛉娯?fù)性及其應(yīng)用【例題3】 不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的能力大小可用數(shù)值x來(lái)表示,若x越大,則原子吸引電子的能力越強(qiáng),在所形成的分子中成為負(fù)電荷一方。下面是某些短周期元素的x值:(1)通過(guò)分析x值的變化規(guī)律,確定N、Mg的x值范圍:x(N);x(Mg)1.7時(shí),一般為離子鍵