人教版高中化學(xué)選修3-1.2《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第二課時(shí)優(yōu)教教學(xué)課件

1、第2節(jié)：原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第2課時(shí)上一頁(yè)下一頁(yè)學(xué)習(xí)目標(biāo)1、掌握元素周期律及其內(nèi)容，明確原子半徑、第一電離能、電負(fù)性的周期性變化。2、理解電離能、電負(fù)性與元素性質(zhì)的關(guān)系。上一頁(yè)下一頁(yè)舊知復(fù)習(xí)1、原子的電子排布與周期的劃分2、原子的電子排布與族的劃分 主族元素：族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù) =價(jià)電子數(shù) 副族元素：大多數(shù)族數(shù)=（n-1)d+ns的 電子數(shù)=價(jià)電子數(shù)3、原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)周期序數(shù)=能層數(shù)5個(gè)區(qū)：s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū)一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表上一頁(yè)下一頁(yè)二、元素周期律v元素的性質(zhì)隨（ ）的遞增發(fā)生周期性的遞變，稱為元素的周期律。 核電荷數(shù)包括：包括：原子半徑原子半徑 、元

2、素的金屬性和非金屬性、元素、元素的金屬性和非金屬性、元素化合價(jià)、電離能和電負(fù)性等的周期性的變化?；蟽r(jià)、電離能和電負(fù)性等的周期性的變化。新知學(xué)習(xí)上一頁(yè)下一頁(yè) 元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢(shì)如何？應(yīng)如何理解這種趨勢(shì)？周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢(shì)如何？應(yīng)如何理解這種趨勢(shì)？上一頁(yè)下一頁(yè)（一）原子半徑：1、影響因素:2、規(guī)律：（1）電子層數(shù)不同時(shí)，電子層數(shù)越多，原子半徑越大。原子半徑的大小取決于1、電子的能層數(shù)2、核電荷數(shù)（2）電子層相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。上一頁(yè)下一頁(yè)（3）電子層、核電荷數(shù)都相同時(shí)，電子數(shù)越多， 原子半徑越大。同種元素的離子半

3、徑：陰離子大于原子，原子大于陽(yáng)離子例如： r（Cl-）r（Cl）r（Fe）r（ Fe 2+）同種元素的離子半徑：低價(jià)陽(yáng)離子大于高價(jià)陽(yáng)離子例如： r（Fe2+）r（ Fe3+）上一頁(yè)下一頁(yè)（4）電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越大， 原子半徑越小。（5）帶相同電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大。例如：r（O2-）r（F-）r（Na+）r（Mg2+）r（Al3+）r（Li+） r（Na+）r（ K+ ）r（ Rb +）A的元素；第A元素A元素 電離能是衡量氣態(tài)原子失去電子難易的物理量。元素的電離能越小，表示氣態(tài)時(shí)越容易失去電子，即元素在氣態(tài)時(shí)的金屬性越強(qiáng)。A半充滿、 A全充滿結(jié)構(gòu)上一頁(yè)下一頁(yè)4、影響

4、電離能大小的因素 原子核電荷（同一周期）即電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越多、半徑越小、核對(duì)外層電子引力越大、越不易失去電子，電離能越大。 原子半徑（同族元素）原子半徑越大、原子核對(duì)外層電子的引力越小，越容易失去電子，電離能越小。 電子層結(jié)構(gòu)穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)（同周期末族）電離能最大。 上一頁(yè)下一頁(yè)1.堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么關(guān)系？堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強(qiáng)。2.為什么原子逐級(jí)電離能越來(lái)越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有何關(guān)系？因?yàn)槭紫仁サ碾娮邮悄芰孔罡叩碾娮樱实谝浑婋x能較小，以后再失去電子都是能級(jí)較低的電子，所需要的能量多；同時(shí)失去電子后，陽(yáng)離子所帶的正電荷對(duì)電

5、子的引力更強(qiáng)，從而電離能越來(lái)越大。上一頁(yè)下一頁(yè)（三）電負(fù)性（閱讀課本18）1、基本概念化學(xué)鍵：元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。鍵合電子： 原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。電負(fù)性：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子的吸引力的大小。（電負(fù)性是相對(duì)值，沒(méi)單位）上一頁(yè)下一頁(yè)鮑林L.Pauling1901-1994鮑林研究電負(fù)性的手搞上一頁(yè)下一頁(yè)金 屬：1.8類金屬：1.8非金屬：1.8 以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度上一頁(yè)下一頁(yè)同一周期，主族元素的電負(fù)性從左到右逐

6、漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強(qiáng)。同一主族，元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢(shì)，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強(qiáng)，電負(fù)性越小，元素的非金屬性越弱，金屬性越強(qiáng)。3、電負(fù)性的意義：2、變化規(guī)律:上一頁(yè)下一頁(yè)電負(fù)性相差很大的元素化合通常形成離子鍵；電負(fù)性相差不大的兩種非金屬元素化合，通常形成共價(jià)鍵。電負(fù)性相差越大的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)偏向電負(fù)性大的原子趨勢(shì)越大，鍵的極性越大。上一頁(yè)下一頁(yè)1.下列左圖是根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請(qǐng)用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。 科學(xué)探究科學(xué)探究上一頁(yè)下一頁(yè)上一頁(yè)下一頁(yè)2.在元素周期表中，某些主族元素與右下

7、方的主族元素的性質(zhì)有些相似，被稱為“對(duì)角線規(guī)則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強(qiáng)弱，說(shuō)明對(duì)角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對(duì)角線規(guī)則。 解：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。這些都說(shuō)明“對(duì)角線規(guī)則”的正確性。上一頁(yè)下一頁(yè)1.比較下列微粒的半徑的大小：（1）Ca Al (2) Na+ Na (3) Cl- Cl (4) K+ Ca2+ S2- Cl- S2-Cl-K+Ca2+課堂練習(xí)上一頁(yè)下一頁(yè)2.具有相同電子層結(jié)構(gòu)的三種微粒An+、Bn-

8、、C下列分析正確的是（ ）A.原子序數(shù)關(guān)系：CBAB.微粒半徑關(guān)系： Bn- An+C.C微粒是稀有氣體元素的原子D. 原子半徑關(guān)系是：ABCBC上一頁(yè)下一頁(yè)3.下列說(shuō)法正確的是（ ）A.第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小B.鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大C.在所有元素中，氟的第一電離能最大D.鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大A反?，F(xiàn)象最大的是稀有氣體的元素：HeC.從左到右呈現(xiàn)遞增趨勢(shì)（最小的是堿金屬）KNaMg上一頁(yè)下一頁(yè)4.在下面的電子結(jié)構(gòu)中，第一電離能最小的原子可能是 ( )A ns2np3 B ns2np5C ns2np4D ns2np6C上一頁(yè)下一頁(yè)5.一般認(rèn)為：如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性相差大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性相差小于1.7，它們通常形成共價(jià)鍵。查閱下列元素的電負(fù)性數(shù)值，判斷：N