2020—2021學年人教版高二化學《原子結構與性質(zhì)》課件

1、 第一章 原子結構與性質(zhì)第二節(jié) 原子結構與元素的性質(zhì)第2課時 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、金屬性、非金屬性等周期性變化。復習回顧復習回顧（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（3）同主族元素，從上到下LiNaKRbCs金屬性增強FClBrIAt非金屬性減弱副族元素呢？一. 原子半徑共價半徑 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，原子半徑變大 影響原子半徑的因素核電荷數(shù)越大，原子核對電子的吸引力增強，原子半徑變小O2- F- Na+ Mg2+ Al3+電子層結構相同的微粒，核電荷數(shù)越大，半徑越小練習分析O2-、F 、Na+、Mg2+、Al3+在粒子結構上有什么相同之處？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電子所需要的最低能量叫做電離能，常用符號 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： （1）電離能的數(shù)值逐級增大；（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元素的逐級電離能數(shù)據(jù)解釋：原子失去電子后形成陽離子，所帶正電荷對電子的吸引力更強，所以原子的逐級電離能越來越大。結論：同一能層的電子的電離能相差較?。徊煌軐拥碾娮与婋x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:1.同一周期，從左到右，電離能逐漸增大;但個別有反常現(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)律問題： 第A族、 第A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，試從原子結構方面上分析是什么原因？A族ns2np3半充滿A族ns2全充滿電負性：用來描述原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。元素的電負性越大，則原子在化合物中吸引電子能力越強。三. 電負性鮑林L.Pauling電負性隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化電負性的變化規(guī)律電負性的應用（1）判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素。通常，電負性小于1.8元素大部分是金屬元素，電負性大于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的正負。電負性大的元素易呈現(xiàn)負價，電負性小

5、的易呈現(xiàn)正價。（4）判斷化學鍵的類型。電負性差值大的元素的原子通常形成離子鍵；電負性相同或相差不大的非金屬元素原子之間通常形成共價鍵。（2）判斷元素的活潑性。非金屬元素的電負性越大，則非金屬元素越活潑；金屬元素的電負性越小，則金屬越活潑。例如，氟的電負性為4.0，是最活潑的非金屬元素；銫的電負性為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，被稱為“對角線規(guī)則”。 Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物為Li2O、MgO；Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物；H3BO3、H2SiO3都是弱酸。這些元素的電負性數(shù)值相等或接近，說明其非金屬性強弱相

6、似。四. 對角線規(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用【例題2】 第一電離能I1是指氣態(tài)原子X(g)失去一個電子成為氣態(tài)陽離子X+(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)變化的曲線圖。請回答以下問題:(1)認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連接起來,構成完整的圖像。(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電子為519 kJmol-1,失去第二個電子為7 296 kJmol-1,失去第三個電子為11 799 kJmol-1,由此數(shù)據(jù)分析鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要遠遠大于失去第一個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,相對穩(wěn)定(4)Li原子失去一個電子后變成Li+,Li+已形成穩(wěn)定結構,再失去電子很困難規(guī)律方法點撥各元素原子的電離能大小,主要取決于原子的電子層結構、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中出現(xiàn)第A族第A族、第A族第A族這兩處例外。考向三電負性及其應用【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來表示,若x越大,則原子吸引電子的能力越強,在所形成的分子中成為負電荷一方。下面是某些短周期元素的x值:(1)通過分析x值的變化規(guī)律,確定N、Mg的x值范圍:x(N);x(Mg)1.7時,一般為離子鍵