【課件】原子結構與元素性質課件2022-2023學年下學期高二化學人教版（2019）選擇性必修2

原子結構與元素的性質2選擇性必修2物質結構與性質第一章原子結構與性質同周期主族元素從左到右，得電子能力增強，非金屬性增強二、元素周期律ⅠAⅡALiNaMgKRbCs0ⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAAlSiPSClAr金屬性增強同主族元素從上到下，失電子能力增強s區(qū)ns1-2p區(qū)ns2np1-6主族元素原子半徑的周期性變化二、元素周期律

1.原子半徑原子半徑隨原子序數的遞增呈現周期性變化減小增大原子半徑同周期同主族從左到右，隨核電荷數增大，原子半徑減小。從上到下，隨電子的能層數增多，原子半徑增大。原子半徑取決于電子的能層數核電荷數原子半徑越大能層數越多能層數相同核電荷數越大核對電子的引力也就越大導致原子半徑越小(1)影響因素(2)遞變規(guī)律（1）定義：氣態(tài)/電中性/基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的

最低能量叫做第一電離能。用符號I1表示，單位：kJ/mol。2.電離能（2）意義：電離能是表示氣態(tài)原子失去電子難易程度的物理量。

第一電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。

第一電離能越小，原子越易失電子（最外層的一個電子）第一電離能有怎樣的變化規(guī)律？原子序數第一電離能/kJ?mol?1

原子序數第一電離能：Li>Na>K>Rb>Cs

第一電離能/kJ?mol?1

已知堿金屬元素（Li、Na、K、Rb、Cs）位于周期表s區(qū)IA族，價電子為ns1。隨著堿金屬原子序數增大，原子半徑增大，原子核對最外層電子的引力越小，越容易失去電子，第一電離能逐漸減少。ⅠAⅡALiNaMgKRbCs0ⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAAlSiPSClArs區(qū)ns1-2p區(qū)ns2np1-6

同主族元素從上到下，金屬性逐漸增強，失電子能力逐漸增強，第一電離能逐漸減小。思考：為什么同周期IIA族元素原子的第一電離能比IA族的更大？同周期原子的電子層數相同，隨著核電荷數增大，原子核對最外層電子的引力增強，越難失去電子，第一電離能逐漸增大。第二周期第三周期第四周期元素的第一電離能的周期性（3）變化規(guī)律對同一周期的元素而言，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大同一周期；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越易失去電子元素的第一電離能的呈現周期性變化但有反?，F象！反?，F象的背后，必然存在隱藏的影響因素?！舅伎寂c討論】如前圖：B和Al的第一電離能反常（偏低）的原因?練習、請先寫出Be與B、Mg與Al的核外電子排布式：Be1s22s2B1s22s22p1Mg1s22s22p63s2Al1s22s22p63s23p1解析：B、Al最外層的np電子能量比左邊Be、Mg最外層的ns電子高，更容易失去，電離能更小?！舅伎寂c討論】O和S的第一電離能反常（偏低）的原因？練習、請先寫出N與P、O與S的價層電子排布圖（軌道表示式）：2s2pO3s3pS②O、S失去的為已配對電子，配對電子相互排斥，更容易失去，造成第一電離能偏低。2s2pN3s3pP①N、P的p能級電子處于半充滿穩(wěn)定狀態(tài)，造成第一電離能偏高?！獭痢痢痢痢獭蘄1表示失去1個電子，并不能完全體現金屬性。比如I1(Mg)＞I1(Al)，但鎂的金屬性反比鋁強?！舅伎寂c討論】（1）堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯系？堿金屬元素的第一電離能越小，原子越容易失電子，堿金屬的活潑性越強。Be(g)=Be+(g)+e

-

I1（第一電離能）Be+(g)=Be2+(g)+e

-

I2（第二電離能）Be2+(g)=Be3+(g)+e

-

I3（第三電離能）同一元素的逐級電離能電離能I3I2I1鈹原子的三級電離能比較示意圖元素NaMgAl電離能kJ?mol?149673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293思考與討論（2）下表的數據從上到下是Na、Mg、Al逐級失去電子的電離能為什么原子的逐級電離能越來越大的原因是什么?

逐級電離能與鈉、鎂、鋁的化合價有什么關系?元素NaMgAl電離能kJ?mol?149673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293①

同一元素逐級電離能關系

I1

<I2<I3<I4……

同一能層的電子的電離能相差較小；

不同能層的電子電離能相差較大。

原因：由于原子失去一個電子變成+1價陽離子后,半徑變小,核電荷數未變，而電子數目變少,核對電子的吸引作用增強,因而第二個電子比第一個電子難失去,即失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量,同理I3>I2、I4>I3……In+1>In。Na(g)=Na+(g)+e-

Na+(g)=Na2+(g)+e-

4066NaMgAl電離能（kJ·mol－1）I1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376I7201142170323293結論：

同一元素逐級電離能判斷元素的主要化合價;如果I2>>I1，則原子易形成+1價陽離子而不易形成+2價陽離子；如I3>>I2>I1，即I在I2和I3之間突然增大，則元素易形成+2價陽離子。解析:隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多，所以原子的逐級電離能越來越大。鈉的第一電離能比第二電離能小很多，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以鈉容易失去一個電子形成＋1價鈉離子；鎂的第一電離能和第二電離能相差不多，但第二電離能比第三電離能小很多，說明鎂容易失去兩個電子形成＋2價鎂離子；鋁的第一電離能、第二電離能、第三電離能相差不多，但第三電離能比第四電離能小很多，說明鋁容易失去三個電子形成＋3價鋁離子。判斷元素金屬性的強弱電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。判斷元素的化合價（I1、I2示各級電離能）如果某元素的In+1>In，則該元素的常見化合價為+n價。如鈉元素I2>I1，所以鈉元素的常見化合價為+1價。(4）電離能的應用判斷元素金屬性的強弱電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。判斷元素的化合價（I1、I2示各級電離能）如果某元素的In+1>In，則該元素的常見化合價為+n價。如鈉元素I2>I1，所以鈉元素的常見化合價為+1價。2.下表中：X、Y是主族元素，I為電離能，單位是kJ·mol－1。元素I1I2I3I4X496456269129543Y5781817274511575根據表中所列數據的判斷錯誤的是（）A.元素X是第ⅠA族的元素B.元素Y的常見化合價是＋3C.元素X與O形成化合物時，化學式可能是X2O2D.若元素Y處于第三周期，它可與冷水劇烈反應DB4.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。下圖是部分元素原子的第一電離能I1隨原子序數變化的曲線圖。請回答以下問題:(1)認真分析右圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律,將Na~Ar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519kJ·mol-1,失去第二個電子為7296kJ·mol-1,失去第三個電子為11799kJ·mol-1,由此數據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:

。

從上到下依次減小N原子2p能級半充滿,相對穩(wěn)定Li原子失去一個電子后變成Li+,Li+已形成穩(wěn)定結構,再失去電子很困難鮑林3.電負性（1）化學鍵：

元素相互化合，相鄰的原子之間產生化學作用力，形象地叫做化學鍵。（2）鍵合電子：原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。（3）電負性：①定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小②意義：電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。③標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，

得出各元素的電負性。電負性是相對值，沒單位。電負性呈周期性變化

探究元素的電負性變化趨勢【繪制變化圖】請利用圖1-23的數據制作第三周期元素、第IA和VIIA族元素的電負性變化圖，并找出其變化趨勢。第二周期第三周期第四周期電負性電負性第IA族第VIA族第VIIA族④變化規(guī)律：金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。電負性最大的是氟，最小的是銫同周期（稀有氣體元素除外），自左向右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱同主族，自上而下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。(4)應用:a、判斷元素金屬性和非金屬性的強弱

電負性越大,元素的非金屬性越強,電負性越小,元素的非金屬性越弱。①金屬元素的電負性一般小于1.8。②非金屬元素的電負性一般大于1.8。③位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”,電負性在1.8左右,既表現金屬性,

又表現非金屬性。b、判斷化學鍵的類型電負性相差很大(相差>1.7)離子鍵電負性相差不大(相差<1.7)共價鍵

電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。但也有特例（如HF）但也有特例（如NaH）電負性的差值較大

---離子鍵Na......Cl.+.....Cl..Na+-電負性差2.1電負性0.93.0b、判斷化學鍵的類型電負性相差很大(相差>1.7)離子鍵電負性相差不大(相差<1.7)共價鍵

電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。但也有特例（如HF）但也有特例（如NaH）電負性的差值較小---共價鍵H......O+.....O.H電負性差0.4電負性2.12.5+HHc、判斷化合物中各元素化合價的正負電負性大的顯負價，電負性小的顯正價。(1)電負性數值小的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力弱,元素的化合價為正值。(2)電負性數值大的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力強,元素的化合價為負值。H—O—Cl+1?2+1化合價電負性2.13.53.0HSiHHH甲硅烷SiH4+4-1顯正價顯負價①概念:在元素周期表中,某些主族元素與右下方的主族元素(如圖)的有些性質是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物,而不是過氧化物),這種相似性被稱為對角線規(guī)則。②對角線規(guī)則是從相關元素及其化合物的許多性質中總結出來的經驗規(guī)則,不是定理。③相似性：例如Li、Mg在空氣中燃燒的產物分別為Li2O和MgO;鈹和鋁的氫氧化物均為兩性氫氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。體現對角線規(guī)則的相關元素d、利用電負性解釋元素的“對角線”規(guī)則“對角線規(guī)則”可以通過元素的電負性進行解釋:Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2;Be、Al的電負性分別為1.5、1.5;B、Si的電負性分別為2.0、1.8。它們的電負性接近,說明它們對鍵合電子的吸引力相當,它們表現出的性質相似。如Li、Mg在空氣中燃燒的產物分別為Li2O、MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。

探究元素的電負性變化趨勢【比較與分析】根據圖1-22，找出第三周期元素的第一電離能的變化趨勢，與電負性的變化趨勢有什么不同？并分析其原因。同主族元素一致，即從上到下第一電離能與電負性均依次減小。同周期主族元素總體趨勢一致，即從左到右電負性依次增大，第一電離能總體趨勢也是增大，但Al和S的第一電離能出現反常的現象。規(guī)律總結

電負性是不同元素的原子對鍵合電子吸引力大小的量度,電負性越大,非金屬性越強。電負性的大小能用來判斷元素之間的成鍵類型,也可以用來判斷元素化合價的正負。電負性相同或差值小的非金屬元素的原子之間形成的化學鍵主要是共價鍵,當電負性差值為零時通常形成非極性共價鍵;差值不為零時,形成極性共價鍵;而且差值越小,形成的共價鍵極性越弱。練習1、判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。（1）電負性的大小可以作為判斷元素非金屬性強弱的依據（）（2）第一電離能的大小可以作為判斷元素金屬性強弱的依據（）（3）共價化合物中，電負性大的成鍵元素表現負價（）（4）電負性越大，元素的非金屬性越強，第一電離能也越大（）（5）電負性大于1.8的一定為非金屬，小于1.8的一定為金屬（）√√×××二、元素周期律模型小結ⅠAⅡALiNaMgKRbCs0ⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAAlSiPSClAr第一電離能減小，電負性有減小的趨勢失電子能力增強，金屬性增強同主族元素從上到下，原子半徑增大s區(qū)ns1-2p區(qū)ns2np1-6同周期主族元素從左到右，得電子能力增強，非金屬性增強第一電離能增大（注意第ⅡA與ⅢA族元素，第ⅤA與ⅥA族元素呈鋸齒狀變化）電負性有增大的趨勢分區(qū)周期族分界原子結構位置金屬性與非金屬性電離能電負性性質物質組成結構分類用途性質元素得失電子能力原子核原子半徑原子核外電子氧化性還原性等課堂小結W、X、Y、Z、N是原子序數依次增大的5種短周期元素，其元素性質或原子結構如下：元素元素性質或原子結構W電子只有一種自旋取向X原子核外s能級上的電子總數與p能級上的電子總數相等，但第一電離能都低于同周期相鄰元素Y原子核外s能級上的電子總數與p能級上的電子總數相等，但第一電離能都高于同周期相鄰元素Z其價電子中，在不同形狀的原子軌道中運動的電子數相等N只有一個不成對電子課堂練習元素元素性質或原子結構W電子只有一種自旋取向X原子核外s能級上的電子總數與p能級上的電子總數相等，但第一電離能都低于同周期相鄰元素Y原子核外s能級