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1、原子结构与元素第二课时(用),1-2 原子结构与元素的性质,第二课时,原子结构与元素第二课时(用),知识回顾,元素周期律的内容,原子结构与元素第二课时(用),表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,最外层电子数12,最外层电子数18,最外层电子数18,原子结构与元素第二课时(用),【核外电子排布的变化规律】,结论：核外电子排布呈周期性的变化规律,原子结构与元素第二课时(用),表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,原子半径 大小,原子半径 大小,原子结构与元素第二课时(用),【原子半径的变化规律】,原子结构与元素第二课时(用),原子半径的影响因素:,规律
2、：,（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。,原子半径的大小,取决于,1、电子的能层数2、核电荷数,（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。,（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多， 原子半径越大。,结论：原子半径呈周期性的变化规律,原子结构与元素第二课时(用),课堂练习2：具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C下列分析正确的是（ ）A.原子序数关系：CBAB.微粒半径关系： Bn- An+C. C微粒是稀有气体元素的原子.D. 原子半径关系是：ABC,BC,原子结构与元素第二课时(用),表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,主要化合价：正价
3、+10,主要化合价：正价+1+5，负价：-4 -1 0,主要化合价：正价+1+7，负价：-4 -10,原子结构与元素第二课时(用),【元素化合价的变化规律】,结论：元素的化合价呈周期性的变化规律,原子结构与元素第二课时(用),根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:,Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,用结构观点解释：,电子层数相同核电荷数增多,原子半径减小,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强,同周期元素 从左到右,原子核对最外层电子的吸引力增强,原子结构与元素第二课时(用),族,周期,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强
4、,B,Si,As,Te,At,Al,Ge,Sb,Po,非金属性逐渐增强,Cs,F,【元素金属性和非金属性的递变】,原子结构与元素第二课时(用),元素的金属性与非金属性的判断,元素的化学性质(如:金属性与非金属性)呈现周期性变化,原子结构与元素第二课时(用),随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素原子半径呈现周期性变化 元素主要化合价呈现周期性变化,元素的化学性质(如:金属性与非金属性)呈现周期性变化,【结论】：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化,【注意】： 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。,-元素周期律,原子结构与元素
5、第二课时(用),随着原子序数的递增,核外电子排布呈周期性变化,元素性质呈周期性变化,元素周期律,最外层电子数 18,（K层电子数 12）,原子半径 大小,（稀有气体元素突然增大）,化合价：+1+7 41,（稀有气体元素为零）,决定了,归纳出,引起了,元素化学性质金属性非金属性变化,原子结构与元素第二课时(用),1-2 原子结构与元素的性质（第3课时）,原子结构与元素第二课时(用),2、电离能（阅读课本18）,（1）、概念,气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。用符号1表示，单位：kj/mol,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能
6、。符号2,原子结构与元素第二课时(用),思考与探究：观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：,原子结构与元素第二课时(用),（2）、元素第一电离能的变化规律：,1）同周期：a、从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；,2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。,3、电离能的意义：,（第A元素和第A元素的反常现象如何解释？）,b、第A元素A的元素；第A元素A元素,电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。,A半充满、 A全充满结构,原子结构与元素第二课时(用),学与问：1.碱金属的电离能与碱金属的活
7、泼性存在什么关系？,碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？,因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。,看逐级电离能的突变。,原子结构与元素第二课时(用),课堂练习：下列说法正确的是（ ）A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.,A,反常现象,最大的是稀有气体的元素
8、：He,从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）,KNaMg,原子结构与元素第二课时(用),课堂练习：,2在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( )A ns2np3 B ns2np5C ns2np4D ns2np6,C,原子结构与元素第二课时(用),3、电负性（阅读课本18）,（1）、基本概念,化学键：,元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。,键合电子：,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性：,用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没单位）,原子结构与元素第二课时(用),鲍林L.Pauling1901-1994,
9、鲍林研究电负性的手搞,原子结构与元素第二课时(用),金 属：1.8类金属：1.8非金属：1.8,以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。,电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度,原子结构与元素第二课时(用),（2）、变化规律:同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。,同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。,电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。,（3）、电负性的意义：,原子结构与元素第二课时(用),电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；电
10、负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；,电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。,原子结构与元素第二课时(用),科学探究,1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。,原子结构与元素第二课时(用),原子结构与元素第二课时(用),科学探究,2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。,解答：Li、
11、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。,原子结构与元素第二课时(用),课堂练习：一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2共价化合物（ ）离子化合物（ ）,原子结构与元素第二课时(用),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
12、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 HClO4H2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH)28、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,原子结构与元素第二课时(用),谢谢,原子结构与元素第二课时(用),练 习,1、以下能级符号不正确的是： A 5s B 4d C 3f D 6p2、下列各原子或离子的电子排布式正确的是 A F 1s22s22p7 B Na+ 1s22s22p6 C Fe D Al3+ 1s2
13、2s22p63s23、下列核外电子排布属于基态的是 A C 1s22s12p3 B C 1s22s22p2 C Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 D Mg 1s22s22p63s13p14、下列原子结构与洪特规则有关的是 A Cu原子的外围电子排布是 3d104s1而不是3d94s2。 B S 原子的价电子排布是 3s23p4而不是3s13p5。 C Fe 原子的外围电子排布是3d64s2 而不是3d8。 D N原子的最外层有3个未成对电子，且自旋方向相同。,C,原子结构与元素第二课时(用),5、氢原子的电子云图中小黑点表示的是 A个小黑点表示一个电子黑点的多少表示电子个数的多
14、少表示电子运动的轨迹表示电子在核外空间出现机会的多少、仔细研究构造原理，得出ns、np、(n-1)d、 (n-2)f 能级的高低顺序是：，这与元素周期表中每个周期所容纳的元素个数有何关系？,练 习,原子结构与元素第二课时(用),电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。,核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。,1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子
15、半径越小。如FeFe2+Fe3+,微粒半径的比较,判断的依据,具体规律,原子结构与元素第二课时(用),金属性强弱,非金属性强弱,与水反应置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性强弱单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）互相置换反应原电池反应中正负极,与H2化合的难易及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物酸性强弱单质的氧化性或离子的还原性互相置换反应,判断依据,元素的金属性与非金属性,原子结构与元素第二课时(用),、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：NaMgAl;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiClBrI。、金属活动性顺序表：KCaMgAlZnFeSnPb(
16、H)CuHgAgPtAu,规律：,元素的金属性与非金属性,原子结构与元素第二课时(用),1、某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍,其质子数是最外层电子数的3倍,该元素基态原子的电子排布式 。2、写出下列元素的电子排布式： Al Cu Fe K 写出下列元素的外围电子排布式： Cl Ca Zn Cr3、试用有关理论解释Cu元素原子的外围电子排布是3d104s1而不是3d94s2，简述其理由。,练 习,原子结构与元素第二课时(用),原子结构与元素第二课时(用),比较:(1)微粒半径:Mg2+,Na+,F-(2)第一电离能:Na,Mg,K(3)电负性:F,S,O(4)热稳定性:HF,HCl,HBr,HI(5)酸性:H2SO4,HClO4,H3PO4,H2CO3,