人教版高中化学选修三 1.2 原子结构与元素的性质第2课时（课件2）

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1、新课标人教版选修三物质结构与性质,第一章原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 （第二课时）,襄阳市田家炳中学 刘晓娟 2019年11月12日星期二,学与问,元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？,1、原子半径,（一）原子半径：,1、影响因素:,2、规律：,（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。,二、元素周期律,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，

2、 原子半径越大。,课堂练习1： 比较下列微粒的半径的大小： （1）Ca AI (2) Na+ Na (3) Cl- Cl (4)K+ Ca2+ S2- CI-,S2-CI-K+Ca2+,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：CBA B.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,（二）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

3、的能量叫做第二电离能。符号2,思考与探究： 观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：,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,学与问： 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强

4、。,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。,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：He,从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）,KNaMg,课堂练习：,2在下面的电子结

5、构中,第一电离能最小的原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5 ns2np4 D ns2np6,C,（三）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）,鲍林L.Pauling 1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,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

6、性和非金属性强弱的尺度,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。,（三）电负性,3、电负性的意义：,电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；电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。,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。,科

7、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、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。,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（ ）,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 HClOH2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH)2 8、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,