选择性必修2原子结构与元素的性质优质课ppt课件

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2.构造原理与元素周期表(1)原子核外电子排布与周期划分的关系　　根据构造原理得出的核外电子排布,可以解释元素周期系的基本结构。如可以解释元素 周期系中每个周期的元素数。除第一周期外,其余各周期总是从ns能级开始,以np结束,而从 ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
规律:①周期序数=能层数;②本周期容纳元素种数=相应能级组所含原子轨道数的2倍=相应能级组最多容纳的电子数。(2)原子核外电子排布与族的关系　　族的划分与原子的价层电子数和价层电子排布密切相关。①主族元素基态原子的价层电子排布式如下:
规律:②稀有气体元素的基态原子,除氦(1s2)外,最外层都是8电子,即ns2np6。③过渡元素原子的价层电子排布
　　规律:3.原子核外电子排布与元素周期表的分区(1)元素周期表的分区　　按核外电子排布,可将元素周期表分为s、p、d、f、ds区,除ds区外,一般来说,各区的名 称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号,而第ⅠB、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核 外电子可理解为先填满了(n-1)d能级而后再填充ns能级,因而得名ds区。
　　5个区的位置关系如图所示: (2)各区元素特点(详见定点1)
1.原子半径(1)影响因素
(2)递变规律①同主族元素自上而下,随着原子序数的逐渐增大,原子半径逐渐增大。②同周期主族元素从左到右,随着原子序数的逐渐增大,原子半径逐渐减小。
特别提醒    稀有气体元素的原子半径测定标准和其他元素原子半径的测定标准不一样,故不 能根据同周期主族元素原子半径变化规律来比较稀有气体元素和主族元素的原子半径大小 关系。2.电离能(1)第一电离能①概念:气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离 能,用符号I1表示。②意义:可以衡量气态基态原子失去一个电子的难易程度。第一电离能越小,气态基态原子 越易失去一个电子;第一电离能越大,气态基态原子越难失去一个电子。
③第一电离能的变化规律(详见定点3)(2)逐级电离能　　气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第 二电离能,第三、第四、第五电离能依次类推。3.电负性(1)电负性及标准　　元素相互化合时,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吸引力的大小。以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。(2)电负性的意义　　原子的电负性越大,对键合电子的吸引力越大。(3)电负性变化规律(详见定点4)
1.基态原子的N层上只有一个电子的元素,一定是s区元素,这种说法正确吗? 基态原子的N层上只有一个电子的元素,其基态原子电子排布式可能为1s22s22p63s23p64s1、1s22s22p63s23p63d54s1或1s22s22p63s23p63d104s1,即该元素不一定位于s区。2.基态原子的价层电子排布式为(n-1)dxnsy的元素的族序数一定为x+y,这种说法正确吗? 基态原子的价层电子排布式为(n-1)dxnsy的元素的族序数可能为x+y(x+y≤7),也可能为y(x=10,y=1或2),该元素还可能在第Ⅷ族。3.钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能,这种说法正确吗? 同一周期,元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势,但第ⅡA族和 第ⅤA族元素的第一电离能一般大于同周期相邻元素,则钠元素的第一电离能小于镁元素的 第一电离能,但钠元素的第二电离能大于镁元素的第二电离能。
知识辨析 判断正误，正确的画“ √” ，错误的画“ ✕” 。
4.能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径,这种说法正确吗? 原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定,如某些碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。5.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大,这种说法正确 吗? 同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,第一电离能从左到右呈增大趋势,但有反常,如第一电离能:N>O、Mg>Al。6.电负性大的元素,其第一电离能也一定大,这种说法正确吗? 一般来说,同周期主族元素从左到右,元素的电负性逐渐变大,第一电离能呈增大趋势,但第ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素,故电负性大的元素,其第一电离能不一定大,如电负性:NO。
典例　原子结构与元素周期表存在着内在联系,按要求回答下列问题:(1)根据元素原子核外电子排布可以确定其在周期表中的位置或区域。①具有(n-1)d10ns2电子排布的元素位于周期表中　　　    区。②基态金原子的价层电子排布式为5d106s1,试判断金元素在元素周期表中位于第　　    周期 第　　　    族。③某元素原子的核电荷数为33,则其原子的价层电子排布式为　　　    ,其位于元素周期表 中的　　　　　    ,属于　　　    区的元素。(2)某元素原子的简化电子排布式为[Xe]4f46s2,其应在　　　    区。
思路点拨    根据电子排布式判断其在元素周期表中的位置或分区。
解析    (1)①具有(n-1)d10ns2电子排布的元素位于周期表第ⅡB族,位于ds区。②金基态原子的价层电子排布式为5d106s1,应位于第六周期第ⅠB族。③该元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3,该元素为主族元素,价层电子 数为5,故该元素在周期表中位于第四周期第ⅤA族,属于p区元素。(2)除ds区外,一般元素在周期表中的分区名称取决于元素原子的最后一个电子所填入的能 级,[Xe]4f46s2中最后一个电子填入4f能级,所以该元素位于f区。
答案    (1)①ds　②六　ⅠB　③4s24p3　第四周期第ⅤA族　p    (2)f
归纳总结　由元素原子的价层电子排布判断其在周期表中的位置的规律:
1.三看法比较粒子半径大小(1)“一看层”:先看能层数,一般能层数越多,粒子半径越大。(2)“二看核”:若能层数相同,则看核电荷数,一般核电荷数越大,粒子半径越小。(3)“三看电子”:若能层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,核外电子数越多,半径越大。2.具体方法(1)同周期主族元素,从左向右原子半径逐渐减小。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。(2)同主族元素,从上到下,原子或同价态简单离子半径逐渐增大。如r(Li)b>d>c,B项错误;离子 半径:C3->D->B+>A2+,C项正确;单质的还原性:B>A,D项错误。
1.电离能的变化规律(1)第一电离能的变化规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,最后一种元素(稀有气体)的第一 电离能最大,同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。②同族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。③过渡元素第一电离能的变化不太规则,对于同一周期的过渡元素而言,从左到右随着原子 序数增加,第一电离能总体上略有增加,这是因为对这些原子来说,增加的电子大部分排布在 (n-1)d或(n-2)f轨道上,原子核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。(2)逐级电离能变化规律①同一原子的逐级电离能越来越大　　元素的一个基态的气态原子失去一个电子,变成气态基态正离子后,半径减小,原子核对 电子的吸引力增大,所以失去第二个、第三个电子更加不易,所需要的能量依次增大。②当某一级电离能突然变得很大时,说明电子的能层发生了变化,即不同能层中电离能有很大的差距。如表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能:
2.影响电离能的因素(1)一般来说,同一周期的主族元素原子具有相同的电子层数,从左到右核电荷数增大,原子的 半径减小,核对最外层电子的吸引力增大,失去电子能力减弱,因而第一电离能呈增大趋势。(2)同一主族元素原子电子层数不同,最外层电子数相同,从上到下原子半径增大,原子核对最 外层电子的吸引力减小,失去电子能力增强,因而第一电离能减小。(3)某些元素原子具有全充满或半充满的电子排布,稳定性较高,如ⅤA族N、P等元素原子的 最外层p轨道为半充满状态;0族Ne、Ar等元素原子的最外层p轨道为全充满状态,均稳定,所 以它们的第一电离能大于同周期相邻元素原子。3.电离能的应用(1)判断元素的金属性与非金属性强弱　　一般地,元素的第一电离能越大,元素的非金属性越强,金属性越弱;元素的第一电离能越
小,元素的非金属性越弱,金属性越强。(2)推断元素的核外电子排布例如,Li的逐级电离能I1≪I2E(硒)　　②E(砷)E(硒)　　④E(溴)E(硒)。但ⅥA族元素和ⅦA族元素的E值未出现反常,所以E(溴)>E(硒)。(3)根据同主族、同周期元素第一电离能变化规律可以推测:E(K)