人教版 (2019)选择性必修2原子结构与元素的性质课堂教学课件ppt

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第二节　原子结构与元素的性质基础课时4　元素周期律第一章　原子结构与性质学习目标 1min自学检测 3min①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。同周期，序大径小；同主族，层多径大。②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。同结构，序大径小。③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。同元素，价高径小。Mg2＋ r(Cl)> r(F)如 r(Al3+) r(Fe3+)原子半径的比较离子半径的比较二、电离能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最低能量叫做第一电离能。符号：I1 单位：kJ·mol-1能量最低的保证条件M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强；电离能越大，表明在气态时该原子失去电子 ，即元素的________性越弱。容易越难金属金属2、电离能的意义同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即 I1< I2< I3ⅢA的元素 第ⅤA元素>ⅥA元素对于 B 和 Al 这两个锯齿状变化，一般解释为： B 和 Al 的第一电离能失去的电子是 np 能级的，该能级电子的能量比左边 Be 和 Mg 失去的 ns 能级电子的高。对于O和 S 这两个锯齿状变化，有两种解释：① N 和 P 的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高； ② O 与 S 失去的是已经配对的电子，配对电子互相排斥，电离能较低。(3)电离能大小反常原因ⅤAⅥAⅡAⅢAns2np4ns2np1ns2ns2np3第二周期：Be>B N>O 第三周期：Mg>Al P>S【思考与交流】 课本P24(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？碱金属的I1越小，越易失去电子，金属活泼型越强。金属活动性顺序与相应电离能大小顺序并不一致金属活动性顺序: 在水溶液中金属原子失去电子的能力电离能: 金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力 (是原子气态时活泼性的量度)因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致注意：为什么原子的逐级电离能越来越大？(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，导致原子的逐级电离能越来越大。这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。当电离能发生突跃变化时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。跨越不同能层失电子时，电离能出现突跃，可推断原子价层电子数，推测其最高化合价(主族序数)。钠的I1比I2小很多，说明钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；镁的I1和I2相差不多，但I2比I3小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；铝的I1、I2、I3相差不多，但I3比I4小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。电离能的应用1．判断元素金属性的强弱一般地，I1越大，元素的非金属性越强； I1越小，元素的金属性越强。金属性:Li Mg>规律：若某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n价。2．判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）如Al：I1 ＜ I2＜I3≪ I4 ，表明Al原子易失去3个电子形成＋3价阳离子；钠元素I2 ≫ I1，其常见化合价为+1价。多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。3．判断核外电子的分层排布情况同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。4． 反映元素原子的核外电子排布特点电离能规律及其应用 对于同周期元素第一电离能ⅢA＜ⅡA的解释一般为ⅢA的第一电离能失去的电子是np能级的，而ⅡA的第一电离能失去的电子是ns能级的；np能级的能量高于ns能级的能量，故易失去，即第一电离能低。对于同周期元素第一电离能ⅥA＜ⅤA的解释有两种：其一是第ⅤA族价层电子排布为ns2np3，p能级处于半充满的较稳定结构，故难失去1个电子，即第一电离能高；其二是第ⅥA族价层电子排布为ns2np4，p能级有一对已经配对电子，配对电子相互排斥，故易失去1个电子即第一电离能低。(1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因此失去第二个电子比第一个电子更难，需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。(2)Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，所以Na易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，故Mg易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，故Al易失去三个电子形成＋3价离子。B该元素的第一、二电离能较小，第三电离能剧增，说明该元素原子易失去2个电子，其最外层电子数为2，该元素位于第ⅡA族。随着原子序数增大，E值变小①③485 73810号元素为氖，氖原子的2p能级全充满比较稳定，第一电离能较大E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)科学家通过：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(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引电子的能力呢？三、电负性 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。1.键合电子2.电负性 电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。（电负性是相对值，没单位）键合电子化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的相互作用力，形象地称为化学键。原子的价电子键合电子：参与化学键形成孤对电子：未参与化学键形成鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手稿一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大； 同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。鲍林利用实验数据进行了理论计算，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(稀有气体未计)。(放射性元素除外)电负性最小(稀有气体除外) 电负性最大电负性的应用：①判断元素的金属性和非金属性 类金属：金属、非金属分界线两侧的元素电负性越大，非金属元素越活泼；电负性越小，金属元素越活泼“类金属”既有金属性，又有非金属性≈1.8“类金属”的电负性：＞1.8非金属的电负性：＜1.8金属的电负性：金属性强弱的判断依据:①金属单质与水(或酸)反应置换出H2的难易程度，越易置换出氢气，说明金属性越强。②最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱，碱性越强，则金属性越强。③金属活动性顺序表，位置越靠前，说明金属性越强。④金属单质之间的置换，金属性强的置换金属性弱的。⑤金属阳离子氧化性的强弱，金属阳离子氧化性越弱，金属的金属性越强。⑥原电池的正负极，一般负极的金属性大于正极。⑦元素的第一电离能，一般I1越小，金属性越强。⑧元素的电负性，元素的电负性越小，金属性越强。⑨元素在周期表中的位置，同周期从左往右，元素的金属性减弱，同主族从上到下，金属性增强。非金属性强弱的判断依据:①单质与H2化合的难易程度，与H2化合越容易，说明非金属性越强。②形成的气态氢化物的稳定性，形成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强。③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性的强弱，酸性越强，说明非金属性越强。④非金属单质之间的置换，非金属性强的置换非金属性弱的。⑤非金属阴离子还原性的强弱，非金属阴离子还原性越弱，非金属的非金属性越强。⑥元素的第一电离能，一般I1越大，非金属性越强。⑦元素的电负性，元素的电负性越大，非金属性越强。⑧元素在周期表中的位置，同周期从左往右，元素的非金属性增强，同主族从上到下，非金属性减弱。电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，元素表现出的性质相似Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2Be、Al的电负性分别为1.5、1.5 B、Si的电负性分别为 2.0、1.8电负性的应用：对角线规则 电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值。电负性的应用：②判断化合物中元素化合价的正负 BrClBr—Cl+1 -1甲硅烷SiH4显正价显负价+4 -1甲烷CH4显负价显正价-4 +1HClOH—O—Cl+1 -2 +1HClH—Cl+1 -1+1NaH -1+3NCl3NF3 -1-3+1PCl3+3-1NCl3+3H2O =NH3 + 3HClO-3+1电负性的应用：③判断化学键的类型 如：NaCl CaO HCl AlCl3 H2O 电负性的差:2.1 0.9 1.5 1.4 化学键类型:离子 离子 共价 共价 共价 2.1 电负性相差很大(相差>1.7)离子键电负性相差不大(相差 H—Br > H—I④判断化学键的极性强弱探究：课本P26[绘制变化图]利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。同周期主族元素：同主族元素：从左至右电负性逐渐变大从上至下电负性逐渐变小[比较与分析]根据图1－22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。 同周期元素原子从左到右，第一电离能总体增加(个别反常)，电负性增大。因为，从左到右，原子半径减小，原子核对最外层电子吸引力增大，原子失电子能力减弱，得电子能力增强。 同主族元素原子从上到下，第一电离能减小，电负性也减小。因为从上到下，原子半径增大，原子核对最外层电子吸引力减小，原子失电子能力增强，得电子能力减弱。第一电离能电负性注:①第一电离能:ⅡA族>ⅢA族, ⅤA族>ⅥA族。 ②稀有气体电离能为同周期中最大。 ③比较电负性大小时, 不考虑稀有气体元素。原子半径增大原子半径减小价(层)电子：指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键，跟元素化合价有关的电子。价电子层：价电子所处的能级称为价电子层，简称价层。对于主族元素来说，价层电子就是最外层电子；对于副族元素来说，价层电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。如Na的价电子处于3s能级，Fe的价电子处于3d能级和4s能级，Br的价电子处于4s能级和4p能级。价层电子排布：又称特征电子构型，直观地反映基态原子的电子层数、参与成键的电子数以及最外层电子数。通常元素周期表只给出价层电子排布。如Na的价层电子排布为3s1，Fe的价层电子排布为3d64s2，Br的价层电子排布为4s24p5。电负性规律及其应用 电负性：衡量的是不同原子吸引电子的能力。Cl >C >SiCl元素的电负性为3.0，Al元素的电负性为1.5，差值小于1.7，形成共价键，故AlCl3是共价化合物。D碳(或C)O>C>Si　C>H>Si2个 3d84s22s22p2 2s22p4 1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2　GeCl4　C　BrCl＋H2O=HCl＋HBrO共价　Br＜电负性：Br