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高中人教版 (新课标)第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质备课课件ppt
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这是一份高中人教版 (新课标)第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质备课课件ppt，共33页。PPT课件主要包含了元素周期律，核电荷数，学与问，三电负性等内容，欢迎下载使用。
【教学目标】能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
江西省鹰潭市第一中学 桂耀荣
1．定义元素的性质随（ ）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。
2．实质 元素原子 的周期性变化．
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）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
1、电子的能层数2、核电荷数3、核外电子数
（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。
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：C>B>AB.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：A
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I1表示，单位：kJ/ml
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。符号I2
思考与探究：观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：
元素的第一电离能呈周期性变化
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。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）
b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素
ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构
①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。②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
③利用逐级电离能判断化合价
学与问：P181.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。
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。
课堂练习1、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.
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）
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.ns2np5 C.ns2np4 D.ns2np6
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
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。
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小的数值。（电负性是相对值，没单位）
鲍林L.Pauling1901-1994
金 属：＜1.8类金属：≈1.8非金属：＞1.8
2、电负性的标准和数值：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
3、变化规律:①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。
②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。
②判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
③判断化学键的极性强弱 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。
①判断元素金属性和非金属性的强弱 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。
④判断共价化合物中元素的化合价的正负
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。
如查阅资料，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。
5.对角线规则 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”。
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：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2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 1ml Na失去1 ml电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/ml。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 HClO4>H2SO4 ，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
1.（2009·上海高考）在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分，下列各对原子形成的化学键中共价键成分最少的是（ ）A.Li,F B.Na,F C.Na,Cl D.Mg,O【解析】所以共价键成分最少的为B项。
2、有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题：
(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________(用化学符号填空，下同)(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________，非金属性最强的是________。(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是_______， 有共价键的是________。
H2O、SO2、SO3
【教学目标】能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
江西省鹰潭市第一中学 桂耀荣
1．定义元素的性质随（ ）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。
2．实质 元素原子 的周期性变化．
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）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
1、电子的能层数2、核电荷数3、核外电子数
（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。
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：C>B>AB.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：A
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I1表示，单位：kJ/ml
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。符号I2
思考与探究：观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：
元素的第一电离能呈周期性变化
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。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）
b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素
ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构
①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。②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
③利用逐级电离能判断化合价
学与问：P181.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。
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。
课堂练习1、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.
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）
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.ns2np5 C.ns2np4 D.ns2np6
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
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。
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小的数值。（电负性是相对值，没单位）
鲍林L.Pauling1901-1994
金 属：＜1.8类金属：≈1.8非金属：＞1.8
2、电负性的标准和数值：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
3、变化规律:①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。
②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。
②判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
③判断化学键的极性强弱 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。
①判断元素金属性和非金属性的强弱 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。
④判断共价化合物中元素的化合价的正负
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。
如查阅资料，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。
5.对角线规则 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”。
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：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2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 1ml Na失去1 ml电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/ml。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 HClO4>H2SO4 ，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
1.（2009·上海高考）在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分，下列各对原子形成的化学键中共价键成分最少的是（ ）A.Li,F B.Na,F C.Na,Cl D.Mg,O【解析】所以共价键成分最少的为B项。
2、有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题：
(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________(用化学符号填空，下同)(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________，非金属性最强的是________。(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是_______， 有共价键的是________。
H2O、SO2、SO3
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