人教版选修三化学全册教学课件

1、第一章 原子结构与性质,第一节 原子结构,第一课时,原子结构模型的发展,实心圆球体,枣糕式模型,有核原子模型,电子云模型,行星模型,一、开天辟地原子的诞生,宇宙大爆炸,整个宇宙最初聚集在一个“原始原子”中，后来发生了大爆炸，碎片向四面八方散开，形成了我们的宇宙。大爆炸后两小时，诞生了大量的 H 、少量的 He 及极少量的Li，然后经过以上元素发生原子核的熔合反应，分期分批的合成了其它元素,原子核外电子的排布规律,1）核外电子总是尽量先排布在能量 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步 的电子层(能量最低原理)。 （2）原子核外各电子层最多容纳 个电子。 （3）原子最外层电子数目不能超过 个

2、(K层为最外层时不能超过2个电子)。 （4）次外层电子数不能超过 个(K层为次外层时不超过2个)，倒数第三层电子数不能超过 个,2n2,8,18,32,较低,升高,启示,1、人类对原子结构认识的逐渐深入，都是建立在实验研究基础上的，实验是揭示原子结构的重要手段。 2、汤姆生、卢瑟福、玻尔等几代师生都是诺贝尔科学奖获得者，他们勇于怀疑科学上的“定论”，不迷信权威，为科学的发展作出了重要贡献。自然科学就是在不断探索中修正错误而前进的,二、能层（电子层）与能级（电子亚层,1、能层,1）在多电子的原子中，核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层。核外电子是分层排布 的,2

3、）核外电子分层排布,依据核外电子的能量不同： 离核远近：近 远 能量高低：低 高,2、能级（电子亚层,能层与能级表示方法及各能级所容纳的最多电子数,在多电子原子中，同一能层的电子，能量可以不同，还可以把它们分成能级,思考与交流】 1.不同的能层分别有多少个能级，与能层的序数（n）间存在什么关系？ 2. 不同能层中，符号相同的能级中所容纳的最多电子数是否相同？以s、p、d、f排序的各能级可容纳的最多电子数是多少,规律： （1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf 第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第3能层有3个能级(3s、3p和3d)，依次类推。 （2

4、）任意一个能层，其能级数 = 能层序数。 （3）s、p、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍。 （4）同一层中，各能级的能量是按s、p、d、f 的次序增高。 （5） 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数是相同的，但能量是不同的,课堂小结,一.开天辟地原子的诞生,二、能层与能级,第一章 原子结构与性质,第一节 原子结构,第二课时,三、构造原理与电子排布式,1、构造原理 随原子核电荷数递增，绝大多数原子核外电子的排布遵循如右图的排布顺序，这个排布顺序被称为构造原理,2、能 级 交 错 现 象,构造原理： 1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p； 5s 4d 5p; 6s 4

5、f 5d 6p；7s 5f 6d 7p,3、能量最低原理,原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里,部分原子的电子排布式，空着的自己填上,4、对于同一电子亚层(能级)(等价轨道),当电子排布为全充满、半充满或全空时,原子是比较稳定的,相对稳定的状态有：全充满：p6,d10,f14。全空：p0,d0,f0。半充满：d5,f7,Na：1s22s22p63s1,能层序数,该能级上排布的电子数,能级符号,K,L,M,按能层次序书写,电子排布式,用数字在能级符号右上角表明该能级上的排布的电子数,根据已有知识，试

6、写出K原子的可能电子排布式与原子结构示意图,猜想一,1s22s22p63s23p63d1,猜想二,1s22s22p63s23p64s1,问题探究,氢 H 镁 Na,1s22s22p63s2,1s1,练习,写出O、Ar的原子结构示意图和电子排布式,5、原子的简化电子排布,Ne3s1,写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式,意义：用方括号将该元素前一个周期的惰性气体括起来，再将特征电子排布补充出来,O：He2s22p4 Si：Ne3s23p2 Fe：Ar3d64s2,钠的简化电子排布,练习,构造原理中排布顺序的实质,1）相同能层的不同能级的能量高低顺序 ： nsnpndn

7、f 2）英文字母相同的不同能级能量高低顺序： 1s2s3s4s；2p3p4p; 3d4d 3) 不同层不同能级可由下面的公式得出: ns (n-2)f (n-1)d np (n为能层序数,各能级的能量高低顺序,三、构造原理与电子排布式,课堂反馈练习,1、在同一个原子中，M能层上的电子与Q能层上的电子的能量( ) A前者大于后者 B后者大于前者 C前者等于后者 D无法确定,2支撑“宇宙大爆炸”理论的重要事实之一是（ ） A宇宙原子总数的88.6是氢 B地球上的元素绝大多数是金属 C普鲁特“氢是元素之母”的预言 D宇宙中存在少量稀有气体分子,B,A,4下列各能层中不包含p能级的是（ ） AN BM

8、 CL DK,5下列各组微粒中，各能层电子数均达到2n2个的是（ ） ANe和 Ar BH 和Na+ CNe和Cl DF 和S2,D,B,3以下能级符号正确的是（ ）(双选) A. 6s B2d C3f D7p,AD,6比较下列多电子原子能级的高低 （1）1s,3d （2） 3s,3p,3d （3）2p,3p,4p,7请根据构造原理，写出下列基态原子的电子排布式： （1）N （2）Ne （3）Cl （4）Ca,1s3d,3s 3p 3d,2p 3p 4p,第一章 原子结构与性质,第一节 原子结构,第三课时,基态与激发态相互转化的应用,基态原子与激发态原子,处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态

9、原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一,1、基态处于最低能量的原子。 激发态当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子,四、基态、激发态与光谱,2、原子光谱,不同元素的原子的核外电子发生跃迁时会吸收或释放不同频率的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱,基态原子,发射光谱,吸收能量,激发态原子,释放能量,吸收光谱,能量高,能量低,3、原子光谱的分类,发射光谱和吸收光谱,化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量

10、等,6、光谱分析的应用,通过原子光谱发现许多元素,如：铯（1860年）和铷（1861年），其光谱中有特征的篮光和红光。 又如：1868年科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦,练习：判断下列表达是正确还是错误 1）1s22p1属于基态； 2）1s22s2 2p63s2 3p63d54s1属于激发态； 3）1s22s2 2p63d1属于激发态； 4）1s22s2 2p63p1属于基态,课堂反馈练习,1、同一原子的基态和激发态相比较（ ） A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定 C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定,2、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（ ） A元素

11、原子的核电荷数 B原子核外电子的多少 C电子离原子核的远近 D原子核外电子的大小,3、按所示格式填写下表的空格,第一章 原子结构与性质,第一节 原子结构,第四课时,相关知识回顾,1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下,1)根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为 ，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有 个电子。 （2）从上表中可以发现许多规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与 相等。请再写出一个规律,电子能量,2n2,8,能层数,每个能

12、级最多容纳的电子数,总是奇数的2倍,五、电子云与原子轨道,1、电子云,1）电子运动的特点：质量极小，运动空间极小，高速运动（接近光速）；无固定轨道绕原子核运动,因此，电子运动不能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率,用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则P/V成为概率密度，用 表示,2）电子云：处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。 （3）电子云形状：不同原子轨道的电子云形状是不同的，能层序数越大，原子轨道的半径越大,2、原

13、子轨道：把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。即电子出现的概率约为90%的空间圈出来，这种电子云轮廓图称为原子轨道,S的原子轨道是_形的，能层序数越大，原子轨道的_ _,半径越大,球,1）s 轨道上电子云形状,P的原子轨道是_形的，每个P能级在空间有3个伸展方向，即有_个轨道，它们互相垂直，分别以_、_、_为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而_,哑铃,3,Px,Py,Pz,增大,2）p 轨道上电子云形状,3）d 、f轨道上电子云形状,d 、f轨道各有5、7种空间伸展方向，电子云形状更复杂,注意：同一能层的不同能级，能量不同；同一能级的不同轨道，能量相同,量子力学告诉我们

14、：ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道。而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示,3、泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理称为泡利原理。由此原理可推出各电子层的轨道数和容纳的电子数,科学探究下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息,4、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同,5、洪特规则特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。（现阶段学

15、习中只研究符合3d 和4s电子排布情况,课堂小结,1、电子云,人为形象地描述。不同原子轨道的电子云形状是不同的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。S电子云为球形对称，p电子云为哑铃形,2、原子轨道,3、泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反,4、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同,5、洪特规则特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的,课堂反馈练习,1、写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数

16、和它占据的轨道。,2、下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息,3、下列最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是（,A,B,C,D,C,第一章 原子结构与性质,第二节 原子结构与 元素的性质,周期,短周期,长周期,第1周期(H-He)：2 种元素,第2周期(Li-Ne)：8 种元素,第3周期(Na-Ar)：8 种元素,第4周期(K-Kr)：18 种元素,第5周期(Rb-Xe)：18 种元素,第6周期(Cs-Rn)：32 种元素,不完全周期,第7周期：26种元素,镧57La 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素,锕89Ac 铹103Lr 共15 种

17、元素称锕系元素,周期序数 = 电子层数（能层数,横行,知识回顾：元素周期表的结构（由周期与族构成,族,主族,副族,A , A , A , A ,A , A , A,第VIII 族,稀有气体元素,主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数,纵行,零族,共七个主族,B , B , B , B ,B , B , B,共七个副族,三个纵行(第8、9、10），位于 B 与B中间,知识回顾：元素周期表的结构（由周期与族构成,元素周期表从左到右族顺序依次为,A , A , B , B ,B , B , B，第VIII 族； B , B , A , A ,A , A , A，零族,_,_,1）同一周期元素结

18、构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐,二、原子结构和性质周期性变化,复习回忆,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,思考与探究,1、以第三周期为例，写

19、出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律,最外层电子排布从1个电子(ns1)到 8个电子(ns2np6)呈周期性变化,结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化,一）元素周期系的形成 (1)周期系的形成 随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现_，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现_；这样形成一个_，循环往复形成周期系,碱金属,稀有气体,周期,2)原因：_的周期性重复,原子核外电子排布,一、原子结构与元素周期表,二)原子的电子排布与周期的划分,1)观察周期表,我们会发现,每一周期的第一种

20、元素(除第一周期外)是 _, 最外层电子排布为_,每一周期的最后一种元素都是 _ , 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是_,碱金属,ns1,稀有气体,ns2np6,2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的_,能层数,结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化,一、原子结构与元素周期表,50,31,2、你能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律,思考与探究,32,归纳： （ 3）、随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多

21、。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋,元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋,1、写出每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布式,ns1 (n表示电子层数,第一周期：s2 其它周期：ns2np6 (n为电子层数,2、写出每个周期最后一个元素的最外层电子的排布式,3、同族主族元素的价电子层有何规律,相同,4、同族过渡元素的价电子层有何规律,价电子层上的电子总数相等,5、零族元素的价电子层有何规律,除氦外，其它相同,三)原子的电子排布与族的划分,在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个 族序数和价电子数是一般相等的.

22、 主族元素：主族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：副族序数（大多数） =（n-1)d+ns的电子数 =价电子数,1、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族,其排布式为Ar3d54s2,由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素是第四周期B族,课堂练习,按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、 p区、d区、ds区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、p区分别有几个纵列,区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号,思考与探究,四）、元素周期表的分区,1、s区,特点,价电子数=主族序数=最外层电子数,含A与A共两族两

23、列；价电子层为ns1或2(n1,2、p区,特点,价电子总数=主族序数（零族除外,含A至A及零族共六族六列；价电子层为ns2 np1-6(n2),以非金属元素为主,3、d区,特点,价电子总数=副族序数; 若价电子总数为8、9、10，则为族,均为金属元素,含B至B和族共六族八列 (镧系和锕系属f区)； 价电子层为(n-1)d1-9ns1-2,说明： 核外电子的排布规律只是经验总结，并不是所有元素都一定符合,4、ds区： 含B与B共两族两列； 价电子层为 (n-1)d10ns1或2,价电子总数=所在的列序数,特点,均为金属元素；且d轨道电子全充满，一般不参与化学键的形成,5、f区： 包括镧系与锕系；

24、 价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2,说明,由于最外层电子数基本相同， (n-1)d电子数也基本相同，一般是(n-2)f的电子数不同，因此镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质也相似,元素周期表的五个分区,小结：(四)原子的电子构型和元素的分区,S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。除H外，其余为活泼金属,p区元素：最外层电子构型从ns2np1ns2np6的元素。即IIIAVIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区,ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为12个，均为金属元素,f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同

25、，化学性质相似,d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为12个，均为金属元素，性质相似,问：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外),s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属,1. 为什么副族元素及VIII族又称为过渡元素,2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么,思考,副族元素和VIII族处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素,1. 为什么副族元素与VIII族又称为过渡元素,2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集

26、中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么,这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性,处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属,已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区,由于是A族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4,电子排布式Kr4d105s25p4,

27、课堂练习,属P区,二、元素周期律,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,核电荷数,2实质 元素原子 的周期性变化,核外电子排布,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 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，

28、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,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。符号

29、2,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,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。 判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷,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

30、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,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,

31、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,三）电负性,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的数值。（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：1.8,2、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

32、以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度,3、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,三）电负性,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,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,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、电负性的意义,判断共价化合物中元素的化

33、合价的正负,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,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

34、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 HClO4H2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH)2 8、第一周期有2*12=2

35、，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素,概念辩析,1.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,课堂练习,B,2.对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是（ D ） A.原子半径最小 B.原子序数为7 C.第一电离能最大 D.电负性最大,3、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

36、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_ _,H,O,Al,S,K,K,O,负,正,Al2O3、K2O,H2O、SO2、SO3,第一章 原子结构与性质,

37、第2节 原子结构与元素的性质,教学目标,1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系 2、知道外围电子排布和价电子层的涵义 3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律 4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系 5、掌握原子半径的变化规律 6、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质,7、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系 8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系 9、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值 10、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素

38、的某些性质 11、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明 12、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质 13、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力,第二节 原子结构与 元素的性质 （第1课时,知识回顾,元素周期表的结构,一、元素周期表的结构,周期,短周期,长周期,第1周期：2 种元素,第2周期：8 种元素,第3周期：8 种元素,第4周期：18 种元素,第5周期：18 种元素,第6周期：32 种元素,不完全周期,第7周期：26种元素,镧57La 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素,锕89Ac 铹103Lr 共15

39、种元素称锕系元素,周期序数 = 电子层数（能层数,横行,族,主族,副族,A , A , A , A ,A , A , A,第VIII 族,稀有气体元素,主族序数=最外层电子数=价电子数 =最高正价数,纵行,零族,共七个主族,B , B , B , B ,B , B , B,共七个副族,三个纵行(8、9、10），位于 B 与B中间,一、元素周期表的结构,元素周期表的结构,七主七副七周期,族零族镧锕系,1、在周期表中，把 相同的元素，按 的顺序从左到右排成横行，称之为 ，有 个；在把不同横行中 相同的元素，按 递增的顺序由上而下排成纵行，称之为 ，共有 个纵行， 个族。16个族又可分为 主族、 副

40、族、 族、 0族,能层数,原子序数递增,周期,7,最外层电子数,能层数,族,18,16,7个,7个,1个,1个,课堂练习,2、某周期A族元素的原子序数为x，则同周期的族元素的原子序数是( ) A 只有x+1 B 可能是x+8或x+18 C 可能是x+2 D 可能是x+1或x+11或x+25,课堂练习,D,知识回顾,二、原子结构和性质周期性变化,1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定

41、的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐,二、原子结构和性质周期性变化,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,二、原子结构和性质周期性变化,3）同周期元素的主要化合价： 最高正价：+1递增到+7（氟、氧例外） 负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化,最高正价+|负价|=8,课堂练习,3、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是： .在碱金属中它具有最大的原

42、子半径 .它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱 C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物 D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸,4、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为 （ ） A. H2XO3 B. H3XO4 C. H2XO4 D. HXO4,C,思考与探究,1、以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律,最外层电子排布从1个电子(ns1)到 8个电子(ns2np6)呈周期性变化,结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化,一)原子的

43、电子排布与周期的划分,1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 _, 最外层电子排布为_,每一周期的最后一种元素都是 _ , 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是_,碱金属,ns1,稀有气体,ns2np6,2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的_,能层数,结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化,一、原子结构与元素周期表,50,31,2、你能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律,思考与探究,32,由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元

44、素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋,元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋,思考与探究 3、周期表上的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系,不一定相等,相等,二)原子的电子排布与族的划分,在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是相等的. 主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+

45、ns的电子数 =价电子数,4、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族,其排布式为Ar3d54s2,由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素是第四周期B族,课堂练习,4、按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、p区分别有几个纵列,区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号,思考与探究,三)原子的电子构型和元素的分区,S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。除H外，其余为活泼金属,p区元素：最外层电子构型从ns2np1ns2np6的元素。即IIIA

46、VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区,ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为12个，均为金属元素,f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似,d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为12个，均为金属元素，性质相似,思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外),s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属,1. 为什么副族元素又称为过渡元素,2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么,思考,副族元

47、素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素,1. 为什么副族元素又称为过渡元素,2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么,这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性,处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属,5、已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。试写出该元素基

48、态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区,由于是A族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4,电子排布式Kr4d105s25p4,课堂练习,属P区,1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置,第四周期，B族,2.试确定32号元素在周期表中的位置,第四周期，A族,3.判断处于第三周期，A族元素的价层 电子结构、原子序数,Ne3s23p2，第14号元素,练习,课堂小结,1、原子的电子排布与周期的划分,2、原子的电子排布与族的划分,主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns的 电子数=价电子数,3、原子的电

49、子构型和元素的分区,周期序数=能层数,5个区：s区、d区、ds区、p区、f区,一、原子结构与元素周期表,第一章原子结构与性质,第二节 原子结构与 元素的性质 （第2课时,二、元素周期律,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,核电荷数,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

50、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：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,第一章原子结构与性质,第二节 原子结构与 元素的性质 （第3课时,一）原子半径,1、影响因素,2、比较原子半径大小的规律

51、,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， 原子半径越大,复习回忆,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

52、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,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，

53、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在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5C ns2np4D 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

54、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

55、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,

56、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

57、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,第二节 原子结构与元素性质（2）元素周期表与元素周期律：原子半径,1、C、2、AC、3、B、4、C、5、D、6、C、7、C、8、C、 9、（1）七、IVA、金属、 （2）XO2、X(OH)4、碱 （3）XCl2、XCl4 10、A：（1）略（2）IVA（3）氯、H2S+Cl2=S+2HCl B：（1）B（2）

58、H（3）镁、bc,第二节 原子结构与元素性质（3）电离能，电负性,1、D、2、C、3、AD、4、C、5、B、6、D、7、D 8、电子层数、核电荷数 9、气、中、1、能量、小、 10、增大、减弱、增强、减小、增强、减弱。 11、F、S、As、Zn、Ca 12、BON；同周期第一电离能呈递增趋势、N的P能级是半充满状态,13、（1）二、VIA， 、（2）ONAlMgNa （3）2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2 14、（1） （2）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

59、，从而电离能越来越大。 a、Na2O或Na2O2 IIIA m,第二章 分子结构与性质,第一节 共价键,学习目标 1.知道共价键的主要类型键和键。 2.能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 3.结合实例说明“等电子原理”的应用,复习回忆,什么是化学键？ 什么是离子键？ 什么是共价键,化学键：分子中相邻原子之间强烈的相互作用。 离子键：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。 共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键,1、离子键 （1）成键微粒： 。 （2）成键实质： 。 （3）形成条件：通常， 元素 与 元素的原子相结合,阴、阳离子,静电作用,活泼金属,A、A族,活泼非金属,A、A族,思考】.(1)活泼金属元素和活泼非金属元素一定形成离子键吗？ (2)仅由非金属元素组成的物质中一定不含离子键吗？