原子结构与元素的性质课件

1、上上 节节 知知 识识 扫扫 描描1 1、原子的电子排布与周期的划分、原子的电子排布与周期的划分2 2、原子的电子排布与族的划分、原子的电子排布与族的划分 主族元素：族序数主族元素：族序数= =原子的最外层电子数原子的最外层电子数 = =价电子数价电子数 副族元素：大多数族次副族元素：大多数族次= =（n-1)d+nsn-1)d+ns的的 电子数电子数= =价电子数价电子数3 3、原子的电子构型和元素的分区、原子的电子构型和元素的分区周期序数周期序数= =能层数能层数5 5个区：个区：s s区、区、d d区、区、dsds区、区、p p区、区、f f区。区。一、原子结构与元素周期表一、原子结构与

2、元素周期表核电荷数核电荷数包括：包括： 原子半径原子半径 、元素的金属性和非、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。负性等的周期性的变化。 元素周期表中的元素周期表中的同周期主族元素从同周期主族元素从左到右，原子半径左到右，原子半径的变化趋势如何？的变化趋势如何？应如何理解这种趋应如何理解这种趋势？周期表中的同势？周期表中的同主族元素从上到下，主族元素从上到下，原子半径的变化趋原子半径的变化趋势如何？应如何理势如何？应如何理解这种趋势？解这种趋势？（一）原子半径（一）原子半径1 1、影响因素、影响因素: :2 2、规律：、规律：（1

3、1）电子层数不同时）电子层数不同时, ,电子层数越多电子层数越多, ,原子半径越大。原子半径越大。二、元素周期律二、元素周期律原子半原子半径大小径大小取决于取决于(1)(1)电子的能层数电子的能层数(2)(2)核电荷数核电荷数（2 2）电子层相同时）电子层相同时, ,核电荷数越大，原子半径越小。核电荷数越大，原子半径越小。（3 3）电子层、核电荷数都相同时）电子层、核电荷数都相同时, ,电子数越多，原子电子数越多，原子半径越大；反之，越小。半径越大；反之，越小。1.下列微粒中，半径大小排列顺序正下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是确的是( )AK+Ca2+Cl-S2- BCa2+K+S2-Cl

4、-CCa2+K+Cl-S2- DS2-Cl-K+Ca2+C C课堂练习课堂练习课堂练习课堂练习2.2.具有相同电子层结构的三种微粒具有相同电子层结构的三种微粒A An+n+、B Bn-n-、C C，下列分析正确的是（下列分析正确的是（ ）A.A.原子序数关系：原子序数关系：C CB BA AB.B.微粒半径关系：微粒半径关系： B Bn-n- A An+n+C.CC.C微粒是稀有气体元素的原子微粒是稀有气体元素的原子. .D.D.原子半径关系是：原子半径关系是：A AB BC CBCBC（二）电离能（阅读课本（二）电离能（阅读课本1717）1 1、概念、概念 气态气态电中性电中性基态原子基态原

5、子失去失去一个电子一个电子转化为转化为气态基态正离子所需要的能量叫做气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能第一电离能。用符号用符号1 1表示，单位：表示，单位：kj/molkj/mol。 从一价气态基态正离子中再失去一个电子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。符号所需要的能量叫做第二电离能。符号2 2。思考与探究：思考与探究： 观察下图，总结第一电离能的变化律。观察下图，总结第一电离能的变化律。原子的第一电离能随核电荷原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周数递增有什么规律？（同周期、同主族）期、同主族）2 2、元素第一电离能的变化规律：、元素第一电离能的

6、变化规律：(1)(1)同周期：同周期：a.a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最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；大的是稀有气体的元素；(2)(2)同主族同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。：自上而下第一电离能逐渐减少。3 3、电离能的意义：、电离能的意义：第第AA元素和第元素和第AA元素的反常现象如何解释？元素的反常现象如何解释？b.b.第第AA元素元素 AA的元素；第的元素；第AA元素元素 AA元素元素 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物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，表示气态时越容易理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失

7、去电子，即元素在气态时的金属性越强。失去电子，即元素在气态时的金属性越强。AA是半充满、是半充满、AA是全充满结构。是全充满结构。1.1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元为什么钠元素显素显1 1价，镁元价，镁元素显素显2 2价，铝元价，铝元素显素显3 3价？元素价？元素化合价与原子结构化合价与原子结构有什么关系？有什么关系？碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。学与问学与问交流与讨论交流与讨论2.2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据

8、跟钠、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？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，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。电离能越来越大。方法方法 ：看逐级电离能的突变。：看逐级电离能的突变。学与问学与问 电电 离离 能能 增增 大大 电电 He 电电 离离 离离 能能 能能 减减 增

9、增 小小 Cs 大大 电电 离离 能能 减减 小小元素电离能在周期表中的变化规律课堂练习课堂练习1.下列说法正确的是（下列说法正确的是（ ）A.第第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小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钾的第一电离能比镁的第一电离能大.A A反常现象反常现象最大的是稀有气体的元素：最大的是稀有气体的元素：HeHe从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）K KNaNaMgM

10、g课堂练习课堂练习C3.3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（能量（KJmolKJmol-1-1）: :课堂练习课堂练习 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。一个电子所需的能量。 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。（三）电负性（三）电负性（阅读课本（

11、阅读课本1818）1 1、基本概念、基本概念化学键：化学键：元素相互化合，元素相互化合，相邻相邻的原子之间产生的原子之间产生的的强烈强烈的化学作用力，叫做化学键。的化学作用力，叫做化学键。键合电子：键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。键合电子。电负性：电负性：用来描述不同元素的原子对键合电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越大，对子的吸引力的大小电负性越大，对键合电子的吸引力越大。键合电子的吸引力越大。（电负性（电负性是相对值，没单位）是相对值，没单位）为了比较元素的为了比较元素的原子吸引电子能力原子吸引电子能力的大小，美国化学的大

12、小，美国化学家鲍林于家鲍林于19321932年首年首先提出了用电负性先提出了用电负性来衡量元素在化合来衡量元素在化合物中吸引电子的能物中吸引电子的能力。经计算确定氟力。经计算确定氟的电负性为的电负性为4.04.0，锂的为锂的为1.01.0，并以，并以此为标准确定其它此为标准确定其它与元素的电负性。与元素的电负性。鲍林鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手搞鲍林研究电负性的手搞同一周期，主族元素的电负性从左同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。同一主族，

13、元素的电负性从上到下同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。强）。电负性的规律电负性的规律电负性大小与金属、非金属的关系电负性大小与金属、非金属的关系电负性电负性1.81.8电负性电负性1.81.8电负性电负性1.81.8为为金属金属为为“类金属类金属”为为非金属非金属 以氟的电负性为以氟的电负性为4.04.0和锂的电负性为和锂的电负性为1.01.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。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电负性的大小可以作

14、为判断金属性和非金属性强弱的尺度。属性强弱的尺度。1 1判断元素的金属性和非金属性判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在金属性元素的电负性一般在1.81.8以下，非以下，非金属性性元素一般在金属性性元素一般在1.81.8以上。电负性最以上。电负性最大的元素是位于右上方的大的元素是位于右上方的F F，电负性最小，电负性最小的元素是位于左下方的的元素是位于左下方的FrFr（FrFr是放射性是放射性元素）元素）. .3节2 2估计化学键的类型估计化学键的类型 在化合物中，可以根据电负性的差值在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。大小，估计化学键的类型。 电负性差越大，

15、离子性越强，一般说电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于来，电负性差大于1.71.7时，可以形成离子时，可以形成离子键，小于键，小于1.71.7时形成共价键。时形成共价键。一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.71.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的，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电负性相差小于1.71.7，它们通常形成共价键。查阅，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：下列元素的电负性数值，判断：NaFNaFAlClAlCl3 3NONOMgOMgOBeClBeCl2 2COCO2 2共价

16、化合物（共价化合物（ ）离子化合物（离子化合物（ ）课堂练习：课堂练习：1.下列左图是根据数据制作的第三周期元素的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。元素的电负性变化图。 2.2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为素的性质有些相似，被称为“对角线规则对角线规则”。查阅资查阅资料，料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧铍和铝的氢氧化物的酸碱性化物的酸碱性以及以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱

17、硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：解答：LiLi、MgMg在空气中燃烧的产物为在空气中燃烧的产物为LiLi2 2O O、MgOMgO，Be(OH)Be(OH)2 2、Al(OH)Al(OH)3 3都是两性氢氧化物，都是两性氢氧化物，H H3 3BOBO3 3、H H2 2SiOSiO3 3都是弱酸。都是弱酸。这些都说明这些都说明“对角线规则对角线规则”的正确性。的正确性。 原子半径原子半径 、元素的金属性和非、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电金属性、元素化合价、电离能和电负性

18、等的周期性的变化。负性等的周期性的变化。元素周期律的内容包括：元素周期律的内容包括：小小 结结 根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知合物的性质相似，又知AlClAlCl3 3熔沸点较低，易升华，熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：试回答下列问题： (1)(1)写出写出BeBe与与NaOHNaOH溶液反应的离子方程式：溶液反应的离子方程式： (2)Be(OH)(2)Be(OH)2 2和和Mg(OH)Mg(OH)2 2可用试剂可用试剂 鉴别，其鉴别，其离子方程式为：离子方程式为： (3)BeCl(3)BeCl2 2是是 化合物化合物( (填填“离子离子”或或“共价共价”) )，其电子式为其电子式为 ，BeClBeCl2 2水溶液水溶液显酸性，原因是显酸性，原因是( (用离子方程式表示用离子方程式表示) )： Be+2OH-BeO22-+H2NaOH溶液溶液Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O共价共价Be2+2H2O Be(OH)2+2H+ Cl Be Cl 1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束2、f