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1、1,第一章 原子结构与性质,第二节 原子结构与元素的性质,(第二课时),上 节 知 识 扫 描,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,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,包括：,原子半径、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。,1.原子半径的周期性变化,学与问,元素周
2、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？,（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；反之，越小。,1.下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是()AK+Ca2+Cl-S2-BCa2+K+S2-Cl-CCa2+K+Cl-S2-DS2-Cl-K+Ca2+,C,课堂
3、练习,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：CBAB.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（阅读课本17）,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：,观察下图，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，最大的是稀有气体的元素；
4、,(2)同主族：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是半充满、A是全充满结构。,1.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：为什么钠元素显1价，镁元素显2价，铝元素显3价？元素化合价与原子结构有什么关系？,碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,学与问,交流与讨论,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
5、？,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。,方法：看逐级电离能的突变。,学与问,影响电离能大小的因素,原子核电荷（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。电子层结构稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。,电 离 能 增 大 电 He 电 离 离 能 能 减 增 小 Cs 大 电 离 能 减 小,元素电离能在
6、周期表中的变化规律,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.,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 ns2np5 C ns2np4 D ns2np6,C,3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJmol-1）:,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去核外第二个电子时所需的能量要远
7、远大于失去第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,（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用力，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越大，对键合电子的吸引力越大。（电负性是相对值，没单位）,为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素
8、在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。,鲍林L.Pauling1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,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逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。,电负性的规律,电负性大小与金属、非金属的关系,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。,电负性的应用,1判断元素的金属性和非金属性 金属性元素
9、的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素）.,3节,2估计化学键的类型 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。电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。,电负性的应用,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（）,课堂练习：,科学探究
10、,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。,活动与探究,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。,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。,元素周期律的实质：元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周
11、期性变化。,原子半径、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。,元素周期律的内容包括：,小 结,课堂练习,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AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为：(3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)：,Be+2OH-BeO22-+H2,NaOH溶液,Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O,共价,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)28、第一周期有212=2，第二周期有222=8，则第五周期有252=50种元素。,概念辩析,再见,
