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1、高中化学新人教版选修3系列课件,物质结构与性质,1.2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
2、的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质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：,（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，
3、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
4、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，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
5、.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.Pauling19
6、01-1994,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
7、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。,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。,
8、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
9、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、XCl410、A：（1）略（2）IVA（3）氯、H2S+Cl2=S+2HClB：（1）B（2）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、D8、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、Ca12、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-+3H214、（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，从而电离能越来越大。a、Na2O或Na2O2IIIAm,
