原子结构第2课时.ppt

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1、第二节原子结构与元素的性质（第2课时）一、元素周期律2.原因：1.定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化元素原子的核外电子排布的周期性变化3.内容：（1）化合价（2）半径（3）金属性与非金属性（4）电离能（5）电负性（1）化合价的递变规律同周期主族元素的化合价，从左至右，最高正价由+1依次递增到+7（O、F除外），最低负价由－4递增到－1（金属元素除外同族主族元素的化合价，从上至下，最高正价都相等（O、F除外），最低负价由也相等（金属除外）一、原子半径2、决定因素能层数能层(电子层)越多半径越大核电荷数核电荷数越大半

2、径越小1、原子半径：同周期，从左到右，原子半径越来越小同主族，从上到下，原子半径越来越大3、比较粒子半径大小的方法（1）电子层数越多,原子半径越大。（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。二、金属性和非金属性的递变规律同周期，从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强同主族，从上到下，元素的金属性增强，非金属性减弱三、电离能1、第一电离能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最低能量。用符号I1表示，单位：kJ/mol2、第一电离能的意义：衡量元素的原子失去1

3、个电子的难易程度。第一电离能越小，气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。NaNa+吸收Q1KK+吸收Q2电离能：Q1Q2>探究为何“铍”的第一电离能会大于“硼”？Be：1s22s2（全满状态）B：1s22s22p1（不稳定状态）因此失去第一个电子，B比Be容易，故B的第一电离能小与Be。探究为何“镁”的第一电离能会大于“铝”？同理以碱金属为例元素第一电离能(kJ/mol)Li540Na496K477Rb3883、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（IA族最小，0族最大）b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第Ⅴ

4、A元素>ⅥA元素（第ⅢA元素和第ⅥA元素出现反常）③1—36号元素中第一电离能最小的是第一电离能最大的是②同主族：从上到下第一电离能逐渐减少。KHe学与问电离能第一电离能第二电离能第三电离能第四电离能第五电离能第六电离能第七电离能比较下同种金属的第一和第二电离能学与问：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？因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量

5、也越来越多。看逐级电离能的突变确定化合价。课堂练习2：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）K〈Na〈Mg四、电负性1、基本概念键合电子：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）。化学键：元素相互化合，可理解为原子之间产生的化学作用力，形象地叫做化学键

6、。3、标准以氟的电负性为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。2、电负性的意义：衡量元素在化合物中吸引电子的能力。元素的电负性大，对键合电子的吸引能力强；元素的电负性小，对键合电子的吸引能力弱。①同周期，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同主族，元素的电负性从上到下逐渐减小，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。4、变化规律:5、电负性的应用：①判断元素的金属性和非金属性的强弱非金属＞1.8电负性越大，非金属性越强金属＜1.8电负性越小，金属性越强类金属≈1.8既有金属性，又有非金属性②判断

7、化合物中元素化合价的正负例：NaH中，Na：0.9H：2.1Na显正价，H显负价③判断化学键的类型一般：成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键课堂练习3：一般认为：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（）元素AIBBeCCIFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00

8、.93.52.12.51.8②③⑤⑥①④一、原子半径：同周期，从左到右，原子半径越来越小同主族，从上到下，原子半径越来越大二、金属性和非金属性：同周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增