原子结构第2课时.ppt
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/mol,2、第一电离能的意义： 衡量元素的原子失去1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。,Na,Na+,吸收Q1,K,K+,吸收Q2,电离能：Q1 Q2,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,3、元素第一电离能的变化规律：,同周期： a、从左到右呈现递增趋势（ IA族最小，0族最大）,b、第A元素A的元素；第A元素A元素 （第A元素和第A元素出现反常）,136号元素中第一电离能最小的是 第一电离能最大的是,同主族：从上到下第一电离能逐渐减少。,K,He,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）,KNaMg,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。,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。,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。,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：,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,判断化合物中元素化合价的正负,例：NaH中，Na：0.9 H：2.1,Na显正价，H显负价,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：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2 共价化合物（ ） 离子化合物（ ）,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，非金属性逐渐增强同主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱,小 结,三、第一电离能： 同周期，从左到右，逐渐增大，IA族最小，0族最大； （反常：第A元素A的元素；第A元素A元素） 同主族，从上到下，逐渐减小。,四、电负性（与非金属性一致） 同周期，从左到右，逐渐增大（ IA族最小，VIIA族最大） 同主族，从上到下，逐渐减小。,元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的递变，称为元素周期律。,五、元素周期律,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。,六、对角线规则,对角线规则：元素周期表中的某些主族元素 其某些性质与右下方元素相似,再见,
