《原子結(jié)構(gòu)與質(zhì)》PPT課件.ppt

1,第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì),(第二課時),上 節(jié) 知 識 掃 描,1、原子的電子排布與周期的劃分,2、原子的電子排布與族的劃分,主族元素：族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù) =價電子數(shù) 副族元素：大多數(shù)族次=（n-1)d+ns的 電子數(shù)=價電子數(shù),3、原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū),周期序數(shù)=能層數(shù),5個區(qū)：s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū)。,一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表,二、元素周期律,元素的性質(zhì)隨（ ）的遞增發(fā)生周期性的遞變，稱為元素的周期律。,核電荷數(shù),包括：,原子半徑 、元素的金屬性和非金屬性、元素化合價、電離能和電負(fù)性等的周期性的變化。,1.原子半徑的周期性變化,學(xué)與問,元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應(yīng)如何理解這種趨勢？周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應(yīng)如何理解這種趨勢？,（一）原子半徑,1、影響因素:,2、規(guī)律：,（1）電子層數(shù)不同時,電子層數(shù)越多,原子半徑越大。,二、元素周期律,原子半徑大小,取決于,(1)電子的能層數(shù) (2)核電荷數(shù),（2）電子層相同時,核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。,（3）電子層、核電荷數(shù)都相同時,電子數(shù)越多，原子半徑越大；反之，越小。,1.下列微粒中，半徑大小排列順序正確的是( ) AK+Ca2+Cl-S2- BCa2+K+S2-Cl- CCa2+K+Cl-S2- DS2-Cl-K+Ca2+,C,課堂練習(xí),課堂練習(xí),2.具有相同電子層結(jié)構(gòu)的三種微粒An+、Bn-、C， 下列分析正確的是（ ） A.原子序數(shù)關(guān)系：CBA B.微粒半徑關(guān)系： Bn- An+ C.C微粒是稀有氣體元素的原子. D.原子半徑關(guān)系是：ABC,BC,（二）電離能（閱讀課本17）,1、概念,氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。用符號1表示，單位：kj/mol。,從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需要的能量叫做第二電離能。符號2。,思考與探究：,觀察下圖，總結(jié)第一電離能的變化規(guī)律。,2、元素第一電離能的變化規(guī)律：,(1)同周期： a.從左到右呈現(xiàn)遞增趨勢（最小的是堿金屬，最大的是稀有氣體的元素；,(2)同主族：自上而下第一電離能逐漸減少。,3、電離能的意義：,第A元素和第A元素的反?，F(xiàn)象如何解釋？,b.第A元素 A的元素；第A元素 A元素,電離能是衡量氣態(tài)原子失去電子難易的物理量。元素的電離能越小，表示氣態(tài)時越容易失去電子，即元素在氣態(tài)時的金屬性越強(qiáng)。,A是半充滿、A是全充滿結(jié)構(gòu)。,1.堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么關(guān)系？,化合價是元素性質(zhì)的一種體現(xiàn)。思考：為什么鈉元素顯1價，鎂元素顯2價，鋁元素顯3價？元素化合價與原子結(jié)構(gòu)有什么關(guān)系？,堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強(qiáng)。,學(xué)與問,交流與討論,2.為什么原子逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有何關(guān)系？,因為首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去電子都是能級較低的電子，所需要的能量多；同時失去電子后，陽離子所帶的正電荷對電子的引力更強(qiáng)，從而電離能越來越大。,方法 ：看逐級電離能的突變。,學(xué)與問,影響電離能大小的因素,原子核電荷（同一周期）即電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越多、半徑越小、核對外層電子引力越大、越不易失去電子，電離能越大。 原子半徑（同族元素）原子半徑越大、原子核對外層電子的引力越小，越容易失去電子，電離能越小。 電子層結(jié)構(gòu)穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)（同周期末層）電離能最大。,電 離 能 增 大 電 He 電 離 離 能 能 減 增 小 Cs 大 電 離 能 減 小,元素電離能在周期表中的變化規(guī)律,課堂練習(xí),1.下列說法正確的是（ ） A.第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小 B.鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大 C.在所有元素中，氟的第一電離能最大. D.鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大.,A,反常現(xiàn)象,最大的是稀有氣體的元素：He,從左到右呈現(xiàn)遞增趨勢（最小的是堿金屬）,KNaMg,課堂練習(xí),2在下面的電子結(jié)構(gòu)中,第一電離能最小的 原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6,C,3.下表是鋰的氣態(tài)原子失去核外不同電子所需的能量（KJmol-1）:,課堂練習(xí),通過上述信息和表中的數(shù)據(jù)分析為什么鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于失去第一個電子所需的能量。,因為首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去電子都是能級較低的電子，所需要的能量多；同時失去電子后，陽離子所帶的正電荷對電子的引力更強(qiáng)，從而電離能越來越大。,（三）電負(fù)性,（閱讀課本18）,1、基本概念,化學(xué)鍵：,元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的化學(xué)作用力，叫做化學(xué)鍵。,鍵合電子：,原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。,電負(fù)性：,用來描述不同元素的原子對鍵合電子的吸引力的大小電負(fù)性越大，對鍵合電子的吸引力越大。（電負(fù)性是相對值，沒單位）,為了比較元素的原子吸引電子能力的大小，美國化學(xué)家鮑林于1932年首先提出了用電負(fù)性來衡量元素在化合物中吸引電子的能力。經(jīng)計算確定氟的電負(fù)性為4.0，鋰的為1.0，并以此為標(biāo)準(zhǔn)確定其它與元素的電負(fù)性。,鮑林L.Pauling 1901-1994,鮑林研究電負(fù)性的手搞,同一周期，主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大，表明其吸電子的能力逐漸增強(qiáng)（非金屬性，氧化性增強(qiáng)）。 同一主族，元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小的趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱（金屬性、還原性增強(qiáng)）。,電負(fù)性的規(guī)律,電負(fù)性大小與金屬、非金屬的關(guān)系,以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。,電負(fù)性的大小可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度。,電負(fù)性的應(yīng)用,1判斷元素的金屬性和非金屬性 金屬性元素的電負(fù)性一般在1.8以下，非金屬性性元素一般在1.8以上。電負(fù)性最大的元素是位于右上方的F，電負(fù)性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素）.,3節(jié),2估計化學(xué)鍵的類型 在化合物中，可以根據(jù)電負(fù)性的差值大小，估計化學(xué)鍵的類型。 電負(fù)性差越大，離子性越強(qiáng)，一般說來，電負(fù)性差大于1.7時，可以形成離子鍵，小于1.7時形成共價鍵。,電負(fù)性的應(yīng)用,一般認(rèn)為：如果兩個成鍵元素的電負(fù)性相差大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負(fù)性相差小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負(fù)性數(shù)值，判斷：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2 共價化合物（ ） 離子化合物（ ）,課堂練習(xí)：,科學(xué)探究,1.下列左圖是根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。,活動與探究,2.在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似，被稱為“對角線規(guī)則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強(qiáng)弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對角線規(guī)則。,解答：Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物為Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。這些都說明“對角線規(guī)則”的正確性。,元素周期律的實質(zhì)： 元素性質(zhì)變化的周期性取決于元素原子核外電子排布的周期性變化。,原子半徑 、元素的金屬性和非金屬性、元素化合價、電離能和電負(fù)性等的周期性的變化。,元素周期律的內(nèi)容包括：,小 結(jié),課堂練習(xí),根據(jù)周期律對角線規(guī)則，金屬鈹與鋁單質(zhì)及其化合物的性質(zhì)相似，又知AlCl3熔沸點較低，易升華，試回答下列問題： (1)寫出Be與NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式： (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用試劑 鑒別，其離子方程式為： (3)BeCl2是 化合物(填“離子”或“共價”)，其電子式為 ，BeCl2水溶液顯酸性，原因是(用離子方程式表示)：,Be+2OH-BeO22-+H2,NaOH溶液,Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O,共價,1、每一周期元素都是從堿金屬開始，以稀有氣體結(jié)束 2、f區(qū)都是副族元素，s區(qū)和p區(qū)的都是主族元素 3、已知在200C