《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第二課時(shí)優(yōu)教教學(xué)課件

0第2節(jié)：原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

第2課時(shí)0學(xué)習(xí)目標(biāo)1、掌握元素周期律及其內(nèi)容，明確原子半徑、第一電離能、電負(fù)性的周期性變化。2、理解電離能、電負(fù)性與元素性質(zhì)的關(guān)系。舊知復(fù)習(xí)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(jià)電子數(shù)

副族元素：大多數(shù)族數(shù)=（n-1)d+ns的電子數(shù)=價(jià)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(gè)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(jià)、電離能和電負(fù)性等的周期性的變化。新知學(xué)習(xí)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(shì)如何？應(yīng)如何理解這種趨勢(shì)？周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢(shì)如何？應(yīng)如何理解這種趨勢(shì)？（一）原子半徑：1、影響因素:2、規(guī)律：（1）電子層數(shù)不同時(shí)，電子層數(shù)越多，原子半徑越大。原子半徑的大小取決于1、電子的能層數(shù)2、核電荷數(shù)（2）電子層相同時(shí)，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(shí)，電子數(shù)越多，原子半徑越大。①同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽(yáng)離子例如：r（Cl-）>r（Cl）r（Fe）>r（Fe2+）②同種元素的離子半徑：低價(jià)陽(yáng)離子大于高價(jià)陽(yáng)離子例如：r（Fe2+）>r（Fe3+）（4）電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。（5）帶相同電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大。例如：r（O2-）>r（F-）>r（Na+）>r（Mg2+）>r（Al3+）r（Li+）<r（Na+）<r（K+）<r（Rb+）<r（Cs+）例如：（二）電離能（閱讀課本P17）1、概念

氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)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(hào)Ｉ1表示，單位：kJ/mol。從一價(jià)氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個(gè)電子所需要的能量叫做第二電離能，符號(hào)Ｉ2。原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么規(guī)律？（同周期、同主族）觀察并總結(jié)第一電離能的變化規(guī)律：思考與探究：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(shì)（最小的是堿金屬，最大的是稀有氣體的元素；2）同主族的元素自上而下第一電離能逐漸減少。3、電離能的意義：（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反?，F(xiàn)象如何解釋？）b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA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(shí)越容易失去電子，即元素在氣態(tài)時(shí)的金屬性越強(qiáng)。ⅤA半充滿、ⅡA全充滿結(jié)構(gòu)4、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(duì)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(duì)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)（同周期末族）電離能最大。1.堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么關(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)。2.為什么原子逐級(jí)電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有何關(guān)系？因?yàn)槭紫仁サ碾娮邮悄芰孔罡叩碾娮?，故第一電離能較小，以后再失去電子都是能級(jí)較低的電子，所需要的能量多；同時(shí)失去電子后，陽(yáng)離子所帶的正電荷對(duì)電子的引力更強(qiáng)，從而電離能越來越大。學(xué)與問：（三）電負(fù)性（閱讀課本Ｐ18）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，形象地叫做化學(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(duì)鍵合電子的吸引力的大小。（電負(fù)性是相對(duì)值，沒單位）鮑林L.Pauling1901-1994鮑林研究電負(fù)性的手搞金屬：＜1.8類金屬：≈1.8非金屬：＞1.8

以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)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①同一周期，主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強(qiáng)。②同一主族，元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢(shì)，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。①電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強(qiáng)，電負(fù)性越小，元素的非金屬性越弱，金屬性越強(qiáng)。3、電負(fù)性的意義：2、變化規(guī)律:②電負(fù)性相差很大的元素化合通常形成離子鍵；電負(fù)性相差不大的兩種非金屬元素化合，通常形成共價(jià)鍵。電負(fù)性相差越大的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)偏向電負(fù)性大的原子趨勢(shì)越大，鍵的極性越大。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(qǐng)用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。

科學(xué)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(duì)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(duì)角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對(duì)角線規(guī)則。解：Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物為L(zhǎng)i2O、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(duì)角線規(guī)則”的正確性。1.比較下列微粒的半徑的大?。海?）CaAl(2)Na+Na(3)Cl-Cl(4)K+Ca2+S2-Cl-

><>S2->Cl->K+>Ca2+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：C>B>AB.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：A<B<CBC3.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?，F(xiàn)象最大的是稀有氣體的元素：HeC.從左到右呈現(xiàn)遞增趨勢(shì)（最小的是堿金屬）K〈Na〈Mg4.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

ns2np6C5.一般認(rèn)為：如果兩個(gè)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(gè)成鍵元素的電負(fù)性相差小于1.7，它們通常形成共價(jià)鍵。查閱下列元素的電負(fù)性數(shù)值，判斷：①NaF②AlCl3③N