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，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原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）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.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 ns2np5 C ns2np4 D ns2np6C（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.Pauling 1901-1994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。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。 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。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（ ）元素AIBBeCCIFLiMg NNa OPSSi 电负 性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.81、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 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 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