人教版高中化学选修三 1_2 原子结构与元素的性质第2课时（课件2） 21页

新课标人教版选修三物质结构与性质 第一章原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 （第二课时） 襄阳市田家炳中学 刘晓娟 11 二月 2021 学与问 元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？ 1 、原子半径 （一）原子半径： 1 、影响因素 : 2 、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。 课堂练习 1 ： 比较下列微粒的半径的大小： （ 1 ） Ca AI (2) Na + Na (3) Cl - Cl (4)K + Ca 2+ S 2- CI - > < > S 2- >CI - >K + >Ca 2+ 课堂练习2： 具有相同电子层结构的三种微粒A n+ 、B n- 、C 下列分析正确的是（ ） A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系： B n- > A n+ C. C微粒是稀有气体元素的原子. D. 原子半径关系是：AⅢA 的元素；第 ⅤA 元素 >ⅥA 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 。 ⅤA 半充满、 ⅡA 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） K〈Na〈Mg 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  ns 2 np 3 　　　 B  ns 2 np 5 　　　  ns 2 np 4 　　　　 D  ns 2 np 6 C （三）电负性 （阅读课本Ｐ 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 : ① 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 。 ② 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 。 ① 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： ② 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。 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 Li 2 O 、 MgO ， Be(OH) 2 、 Al(OH) 3 都是两性氢氧化物， H 3 BO 3 、 H 2 SiO 3 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：① NaF②AlCl 3 ③NO④MgO⑤BeCl 2 ⑥CO 2 共价化合物（ ） 离子化合物（ ） 元素 AI B Be C CI F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 ②③⑤⑥ ①④ 1 、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 20 0 C 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 HClO>H 2 SO 4 ，碱性： NaOH > Mg(OH) 2 8 、第一周期有 2*1 2 =2 ，第二周期有 2*2 2 =8 ，则第五周期有 2*5 2 =50 种元素 概念辩析 × √ × × × × √ ×