高中化学《1-2 原子结构与元素性质》第二课时课件 新人教版选修3.ppt

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）,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）CaAI(2)Na+Na(3)Cl-Cl(4)K+Ca2+S2-CI-,S2-CI-K+Ca2+,课堂练习2：具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C下列分析正确的是（）A.原子序数关系：CBAB.微粒半径关系：Bn-An+C.C微粒是稀有气体元素的原子.D.原子半径关系是：AA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()Ans2np3Bns2np5ns2np4Dns2np6,C,（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.Pauling1901-1994,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。,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。,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（）,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200C1molNa失去1mol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