高中物理鲁科版 (2019)选择性必修 第二册第4章 电磁波第3节 电磁波谱多媒体教学ppt课件

这是一份高中物理鲁科版 (2019)选择性必修 第二册第4章 电磁波第3节 电磁波谱多媒体教学ppt课件，共60页。PPT课件主要包含了课前自主学习，影响因素，变化规律，n-1d，一个电子，kJ·mol-1，2影响因素，吸引电子能力，课堂合作探究，课堂素养达标等内容，欢迎下载使用。
学习任务一　 原子半径及其变化规律任务驱动:我们知道,核外电子是在核外一定区域内高速运动,那么不同的原子运动区域的大小有什么规律?它的大小与哪些因素有关呢?1.原子半径的含义:依据量子力学理论,原子并没有经典意义上的半径,因此人们假定原子是一个_____,并用统计的方法来测定它的半径。
【想一想】元素的原子得失电子的能力与原子半径有什么关系?提示:同周期元素原子的电子层数相同,由左到右原子半径逐渐减小,原子对外层电子的吸引能力增强,因此,同周期元素由左到右元素原子得电子能力增强,失电子能力减弱;同主族元素原子的价电子数相同,由上到下原子半径逐渐增大,原子对外层电子的吸引能力减弱,因此,同主族元素由上到下金属元素原子失电子能力增强,非金属元素原子得电子能力减弱。
学习任务二　元素的电离能及其变化规律任务驱动:不同元素的原子,因为结构不同,因而得失电子能力强弱是不同的,有没有能够定量描述某种原子得失电子的能力的物理量呢?1.概念气态基态原子或气态基态离子失去_________所需要的最小能量称为电离能,常用符号__表示,单位是_________。
2.意义判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小,表示在气态时该元素的原子(或离子)越_____失去电子;反之,电离能越大,表示在气态时该元素的原子(或离子)越___失去电子。
3.分类(1)第一电离能是指处于_____的气态原子失去____电子的电离能,符号为I1。表示为M(g)====M+(g)+e-　I1(2)第二电离能是在气态元素原子失去一个电子的基础上再失去一个电子的电离能,符号为I2。表示为M+(g)====(g)+e-　I2(3)依次还有第三电离能I3,第四电离能I4等。
4.变化规律及影响因素(1)变化规律。① ②同种元素的原子,电离能逐级_____。
【做一做】试判断下列各组元素的第一电离能(I)的相对大小。①I(砷)________I(硒),　②I(铝)________I(硅), ③I(溴)________I(硒),　④I(氧)________I(硫)。 提示:I(砷)>I(硒)、I(铝)I(硒),I(氧)>I(硫)。同主族由上到下第一电离能逐渐减小,而从第2、3周期可以看出,同周期由左到右第一电离能呈增大趋势,但第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素I值都低。
学习任务三　元素的电负性及其变化规律任务驱动:元素的电离能可以描述某个气态原子失去一个或多个电子的难易程度,那么有没有能够描述某种原子吸引电子能力强弱的物理量呢?1.电负性的概念及意义(1)概念:元素的原子在化合物中_____________的标度。(2)意义:元素的电负性越大,表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越___;反之,电负性越小,相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越___。(3)标准:以氟的电负性为____作为标准,得出各元素的电负性。
2.电负性的变化规律及应用
【情境·思考】电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计算出来的,请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置?
提示:氟元素非金属性最强为4.0,则电负性大约为2的元素应该既具有金属性又具有非金属性,应该在金属和非金属的分界线处。
探究任务一　粒子半径大小的比较【教材情境】元素的原子半径及相应的柱状比例模型示意图
【问题探究】1.电子层数越多,原子半径越大吗?提示:不一定。如锂原子半径大于氯原子半径。2.同一周期元素的原子半径由左到右依次减小吗?提示:除稀有气体外,同周期元素原子半径由左到右逐渐减小;由于稀有气体原子半径的计算方法与其他元素不同,因此稀有气体的原子半径与其他元素的原子半径不予比较。
3.举例说明电子层结构相同的微粒,其微粒半径大小的比较有什么规律?提示:电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,原子核对电子的引力越大,其微粒半径越小。例如:r(N3-)>r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
【探究总结】1.原子半径的大小比较(1)同电子层:一般来说,当电子层相同时,随着核电荷数的增加,其原子半径(或离子半径)逐渐减小(除稀有气体外),有“序小径大”的规律。如r(11Na) >r(12Mg)、r(Na+)>r(Mg2+)。(2)同主族:一般来说,当最外层电子数相同时,电子层数越多,原子(或离子)半径越大。如r(Na)r(Mg)。
2.离子半径的大小比较(1)阳离子半径小于对应的原子半径,阴离子半径大于对应的原子半径,如r(Na+)r(K+)>r(Ca2+)。(3)不同价态的同种元素的离子,核外电子数多的半径大,如r(Fe2+)>r(Fe3+),r(Cu+)>r(Cu2+)。
【典例】(2020·石家庄高二检测)下列微粒半径大小比较错误的是(　　)A.K>Na>LiB.Na+>Mg2+>Al3+C.Mg2+>Na+>F-D.Cl->F->F【解题指南】解答本题需注意以下两点:(1)同主族原子半径的变化规律;(2)核外电子排布相同的离子半径的比较方法。
【解析】选C。同主族,由上到下微粒半径逐渐增大,A项正确;核外电子排布相同的微粒,核电荷数越大,微粒半径越小,B项正确;C项应该为F->Na+>Mg2+;D项可引入Cl,顺序为Cl->Cl>F->F,正确。
【方法规律】“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数:最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。“二看”核电荷数:当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
【探究训练】1.(2020·临沂高二检测)已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是(　　)A.原子半径A>B>D>CB.原子序数d>c>b>aC.离子半径C3->D->B+>A2+D.单质的还原性A>B>D>C
【解析】选C。aA2+、bB+、cC3-、dD-都是短周期元素的离子,电子层结构相同,其在周期表中的相对位置关系可表示为
因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为a>b>d>c;元素原子半径的大小顺序为r(B)>r(A)>r(C)>r(D);电子层结构相同的离子,阴离子半径必大于阳离子半径,且带负电荷越多半径越大,阳离子带正电荷越多半径越小,故离子半径由大到小的顺序为r(C3-)>r(D-)>r(B+)>r(A2+)。单质中同周期的A、B为金属,A原子序数大于B,故还原性应为B>A;同周期非金属元素C、D,C的原子序数小于D,C的还原性应大于D。
2.具有下列电子排布式的原子中,半径最大的是(　　)A.1s22s22p63s23p5　　　D.1s22s22p63s23p4【解析】选D。由核外电子排布知识可知A为氯原子,B为氮原子,C为碳原子,D为硫原子。根据同周期从左到右原子半径逐渐减小,同主族原子半径由上到下逐渐增大,当最外层电子数目相差不大时,一般电子层数越多,原子半径越大,故原子半径最大的是硫原子。
【补偿训练】1.下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是(　　)A.LiI　　　B.NaBr　　　C.KCl　　　D.CsF【解析】选A。碱金属离子半径:r(Li+)S
【补偿训练】　　1.下列原子的价电子排布式中,对应的第一电离能最大的是(　　)A.3s23p1　　　　D.3s23p4【解析】选C。由于能量3p>3s,因而先失去3p轨道上的电子,而C项3s23p3中3p轨道半充满,是较稳定状态,因而更难失去第1个电子。
2.分析下列图表,回答问题。(1)N、Al、Si、Ge四种元素中,有一种元素的电离能数据如下:则该元素是________(填写元素符号)。 
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第______族。
【解析】(1)因为I4≫I3,所以该元素原子最外层有3个电子,为铝元素。(2)元素M的各级电离能逐渐增大,I1和I2差别较小,但I3≫I2>I1,I3突跃式变大,即失去2个电子后,再失去电子变为+3价阳离子却非常困难,说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。答案:(1)Al　(2)ⅡA　
探究任务三　电负性的变化规律及其应用【科技情境】电负性是解释化学反应发生最著名的模型之一,用来描述不同原子吸引电子的强度。通过电负性尺度,可以预测不同分子和材料中电荷的近似分布,而不需要复杂的量子力学计算或光谱研究。电负性综合考虑了电离能和电子亲合能,首先由鲍林提出。它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力,称为相对电负性,简称电负性,该组数据又称鲍林标度。
【问题探究】1.在化合物中,怎样根据电负性的相对大小判断元素化合价的正、负?提示:在化合物中,电负性大的元素呈现负化合价,电负性小的元素呈现正化合价。2.电负性差值大于1.7的两种元素一定能够形成离子化合物吗?提示:不一定。如H的电负性为2.1,氟的电负性为4.0,电负性差为1.9,但HF为共价化合物。
3.同周期第一电离能大的主族元素电负性一定大吗?提示:不一定。通常情况下,同周期主族元素第一电离能越大,电负性越大,但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3,为全满和半满结构,同周期这两族元素原子第一电离能反常。如电负性NO。4.在元素周期表中,某些位于左上和右下位置的两种元素,其单质和化合物的性质相似,如Li-Mg,Be-Al,请从电负性的角度分析其中的原因。提示:左上和右下位置的两种元素,电负性数值相近,如Li、Mg的电负性分别为1.0和1.2,Be、Al的电负性均为1.5,说明它们吸引电子的能力相当,所以其单质和化合物的性质也相似。
【探究总结】1.元素电负性的周期性变化随原子序数的递增,元素的电负性呈周期性的变化。(1)同周期从左到右,元素的电负性逐渐增大。(2)同主族从上到下,元素电负性逐渐减小。2.元素电负性的应用(1)判断元素类别大于2时一般为非金属元素,小于2时一般为金属元素。
(2)判断元素非金属性强弱①非金属元素的电负性越大,元素的非金属性越强;②金属元素的电负性越小,元素的金属性越强。(3)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素的化合价为正值;②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素的化合价为负值。
(4)判断化学键的类型一般认为:①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键。②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键。
(5)解释元素的“对角线规则”在元素周期表中,某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。
这可以由元素的电负性得到解释:Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,表现出它们的性质相似性,如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O、Li3N和MgO、Mg3N2;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
【典例】下表是某些短周期元素的电负性(X)值:
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是_____。 (2)通过分析X值变化规律,确定N、Mg最接近的X值范围:________H>Si,HH>Si　HMB.离子半径:Z2->M->Y-C.ZM2分子中各原子的最外层均满足8电子稳定结构D.Z元素基态原子最外层电子轨道表示式为
【解析】选B、C。由图示关系可推知:X为氦元素,Y为氟元素,M为氯元素,Z为硫元素。元素的电负性:F>Cl>S,A项错误;离子半径:S2->Cl->F-,B项正确;SCl2的电子式为 ,C项正确;S元素基态原子最外层电子轨道表示式为 ,D项错误。
6.有A、B、C、D、E五种短周期元素,其中A、B、C属于同一周期,A原子最外层p轨道的电子数等于次外层的电子总数,B原子最外层中有两个未成对电子,D、E原子核内各自的质子数与中子数相等,B元素可分别与A、C、D、E生成RB2型化合物,并知在DB2和EB2中,D与B的质量比为7∶8;E与B的质量比为1∶1。根据以上条件,回答下列问题。(1)写出下列各元素的元素符号。A________,B________,C________,D________,E________。 
(2)写出基态D原子的电子排布式______________。 (3)指出E元素在周期表中的位置______________。 (4)A、B、C三种元素的第一电离能的大小顺序为____________(由大到小的顺序排列,填元素符号,下同)。 (5)元素D和E的电负性的相对大小为______________。