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高中化学人教版 (2019)选择性必修2第二节 原子结构与元素的性质优质课课件ppt
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这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修2第二节 原子结构与元素的性质优质课课件ppt，共26页。PPT课件主要包含了元素周期律，非金属性逐渐增强，金属性逐渐增强，非金属区，金属区，零族元素，电离能，3电离能的意义，S22p4，电负性等内容，欢迎下载使用。
实质：元素原子核外电子排布的周期性变化．
元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。
1、核外电子排布的周期性变化
2、元素化合价的周期性变化
②除了O、F外，元素的最高正价=最外层电子数=主族序数
①金属元素无负价，氟无正价，氧无最高正价
③最高正价+ ︱最低负价 ︱= 8
④同周期元素化合价：+1 → +7 ; -4 → -1
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
3、元素金属性和非金属性的周期性变化
4、原子半径的周期性变化----“三看”
第一步：比较核外电子层数 一般情况下,微粒的电子层数越多,半径越大。第二步：比较核电荷数 当微粒的核外电子层数相同时,就比较核电荷数。核电荷数越大, 半径越小。第三步：比较核外电子数目 当微粒的核外电子层数和核电荷数都相同时,就比较核外电子数目。核外电子数目越多, 半径越大。
r(Cl) r(Cl -)
r(Na) ___r(Mg)
r(F) ___r(Cl)
2. 电子层结构相同的An+、Bn-、C，下列说法正确的是 ( ) A. 原子序数：C>B>A B. 半径： An+ > Bn- C. C是稀有气体原子 D. 原子半径：A
（1） 概念：气态基态电中性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I1表示，单位：kJ/ml。
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I2。第三电离能、第四电离能等以此类推。
【规律1】同种元素各级电离能的规律： 从I1开始，电离能数据呈整体非线性递增趋势，受原子结构的影响会出现突变。
【讨论】为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
对同种元素来说，逐级电离能增大的原因是：所带正电荷离子逐渐增加电荷，对原子核外的电子的引力逐级增大的原因。(即从正电荷越多的阳离子上电离电子会越难！) 对钠、镁、铝来说，当达到最高正价时，此元素的电离能与下一电离能会有突然地较大变化（新能层出现）。
（2） 电离能的变化规律 (P18，表)
【规律2】同主族元素，I1的变化规律： 同主族从上到下，I1递减。
(P18，图1-21)
【规律3】同周期元素，I1的变化规律：
同周期从左到右，I1整体递增，但在ⅡA-ⅢA、ⅤA-ⅥA 有反常。
【讨论】为什么ⅡA-ⅢA、ⅤA-ⅥA间发生突变？
同周期元素第一电离能“把握整体，注重局部”
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。
电 离 能 增 大 电 He 电 离 离 能 能 减 增 小 Cs 大 电 离 能 减 小
3. 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.
4．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. ns2np6
5. 某元素的全部电离能(电子伏特)如下：(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的？为什么?(2)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?(3)此元素原子的核外有____个电子。最外层电子排布式为 。核外电子排布图为______ ，此元素的周期位置为第_____ 周期_____族。
逐渐增大；从正电荷越多的阳离子上电离电子会越难！
第6个电子与第7个电子在不同的能层
（1） 基本概念：表示不同元素的原子对键合电子（用于形成化学键的电子）吸引力的大小。
电负性越大，对键合电子的吸引力越大
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。
鲍林L.Pauling 1901-1994
观察这组电负性数据，找出其大致变化规律：
同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。
（2）元素电负性的变化规律：（一般规律）
①判断元素的金属性和非金属性的强弱
一般：非金属＞1.8 金属＜1.8 类金属≈1.8
一般：成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键 成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键
例: Al：1.5，Cl：3.0 3.0-1.5=1.5 AlCl3为共价化合物 Al：1.5，O：3.5 3.5-1.5=2.0 Al2O3为离子化合物
③判断共价键的极性强弱 若两种不同元素的原子间形成共价键，必是极性键，成键原子间的电负性之差越大，键的极性越强
极性：H-F>H-Cl>H-Br>H-I C-O>C-H; H-O>C-H
④判断化合物中元素化合价的正负（电负性大的显负价，电负性小的显正价）
如：SiC中C的电负性大，C显负价；IBr中Br的电负性大，Br显负价；S2Cl2中Cl的电负性大，Cl显负价。
6、电负性（用x表示）也是元素的一种重要性质，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表是某些短周期元素的x值：N、Mg的x值范围 ___ ＜x(N)＜ ___ ， ___＜x(Mg)＜___。(2)推测x值与原子半径的关系是 ；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的______变化规律。
2.6 3.4
0.9 1.6
同一周期,x越大,其原子越小
(3)预测周期表中（放射性元素除外），x值最小的元素位于第___周期____族。(4)根据x值，可推测化学键的类型。 BCl3 中的化学键属于_______，Al2O3属于_______化合物。 (5) HCN的结构式为H－C≡N。在C≡N键中，共用电子对偏向____。
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”。
Li和Mg在过量O2中燃烧，都只生成氧化物（Li2O、MgO），不形成过氧化物； Be和Al的氢氧化物都是两性氢氧化物，既可以与酸反应，又可以溶于强碱中发生反应； B和Si的含氧酸都是弱酸，且强度很接近。这几对元素的电负性相近，是造成它们性质相似的原因之一。
7、根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题： (1) 写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式 。 (2) Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂_____________ 鉴别，其离子方程式为______________________ (3) BeCl2是______化合物(填“离子”或“共价”)，如何证明？
Be+2OH-＝BeO22- + H2↑
Be(OH)2+2OH-=BeO22-+2H2O
熔融状态下进行导电实验，不能导电证明为共价化合物
(4)BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)： 。
1、（1）[2021全国乙卷]Cr的电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大（ ）
（2）[2021湖南卷] 中 H、C、N的电负性由大到小的顺序为 。
（3）[2021广东卷]在Ⅱ( ) 中 S 元素的电负性最大( )
（4）[2021山东卷]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为 。
2．（2021·吉林）过渡金属元素铬（Cr）是不锈钢的重要成分，在工农业生产和国防建设中有着广泛应用。回答下列问题：(1)对于基态Cr原子，下列叙述正确的是_______(填标号)。 A.轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为 B.4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动 C.电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大
3．（2021·广西三模）金云母{K2Mg6[Al2Si6O20] (OH)4}是一种含镁和钾的铝硅酸盐，化学成分中替代钾的有钠、钙、钡；替代镁的有钛、铁、锰、铬。(1)基态钾原子的核外电子排布式为 。(2)钡元素在周期表中位于____ (填“s”“d”或“p”) 区。(3) Mg、Al、 K的第一电离能由小到大的顺序是 。
1s22s22p63s23p64s1
K＜Al＜Mg
实质：元素原子核外电子排布的周期性变化．
元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。
1、核外电子排布的周期性变化
2、元素化合价的周期性变化
②除了O、F外，元素的最高正价=最外层电子数=主族序数
①金属元素无负价，氟无正价，氧无最高正价
③最高正价+ ︱最低负价 ︱= 8
④同周期元素化合价：+1 → +7 ; -4 → -1
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
3、元素金属性和非金属性的周期性变化
4、原子半径的周期性变化----“三看”
第一步：比较核外电子层数 一般情况下,微粒的电子层数越多,半径越大。第二步：比较核电荷数 当微粒的核外电子层数相同时,就比较核电荷数。核电荷数越大, 半径越小。第三步：比较核外电子数目 当微粒的核外电子层数和核电荷数都相同时,就比较核外电子数目。核外电子数目越多, 半径越大。
r(Cl) r(Cl -)
r(Na) ___r(Mg)
r(F) ___r(Cl)
2. 电子层结构相同的An+、Bn-、C，下列说法正确的是 ( ) A. 原子序数：C>B>A B. 半径： An+ > Bn- C. C是稀有气体原子 D. 原子半径：A
（1） 概念：气态基态电中性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I1表示，单位：kJ/ml。
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I2。第三电离能、第四电离能等以此类推。
【规律1】同种元素各级电离能的规律： 从I1开始，电离能数据呈整体非线性递增趋势，受原子结构的影响会出现突变。
【讨论】为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
对同种元素来说，逐级电离能增大的原因是：所带正电荷离子逐渐增加电荷，对原子核外的电子的引力逐级增大的原因。(即从正电荷越多的阳离子上电离电子会越难！) 对钠、镁、铝来说，当达到最高正价时，此元素的电离能与下一电离能会有突然地较大变化（新能层出现）。
（2） 电离能的变化规律 (P18，表)
【规律2】同主族元素，I1的变化规律： 同主族从上到下，I1递减。
(P18，图1-21)
【规律3】同周期元素，I1的变化规律：
同周期从左到右，I1整体递增，但在ⅡA-ⅢA、ⅤA-ⅥA 有反常。
【讨论】为什么ⅡA-ⅢA、ⅤA-ⅥA间发生突变？
同周期元素第一电离能“把握整体，注重局部”
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。
电 离 能 增 大 电 He 电 离 离 能 能 减 增 小 Cs 大 电 离 能 减 小
3. 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.
4．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. ns2np6
5. 某元素的全部电离能(电子伏特)如下：(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的？为什么?(2)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?(3)此元素原子的核外有____个电子。最外层电子排布式为 。核外电子排布图为______ ，此元素的周期位置为第_____ 周期_____族。
逐渐增大；从正电荷越多的阳离子上电离电子会越难！
第6个电子与第7个电子在不同的能层
（1） 基本概念：表示不同元素的原子对键合电子（用于形成化学键的电子）吸引力的大小。
电负性越大，对键合电子的吸引力越大
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。
鲍林L.Pauling 1901-1994
观察这组电负性数据，找出其大致变化规律：
同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。
（2）元素电负性的变化规律：（一般规律）
①判断元素的金属性和非金属性的强弱
一般：非金属＞1.8 金属＜1.8 类金属≈1.8
一般：成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键 成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键
例: Al：1.5，Cl：3.0 3.0-1.5=1.5 AlCl3为共价化合物 Al：1.5，O：3.5 3.5-1.5=2.0 Al2O3为离子化合物
③判断共价键的极性强弱 若两种不同元素的原子间形成共价键，必是极性键，成键原子间的电负性之差越大，键的极性越强
极性：H-F>H-Cl>H-Br>H-I C-O>C-H; H-O>C-H
④判断化合物中元素化合价的正负（电负性大的显负价，电负性小的显正价）
如：SiC中C的电负性大，C显负价；IBr中Br的电负性大，Br显负价；S2Cl2中Cl的电负性大，Cl显负价。
6、电负性（用x表示）也是元素的一种重要性质，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表是某些短周期元素的x值：N、Mg的x值范围 ___ ＜x(N)＜ ___ ， ___＜x(Mg)＜___。(2)推测x值与原子半径的关系是 ；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的______变化规律。
2.6 3.4
0.9 1.6
同一周期,x越大,其原子越小
(3)预测周期表中（放射性元素除外），x值最小的元素位于第___周期____族。(4)根据x值，可推测化学键的类型。 BCl3 中的化学键属于_______，Al2O3属于_______化合物。 (5) HCN的结构式为H－C≡N。在C≡N键中，共用电子对偏向____。
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”。
Li和Mg在过量O2中燃烧，都只生成氧化物（Li2O、MgO），不形成过氧化物； Be和Al的氢氧化物都是两性氢氧化物，既可以与酸反应，又可以溶于强碱中发生反应； B和Si的含氧酸都是弱酸，且强度很接近。这几对元素的电负性相近，是造成它们性质相似的原因之一。
7、根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题： (1) 写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式 。 (2) Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂_____________ 鉴别，其离子方程式为______________________ (3) BeCl2是______化合物(填“离子”或“共价”)，如何证明？
Be+2OH-＝BeO22- + H2↑
Be(OH)2+2OH-=BeO22-+2H2O
熔融状态下进行导电实验，不能导电证明为共价化合物
(4)BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)： 。
1、（1）[2021全国乙卷]Cr的电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大（ ）
（2）[2021湖南卷] 中 H、C、N的电负性由大到小的顺序为 。
（3）[2021广东卷]在Ⅱ( ) 中 S 元素的电负性最大( )
（4）[2021山东卷]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为 。
2．（2021·吉林）过渡金属元素铬（Cr）是不锈钢的重要成分，在工农业生产和国防建设中有着广泛应用。回答下列问题：(1)对于基态Cr原子，下列叙述正确的是_______(填标号)。 A.轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为 B.4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动 C.电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大
3．（2021·广西三模）金云母{K2Mg6[Al2Si6O20] (OH)4}是一种含镁和钾的铝硅酸盐，化学成分中替代钾的有钠、钙、钡；替代镁的有钛、铁、锰、铬。(1)基态钾原子的核外电子排布式为 。(2)钡元素在周期表中位于____ (填“s”“d”或“p”) 区。(3) Mg、Al、 K的第一电离能由小到大的顺序是 。
1s22s22p63s23p64s1
K＜Al＜Mg
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