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获奖第二课时教案设计

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原子结构与性质
第一章
人教版高中化学选择性必修二
第二节　原子结构与元素的性质 第二课时
核心素养
宏观辨识与微观探析： 能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。证据推理与模型认知： 知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因,建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。 科学探究与创新意识： 分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化，理解原子半径、第一电离能的底边规律及原因，培养宏观辨析与微观辨析的核心素养。
学习目标
1．能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因,建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。重点：理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。难点：理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。
知识回顾
1.元素主要化合价的周期性变化
3.元素金属性、非金属性的周期性变化
2.原子半径
同周期从左到右原子半径逐渐 。
同主族从上到下原子半径逐渐 。
同周期金属性 、非金属性 。
同主族金属性 、非金属性 。
减弱
增强
减小
增大
②∣最高正价∣+∣最低负价∣= （对非金属元素而言，但对H不适用）
8
增强
减弱
元素周期律实质：元素的性质随（ ）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。
核电荷数
知识回顾
（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ；
元素性质周期性变化：
减小
减弱
增强
减弱
减弱
增强
增强
增强
增大
增强
增强
增强
减弱
减弱
减弱
减弱
新知探究
原子半径的大小取决于两个相反的因素：
电子的能层数
核电荷数
电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也越大，将使原子的半径减小。
这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变
二、元素周期律
1、原子半径
新知探究
减小
增大
原子半径递变规律
取决于
越大
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
导致
越小
原子半径的决定因素
新知探究
【思考与讨论】
元素周期中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化均势如何？如何解释这种趋势？
(2)同族———电子层数不同时，电子层数越多，使原子半径增大的幅度大于因核电荷数增多引起的原子半径减小的幅度原子半径越大。
(1)同周期———电子层相同时，核电荷数越大，对核外电子的吸引用增大，原子半径越小
新知探究
③粒子半径的比较方法
越大
能层数越多
能层数相同
越小
核电荷数越大
a、
b、
越小
c、
电子层相同时，“序大径小”
如： Li < Na < K < Rb < Cs
Li+﹤Na+﹤K+﹤Rb+﹤Cs+
如： Na > Mg > Al
Na+﹥Mg2+
O2- >F->Na+>Mg2+>Al3+
Fe3+ < Fe2+ < Fe
如： H+ < H < H-
新知探究
练习1.下列微粒半径依次增大的是(　 　) A.同一主族元素随着原子序数的递增 B.同一周期的元素随着原子序数的递增 C.Na+、Mg2+、Al3+、F- D.P、S、S2-、Cl-
练习2.下列各组微粒,半径大小比较中错误的是(　 　) A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+ C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F
A
C
新知探究
定义：
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最低能量叫做第一电离能。用符号I1表示，单位：kJ/mol
从＋1价气态基态正离子中再失去一个电子形成＋2价气态正离子所需要的能量叫做第二电离能，符号I2，依次类推。
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
电离能越小
电离能越大
气态原子（离子）越易失电子
气态原子（离子）越难失电子
2、元素的电离能
新知探究
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
a、每个周期的第一种元素(氢或碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大；从左到右，总体呈现增大趋势(有个别反常)。
递变规律
新知探究
第一电离能（kJ·mol-1）
原子序数
b、同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 ,表明自上而下原子越来越易失去电子。
新知探究
思考：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
a、同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。
b、同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。
新知探究
思考：为什么 B 、 Al 、 O 、 S 等元素的电离能比它们左边元素的电离能低，而使 Li －Ne 和 Na－Ar 的电离能曲线呈现锯齿状变化？
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
2s22p3
2s22p4
2s22p1
2s2
3s23p1
3s2
3s23p4
3s23p3
B和Al锯齿状变化B和Al的第一电离能失去的电子是 np 能级的，该能级电子的能量比左边 Be 和 Mg 失去的 ns 能级电子的高。
O和S锯齿状变化N 和 P 的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高。
新知探究
【思考与讨论】
(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
碱金属电离能越小，能量越高，越活泼，越易失去电子。
(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
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？
新知探究
（2）同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量，依此类推。
化合价数＝电离能突变前电离能组数。
由上表可知钠、镁、铝的电离能从上往下突变(此时，能层可能发生变化)前分别有一组、二组、三组变化不是很大的电离能数据，所以，化合价分别是+1、+2、+3。
新知探究
电离能的应用
a、 判断元素的金属性强弱
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
b、判断元素的化合价
规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价
c、判断核外电子的分层排布情况
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化
新知探究
练习3.(2022·湖南长沙联考)下表列出了第三周期某一元素X的各级电离能数据(用I1、I2……表示):
下列有关元素X的说法中,错误的是(　 　)A.元素X的最高正化合价为+3价B.元素X位于元素周期表中第ⅢA族C.元素X的第一电离能高于同周期左右相邻元素的D.元素X的氧化物具有两性
C
新知探究
练习4.(2021·山东滨州期中)下列状态的钙的微粒中,电离最外层一个电子所需能量最大的是(　 　)A.[Ar]4s1 B.[Ar]4s2 C.[Ar]4s14p1 D.[Ar]4p1
A
解析:[Ar]4s1属于基态的Ca+,由于Ca的第二电离能高于其第一电离能,故其再失去一个电子所需能量较高,[Ar]4s2属于基态的Ca原子,其失去一个电子变为基态Ca+,[Ar]4s14p1属于激发态Ca原子,其失去一个电子所需要的能量低于基态Ca原子,[Ar]4p1属于激发态的Ca+,其失去一个电子所需要的能量低于基态的Ca+,综上所述,电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ar]4s1,A正确。
新知探究
键合电子：元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大,元素非金属性越强。
3、电负性
①定义：电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，电负性是相对值，没单位。
新知探究
③电负性的递变规律
鲍林利用实验数据理论计算：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准(稀有气体未计)，得出了各元素的电负性。
电负性
从左到右，电负性 。
从上到下，电负性 。
减小
增大
周期表中电负性最大元素是 电负性最小元素是 。
Cs
F
新知探究
a、判断元素的金属性和非金属性
电负性＞1.8 非金属元素电负性＜1.8 金属元素电负性 ≈ 1.8 类金属元素
④电负性的应用
新知探究
b、判断化学键类型
电负性相差较大（△x≥1.7) 通常形成离子键电负性相差较小（△x＜1.7) 通常形成共价键
特例(如HF)
特例(如NaH)
如：
电负性的差:
2.1
0.9
1.5
1.4
化学键类型:
2.1
NaCl CaO HCl AlCl3 H2O
离子 离子 共价 共价 共价
新知探究
c、判断化合物中元素价态
电负性大的为 价，小的为 价。
负
正
-4 +1
+4 -1
新知探究
练习5.电负性是一种重要的元素性质,某些元素的电负性(鲍林标度)数值如下表所示:
下列说法不正确的是(　 　)A.LiAlH4中H是-1价,该物质具有还原性B.非金属性:O>ClC.H—Cl键比H—S键极性大D.Si的电负性范围在2～3之间
D
新知探究
练习6.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5，则下列有关的比较中正确的是(　　)A．第一电离能：④＞③＞②＞①B．原子半径：④＞③＞②＞①C．电负性：④＞②＞①＞③D．最高正化合价：④＞③＝②＞①
A
S元素
P元素
N元素
F元素
②＞①＞③＞④
②＜①＜③＜④
①＞②＝③
F元素没有正化合价
新知探究
练习7.下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列的是（ ）①基态X的原子结构示意图： ②基态Y的价电子排布式：3s23p5③基态Z2－的轨道表示式： ④W基态原子有2个能层，电子式：A.③>①>②>④ B.③>②>①>④C.①>③>④>② D.①>④>③>②
A
新知探究
练习8.根据有关知识，回答下列问题。（1）化学元素（0族和放射性元素除外）中，第一电离能最小的元素是____ （填元素符号，下同），第一电离能最大的元素是___，电负性最大的元素是____。（2）铜的原子序数是29，其价电子排布式为___________。（3）元素的电负性越大，则在形成化合物时此元素_______________________________越强。（4）Be的第一电离能大于B的第一电离能，这是因为______________________________________________________________________________________________________。
3d104s1
Cs
F
F
吸引成键电子的能力
Be的2s能级为全满状态，较稳定，而B失去一个电子后变为2s能级全满的稳定结构，所以B的第一电离能比Be的小
课堂小结
原子半径
电离能
电负性
元素性质
原子结构
核电荷数
核外电子排布
化合价
决定
课程结束