人教版 (2019)选择性必修2第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质精品课件ppt

这是一份人教版 (2019)选择性必修2第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质精品课件ppt，共44页。PPT课件主要包含了元素周期律，PCl3，NH3，NF3，NaAlH4，NaBH4，电负性相近等内容，欢迎下载使用。
1.了解元素周期律的内涵，能从原子结构的视角解释原子半径呈现周期性变化的原因。掌握原子半径的变化规律。2.能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质，能认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系。3.能说出元素电负性的涵义，掌握电负性周期性变化的规律，能应用元素的电负性说明元素的某些性质。4.建构元素周期律(表)模型，能列举元素周期律(表)的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。
观察元素周期表中主族元素的原子半径变化有何规律？
由大到小呈现周期性变化。
【思考与交流】 课本P23
1、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?如何解释这种趋势?
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
2、元素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?如何解释这种趋势?
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势
电子之间的排斥力也就越大
核对电子的引力也就越大
这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变
2.比较(主族元素)原子半径大小的方法
(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有气体元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素，随着能层数递增，其原子半径逐渐增大。例：r(Li)r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(2)能层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
(4)核电荷数、能层数均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
(3)带相同电荷的离子，能层数越多，半径越大。例：r(Li＋)③>④ B.②>①>③>④ C.②>①>④>③ D.①>②>④>③
课堂练习3:下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( )A、NaF B、MgI2C、BaI2 D、KBr
1.元素的电离能的概念与意义(1)第一电离能①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。
②符号：I1；单位：kJ·ml－1。
(2)逐级电离能：①定义：第二电离能：气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三、第四、第五电离能依此类推。通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……
M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能）
M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能）
M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能）
可以衡量元素的原子(或离子)失去一个电子的难易程度。①第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。②根据逐级电离能判断原子失去电子的数目或形成的阳离子所带的电荷。
（1）每个周期的第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能_____，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈_____趋势。
原子核对电子的吸引力越强，第一电离能越大。
反常：ⅡA ＞ ⅢA; ⅤA ＞ ⅥA
2.第一电离能的周期性变化规律
思考：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？
1.B和Al第一电离能失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低； 2.N和P的电子排布是半充满的，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。
（2）同一族，从上到下第一电离能逐渐 。
电离能呈现周期性的递变。
原子核对电子的吸引力越弱，第一电离能越小。
【思考与交流】 课本P24
（1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
（2）下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
第IA族碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，则原子越容易失电子，碱金属元素的金属性逐渐增强，碱金属的活泼性越强。
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？
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
原子的逐级电离能越来越大的原因：
电离能跟钠、镁、铝的化合价的关系：
钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
化合价数＝电离能突变前电离能组数
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
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。
③判断核外电子的分层排布情况
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
1.元素周期表中，第一电离能最大的是哪种元素？第一电离能最小的应出现在周期表什么位置？提示　第一电离能最大的是He；最小的应在周期表左下角。2.第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几种元素？分别是哪几种？提示　Be、C、O共三种。3.由教材P24元素的逐级电离能数据表，说明原子的逐级电离能越来越大的原因。提示　原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。
课堂练习4:正误判断(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　　)(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　　)(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大(　　)(4)H的第一电离能大于C的第一电离能(　　)(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大(　　)(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大(　　)(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能(　　)
课堂练习6: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
课堂练习5:判断下列元素间的第一电离能的大小(1) Na _____ K、N _____ P(2)F _____ Ne、Cl _____ S(3)Mg _____ Al、O _____ N
课堂练习7:已知某元素的部分电离能(单位: kJ/ml)如下：I1=577、I2=1820、I3=2740、I4=11600、I5=14800， 该元素原子最外层有___个电子
鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。
元素相互化合时，原子中用于形成 的电子称为 。
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
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。
观察思考：1.在图中找出电负性最大和最小的元素?2.总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？
利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
从左至右电负性逐渐变大
从上至下电负性逐渐变小
（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。(稀有气体元素除外)（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。
随核电荷数增大元素的电负性呈周期性变化
电负性成周期性变化的原因？
4.影响电负性大小因素(1)对于主族元素，同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，元素电负性逐渐增大。(2)同一主族从上到下，核电荷数逐渐增大，随能层数的增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，元素的电负性逐渐减小。
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
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！
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。
④特例：氢元素的电负性为2.1，但其为非金属元素
(2)判断化合物的类型
两种成键元素的电负性差值。
离子键,相应的化合物为离子化合物
共价键，相应的化合物为共价化合物
特例：HF（差值1.9，但是为共价化合物）
特例：NaH（差值为1.2，但是为离子化合物）
练习：请结合课本图1-23计算HCl、AlCl3、BeCl2、MgCl2的电负性差值，并判断其成键类型。
HCl电负性差值=0.9Br。
(7)第一电离能越大，非金属性越强；电负性越大，非金属性越强。
课堂练习10：不能说明X的电负性比Y的大的是( )A、与H2化合时X单质比Y单质容易B、X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强C、X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D、X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
课堂练习11：X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( )A、X的原子半径比Y小B、X和Y的核电荷数之差为m－nC、电负性：X>YD、第一电离能：X