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集体备课课件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集体备课课件ppt，共21页。PPT课件主要包含了非金属性逐渐增强，金属性逐渐增强，非金属区，金属区，族元素，S22p4等内容，欢迎下载使用。
1.了解有关核外电子运动模型的历史发展过程，认识核外电子的运动特点。2.知道电子运动的能量状态具有量子化的特征(能量不连续)，电子可以处于不同的能级，在一定条件下会发生激发与跃迁。3.知道电子的运动状态(空间分布及能量)可通过原子轨道和电子云模型来描述。
1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、电负性的相对大小。2.通过原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
1.元素周期律： 元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。2.实质： 元素原子核外电子排布的周期性变化。
1.元素化合价的周期性变化：①同周期元素化合价：+1 → +7 ; -4 → -1 → 0。②除O、F外，元素的最高正价=最外层电子数=主族序数。③最高正价 +︱最低负价 ︱= 8④金属元素无负价，氟无正价，氧无最高正价 。2.元素金属性和非金属性的周期性变化
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐减弱
1.影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。
2.原子半径的递变规律
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，原子半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，原子半径越大。
3.粒子半径比较的一般思路(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)___r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋) r(Na＋) r(K＋) r(Rb＋) r(Cs＋)，r(O2－) r(S2－) r(Se2－) r(Te2－)。(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)。
1.第一电离能： 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，符号：I1。单位: kJ/ml。 上述表述中的“气态” 、“基态” 、“电中性” 、“失去一个电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。2.意义： 可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；即元素在气态时的金属性越强。
3.元素第一电离能变化规律(1) 同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
同族原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。
(2)每个周期的第一种元素（氢和碱金属）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，即一般来说，同周期随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。
4.电离能的特例 具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。 如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，为全充满状态。 ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，比ⅢA族的ns2np1状态稳定；而ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。 一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
5.逐级电离能： 气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 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？
原子失去电子形成阳离子后，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。 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）。
6.电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
例.某元素的全部电离能如下：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。
1.键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。2电负性：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。3.电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。
4.递变规律(1)同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大。(2)同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。(3)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
5.应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)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。(3)判断化合物的类型HCl、 AlCl3、BeCl2
特别提醒　电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，HF、NaF。
（4）判断化学键的极性强弱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，键的极性越强。如极性：H—F＞H—Cl＞H—Br＞H—I。（5）解释对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们的电负性相近的缘故。