物质结构与性质 原子结构与元素的性质(第2课时)
高中化学 第1章 原子结构 第3节 原子结构与元素性质 第2课时 元素的电负性及其变化规律名师课件 鲁科版选修
①MgO ②BeCl2 ③CO2 ④Mg3N2 ⑤IBr ⑥SOCl2 (2)判断下列化合物类型：NaF、HCl、NO2、MgO、CaCl2、CH4 ①离子化合物：__①__M_＋_g_2－O_2___②__B_＋_e2__C－_l1_2___③__＋C_4__O_－_22___④__M_＋_g2 _3N－_3_2_ _⑤__＋_I1_B_－r_1__⑥__＋S_4_－O_2C_－l_12___； ②共价化合物：_①__N_a_F_、__M__g_O__、__C_a__C_l_2 __②__H__C_l_、__N_O__2_、__C_H__4 __。
()
A．3s2
B．3s23p3
C．3s23p4
D．3s23p5
解析：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，A、B、
C、D 分别为 Mg、P、S、Cl，故 Mg 的电负性最小，选 A。
答案：A
2．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是 ( )
A．O＜S＜Se＜Te
B．C＜N＜O＜F
C．P＜S＜O＜F
(2)利用常见元素及其化合物的特征 ①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最 大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是 C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的 元素是 N。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的 元素是 O。
④单质最轻的元素是 H；单质最轻的金属元素是 Li。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是 Br；金属元素是 Hg。 ⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与 强碱反应的元素是 Be、Al。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起 化合反应的元素是 N；能起氧化还原反应的元素是 S。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是 Li、Na、F。
人教版化学选择性必修2 第二节第二课时元素周期律课件
。
D.氯仿的化学名称是四氯化碳
(2)属于离子化合物的是 ①④ 。 5.A 原电池工作时,阳离子向正极移动,应从左到右通过离子交换膜,故A正确;当闭合开关K时,X附近溶液先变红,说明X极生成OH-,应为电解池的阴极,故B错误;闭合K时,A是
负极,负极上发生失电子的氧化反应,电极反应式为2K2S2-2e-==== K2S4+2K+,故C错误;当有0.1 mol K+通过离子交换膜,即有0.1 mol e-转移时,根据2H++2e-====H2↑知产生 0.05 mol H2,标准状况下的体积是1.12 L,故D错误。
4.应用:判断金属性、非金属性强弱的依据。
微思考3根据电负性的变化规律分析预测,元素周期表中电 负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)?
提示:电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
微训练3下列对电负性的理解中不正确的是( D )。 A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大 小
2.衡量标准:以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 数),可知x=2、y=2,可知28.7 g镀镍试剂含有m(Ni2+)=10×0.01 mol×
作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
3.递变规律(一般情况)。 (1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐 变大 。 (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐 变小 。
层电子对数为4，P原子的最外层存在1对孤对电子，则PH3的空间构型是三角锥形。N(CH3)3中N原子的价层电子对数为4，N(CH3)3中参与形成配位键的孤电子对占据的轨
道是sp3；
电离能
（3）影响电离能大小的因素
• 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同， 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同， —— 核电荷数越多、半径越小、 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。 越大、越不易失去电子，电离能越大。 • 原子半径——（同族元素）原子半径越大、原 原子半径—— 同族元素）原子半径越大、 ——（ 子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子， 子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子， 电离能越小。 电离能越小。 • 电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末 电子层结构——稳定的8电子结构（ ——稳定的 电离能最大。 层）电离能最大。
课堂练习
3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的 3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的 能量（KJ·mol 能量（KJ mol-1）:
锂 519 7296 11799
失去第一个电子 失去第二个电子 失去第三个电子
因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失 离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所 去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第 需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电 一个电子所需的能量。 一个电子所需的能量。 荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。
学与问 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系
人教版高中化学选修3-物质结构与性质--第二节-原子结构与元素的性质(第2课时)省公开课获奖课件说课
选修3 物质构造与性质 第一章 原子构造与性质 第二节 原子构造与元素旳性质 第2课时
2024/10/5
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元素周期律
【教学目旳】
能说出元素电离能、电负性旳涵义， 能应用元素旳电离能阐明元素旳某些 性质。
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元素周期律
二、元素周期律
1．定义
元素旳性质随（ 核电荷数 ）旳递增发生周
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能
× 量，则其第一电离能为650KJ/mol。 × 4、Ge旳电负性为1.8，则其是经典旳非金属
5、气态O原子旳电子排布为：
× 6、 半径：K+>Cl-
×
√ 7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周
D.钾旳第一电离能比镁旳第一电离能大.
K〈Na〈Mg
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元素周期律
2、在下面旳电子构造中,第一电离能最小旳
原子可能是 ( C )
A.ns2np3
B.ns2np5
C.ns2np4
D.ns2np6
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元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻旳原子之间产生旳 强烈旳化学作用力，形象地叫做化学键。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素旳反常现象怎样解释？） ⅤA半充斥、 ⅡA全充斥构造
2）同主族旳元素自上而下第一电离能逐渐降低。
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元素周期律
3、电离能旳意义：
(2024年)《原子的结构课时2》PPT课件
《原子的结构课时2》PPT 课件contents •原子结构概述•原子核与核外电子•元素周期表与元素性质•化学键与分子间作用力•原子结构与元素性质关系•实验方法探究原子结构目录01原子结构概述原子定义与组成原子定义原子是化学反应中不可再分的基本微粒，是构成物质的基本单元。
原子组成原子由带正电的原子核和带负电的核外电子组成，原子核位于原子中心，电子绕核运动。
原子大小与形状原子大小原子的大小通常用其半径来表示，原子半径的数量级为10^-10米。
原子形状由于电子绕核运动的概率分布呈现球形对称，因此原子可看作是一个球体。
原子内部构造原子核原子核由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。
质子和中子的质量几乎相等，约为电子质量的1836倍。
电子云电子在原子中的位置不是固定的，而是按一定概率分布在原子核周围的空间中，形成所谓的“电子云”。
能级与轨道电子在原子中的运动状态可用能级和轨道来描述。
不同能级的电子具有不同的能量，同一能级上的电子可能处于不同的轨道。
02原子核与核外电子由质子和中子组成，质子带正电荷，中子不带电荷。
原子核的组成原子核的性质原子核的稳定性质量几乎集中在原子核内，直径约为原子直径的万分之一。
不同元素的原子核稳定性不同，放射性元素会自发地发生核衰变。
030201原子核组成及性质电子在核外排布时，总是先排布在能量较低的能级上，然后再排布在能量较高的能级上。
能级交错原则在同一原子中，不可能存在四个量子数完全相同的电子。
泡利不相容原理电子在等价轨道上排布时，总是尽先以自旋相同的方式单独占据不同的轨道。
洪特规则核外电子排布规律010405060302电子云概念：电子云是描述核外电子运动状态的概率密度分布图，用小黑点的疏密程度来表示电子在该点出现概率的大小。
电子云特点电子云不是实际存在的物质，而是一种概率分布。
电子云可以近似地表示电子的运动范围。
电子云形状与原子轨道形状相同。
电子云密度越大，表明电子在该区域出现的概率越大。
高中化学选修3《物质结构和性质》第一单元第二节《原子结构与元素的性质》课件
二、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性 变化——元素周期律
1、原子半径（r）
（1）共价半径rc：单质分子中，共价 单键结合的两原子核间距离的一半 （2）van der Waals半径rv：单质分子 晶体中相邻分子间两个非键合原子核 间距离的一半 （3）金属半径是指金属单质的晶体 中相邻两个原子核间距离的一半
同理
例如：
E+ (g) - e- E 2+ (g)
I2
Li(g) e Li (g)
2 3
I1 520.2kJ mol
1
Li (g) e Li2 (g)
I 2 7298 .1kJ mol1
1
Li (g) e Li (g) I3 11815 kJ mol
S区
p区 d区
ⅠA、ⅡA
ns1-2 ns2np1-6
ⅢA～ⅦA和零族
ⅢB～ⅦB和Ⅷ族 （n-1）d1-9ns1-2
ds区 ⅠB、ⅡB
（n-1）d10ns1-2
f区 镧系和锕系（n-2）f0-14（n-1）d0-2ns2
4、过渡元素
①全部副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds 区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过 渡元素 ②过渡元素原子的最外层电子数较少，除钯外都 只有1~2个电子，所以它们都是金属元素。 ③它们的(n-1)d轨道未充满或刚充满，或f轨道也未充 满，所以在化合物中常有多种氧化值，性质与主族元 素 有较大的差别。
IA 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
VIIIA
2
3 4 5 6 7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
人教版高中化学必修一《原子结构与元素周期表》物质结构元素周期律PPT(第2课时)
▪ c．分类：
▪ 短周期：包括__第__一__、__二_、__三__周__期________
。
第四、五、六、七周期
▪ 长周期：包括____________ _________。
▪ ②族
▪ a．个数：元素周期表有_1_8_个纵行，但只有1_6_ 个族
。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
▪ⅠAb原Ⅱ．A子特Ⅲ的B点Ⅳ最：B 外元ⅤB层素Ⅵ电B周子Ⅶ期B 数表中Ⅷ主族元ⅠB素Ⅱ的B 族ⅢA序ⅣA数Ⅴ等A 于ⅥA其ⅦA 0 ____________________。
▪ c．分类：
▪ 主族Ⅳ：A在族序数后标A，如周期表中第14纵行表示为 ▪ 第副_族_：__在__族__序族数。后标B，如周期表中第6纵行表示为
递增的顺序从上到下排成纵行。
钾（K） 钙（Ca）
周期（横 周期序数 = 电子层数
短周期 第一行周期）：2 种元素
第二周期：8 种元素 第三周期：8 种元素
长周期 第四周期：18 种元素
第五周期：18 种元素 第六周期：32 种元素 第七周期：32种元素
(镧系元素) (锕系元素)
主族： ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
零族称为 稀有气体 元素
思考：Cl的位置的描述：第三周期第VIIA族
第III周期 第3周期 第三周期
第七主族 VII族 VIIA族
1、氦元素原子最外层有两个电子， 为什么不把它排在ⅡA族？
2、哪周期元素种类最多？族呢？
第六周期、第七周期
第ⅢB
课 1.已知某主族元素的原子结构示意图如
堂 下，判断其位于第几周期？第几族？
人教版九年级上册化学3.2原子的结构教案(第二课时)
第三单元课题2 原子的结构（第二课时）【教学目标】1．知识与技能：(1)、初步了解原子核外的电子是分层排布的；(2)、了解原子结构的表示方法；(3)、了解原子结构与元素化学性质的关系；(4)、了解离子的形成过程，认识离子是构成物质的一种粒子。
2．过程与方法：(1)、通过学生间相互讨论、交流，增强学生归纳知识、获取知识的能力；(2)、运用多媒体动画片、课文插图等辅助手段，演示离子的形成过程，化抽象为直观，增强学习的效果。
3．情感、态度与价值观：(1)、初步体会物质构成的奥秘，培养学生的抽象思维能力、想象力和分析推理能力；(2)、树立“结构决定性质”、“物质的微粒性”等辩证唯物主义观点。
【教学资源分析】在第三单元的学习中，学生已经知道许多物质是由原子、分子构成的，在本单元中介绍离子是构成物质的另一种粒子，使学生所学有关物质构成的知识完整化。
本课题包括“核外电子的排布”和“离子的形成”两部分内容，“离子的形成”是本课题的核心，“核外电子的排布”(介绍原子核外电子的分层排布和金属、非金属、稀有气体元素的原子核外电子层结构的特征与其化学性质的关系)为它的教学作了一个铺垫。
【教学策略分析】本课题的内容较抽象，远离学生的生活经验，学生学习时有一定的困难，是教学的难点。
教学中，要充分利用书上的插图和电教手段，为学生创设学习氛围，让学生仔细观察、细心体会，展开讨论，将抽象知识形象化、具体化。
【教学重、难点】重点：离子的形成。
难点：核外电子排布的概念。
【教学准备】1．自制的有关投影片、离子形成的动画片、复印的课文插图；2．网上下载的原子结构示意图。
【课时建议】1课时【教学过程】归纳小结形成结论1．原子核外第一层最多有几个电子?2．原子核外第二层最多有几个电子?3．原子核外第三层最多有几个电子?4．元素的种类取决于________。
5．1—18号元素中哪些是金属元素、非金属元素、稀有气体元素?它们的最外层电子数有何特点?(列表比较。
高中化学 第1章 原子结构与性质 第1节 原子结构 第2课时 基态原子的核
促敦市安顿阳光实验学校第2课时基态原子的核外电子排布原子轨道课时跟踪训练一、选择题1．生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是( )A．长期使用后生锈B．节日里燃放的焰火C．金属导线可以导电D．卫生丸久置后消失解析：选B 长期使用后生锈是化学变化，有电子的转移；焰火是电子由较高能量的激发态，跃迁到较低能量的基态，多余的能量以光的形式释放出来；金属导线导电是自由电子的向移动；卫生丸久置后消失是升华。
2．观察1s轨道电子云示意图，判断下列说法正确的是( )A．一个小黑点表示1个的电子B．1s轨道的电子云形状为圆形的面C．电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转D．1s轨道电子云的点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少解析：选D 由图可知，处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称，而且电子在原子核附近出现的概率最大，离核越远，出现的概率越小。
图中的小黑点不表示电子，而表示电子曾经出现过的位置。
3．若将6C原子的电子排布式写成1s22s22p2x，它违背了( )A．能量守恒律B．能量最低原理C．泡利原理D．洪特规则解析：选D 根据洪特规则，对于基态原子的电子在能量相同的轨道上排布时，尽可能分占不同的轨道且自旋状态相同，故本题给出的电子排布式违背了洪特规则，写为1s22s22p1x2p1y。
4．(2019·高二检测)下列说法中正确的是( )A．1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布式B．元素的发射光谱一般是亮背景、暗线C．基态原子的电子只能从1s跃迁到2sD．同一原子能层越高，s电子云半径越小解析：选A 1s22s12p1为激发态的电子排布式，根据能量最低原理，其基态的电子排布式为1s22s2，A正确；发射光谱是原子自身发光产生的光谱，所以是暗背景、明线，B错误；基态原子的电子可以从1s跃迁到2s、2p，C错误；同一原子能层越高，s电子云半径越大，D错误。
5．某元素的3p能级上有两个未成对电子，因此其( )A．第三能层上一有4个电子B．最高正价为＋2C．最高正价为＋4D．第二电子层没有未成对电子解析：选D 由于3p能级上有两个未成对电子，所以该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2或者1s22s22p63s23p4。
《物质结构与性质》1-2原子结构与元素的性质(新人教版精品)
第二节原子结构与元素的性质第1课时〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表1、周期系：随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。
然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。
例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。
可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。
第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16个族。
16个族又可分为主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。
元素在周期表中排在哪个列由什么决定？阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。
高中化学第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第二课时元素周期律课后提升训练含解析第二册
第二课时元素周期律夯实基础轻松达标1.在下面的价电子构型中,通常第一电离能最小的原子具有哪一种构型(）A.n s2n p3B。
n s2n p4C.n s2n p5D。
n s2n p6n s2n p4的原子失去一个电子后形成n s2n p3的稳定结构，因而其第一电离能最小.2.下列关于微粒半径的说法正确的是(）A。
电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B.核外电子层结构相同的单核微粒半径相同C.质子数相同的不同单核微粒,电子数越多半径越大D。
电子层数相同的粒子，原子序数越大,原子半径越大,故第ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期第ⅠA族元素的原子半径大，如r(Li）〉r（S)>r(Cl），A错误；对于核外电子层结构相同的单核离子,核电荷数越多,微粒半径越小，B错误；质子数相同的不同单核微粒，阴离子半径〉原子半径>阳离子半径,C正确；同一周期元素的原子具有相同的电子层数,随着原子序数的增大，原子半径逐渐减小,D错误。
3。
对于以下各组微粒的半径,难以确定前者一定大于后者的是(）A.两种原子的核外电子排布分别为:1s22s22p63s23p64s1和1s22s22p63s23p5B。
两种原子的轨道表示式为:和C.3s能级上填有2个电子、3p能级全空的原子与2p能级上填有5个电子的原子D。
3p能级上有一个未成对电子的原子与3p能级上半充满的原子项中前者为K原子后者为Cl原子,原子半径前者大；B 项中前者为Si原子后者为P原子,两者是同周期元素的原子，原子半径前者大于后者;C项中前者为Mg原子后者为F原子,原子半径前者大于后者；D项中前者为Al原子或Cl原子，后者为P 原子，原子半径可能前者大也可能后者大.4.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是（)A。
钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的金属性强于钠B。
因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大C.最外层电子排布式为n s2n p6(若只有K层时为1s2)的原子,第一电离能较大D。
原子结构与元素的性质终
电子最大容量数
1
1s
2
2s 2p
3
3s 3p
4
4s 3d 4p
5
5s 4d 5p
6
6s 4f 5d 6p
7
7s 5f 6d 未完
2 8 8 18 18 32 未完
2
8
8
18
18
32
未满
可见各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和
思考与探究
周期
一
二
周期
基态原子的电子排布
锂
钠
钾
铷
铯
3
二
1s22s1或[He]2s1
11
三
1s22s22p63s1或[Ne]3s1
19
四
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
37
五
1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s1
55
六
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或[Xe]6s1
二、原子结构和性质周期性变化
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
最高正价+|负价|=8
02
同周期元素的主要化合价： 最高正价：+1递增到+7。（氟、氧例外） 负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。
01
课堂练习：
Ｃ C
在碱金属中它具有最大的原子半径 它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱 钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物 它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸
第2课时 元素的性质与原子结构
取一小块钾，擦干表面的
煤油后放在石棉网上加热，观
察现象。同钠与氧气的反应比 较。
钠在空气中燃烧
钾在空气中燃烧
钾与氧气的反应
钠、钾化学性质比较
钠 与氧气 反应 剧烈燃烧，火焰 呈 黄 色，生成 淡黄 色的固体 钾 剧烈燃烧，火焰 呈 紫 色
钠、钾与水的反应
钠、钾与水的反应
不论去往何方，身后永远有不变的祝 福，凝注的眼光——母校用宽大的胸怀包 容我们，等待我们，期许我们。
有何相似性 和递变性？
碱金属的物理性质
元 素 名 称 锂 钠 钾 铷 铯
元 素 符 号 Li Na K Rb Cs
核 电 核 数 3 11 19 37 55
颜色和状态
密度 （g/cm3） 0.534 0.97 0.86 1.532 1.879
熔点 (℃) 180.5 97.81 63.65 38.89 28.40
第2课时
元素的性质与原子结构
1
1、通过探究元素的性质与原子结构，进一步理解元 素周期表。
2、熟悉元素在周期表中的位置及原子结构与性质的
关系。 3、培养学生的实践能力和归纳能力。
元素周期表
1.几个关系 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数
2.周期表的结构 “三短”、“四长” “七主”、“七副”、“零和八”。
钠、钾与水的反应 钠 与 水 反 应 浮 在水面上、___ 熔 成银白色、在水面上 四处 游动 、滴入酚 酞溶液呈 红 色 钾 浮 在水面上、熔成 银白色、在水面上四 处 游动 、滴入酚酞溶 液呈 红 色，有轻微 爆炸现象,有紫色火焰
①与O2的反应
原子结构与元素周期表(二)》教学设计
第四章第一节《原子结构与元素周期表第二课时》P1:同学们，大家好！s。
今天很高兴和同学们一起完成人教版高中化学必修第一册第四章第一节原子结构与元素周期表第二课时的学习。
P:投影P3:到目前为止，我们已经学习过多种元素，比如C、O 、Na，Cl、Fe等。
化学元素的种类很多，而元素对应的物质就更多了，每种物质具有不同的性质，如果将各个元素逐一学习起来，同学们一定会觉得很麻烦。
那有什么简单的方法，能够将这些元素分门别类，整体把握它们的性质，提高我们的学习效率呢？对，分类是认识和研究物质及其变化的一种常用方法。
对元素分类，科学家们很早就开始思考了，并且为了寻求各种元素及其化合物间的内在联系和规律性，进行了许多的尝试。
P4:1789年拉瓦锡在《化学概要》一书当中提出了第一个元素分类表。
此后人们对元素体系的研究不断深入。
P5:1829年德国化学家德贝赖纳根据元素的原子量和化学性质之间的关系进行研究，发现在已知的44种元素中有5个相似组，每组有三种元素，由此提出了“三素组”的概念，这一概念对于探寻元素性质的规律具有启发性。
P6:1867年俄国化学家门捷列夫在研究中开始触及到元素分类的规律性，为了进一步将元素进行分类，他把当时已经发现的63种元素中相对原子质量相近的元素排列在一起，并进行了反复研究，探索元素之间的规律性.终于在1869年，门捷列夫在总结前人研究的基础上，绘制了第一张元素周期表. 开创了化学历史新纪元。
P7:这是他的手稿.看起来可能有些困难。
P8:现在展示的是整理后的手稿，门捷列夫绘制的第一张元素周期表是按照元素的相对原子质量由小到大的顺序排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵列。
这就是现代元素周期表的雏形。
当时发现元素的种类有限，门捷列夫在绘制元素周期表时，通过对已经发现的元素性质进行归纳总结，预测了还有元素没有发现，并特意为它们在元素周期表中留下了空位。
随着化学科学的不断发展，第一张元素周期表中为未知元素留下的空位先后被填满。
人教版高中化学选修3 物质结构与性质 第一章 第一节 原子结构(第2课时)
1s1 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p1
12
钠 Na
铝 Al
2014年7月13日星期日
构造原理与电子排布式
原子结构示意图
电子排布式
Li: 1s22s1
练一练
请写出4~10号元素原子的电子排布式。
2014年7月13日星期日 13
构造原理与电子排布式
4
铍Be 1s2 2s2
5
新课标人教版高中化学课件系列
选修3 物质结构与性质 第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构 第2课时
2014年7月13日星期日
1
构造原理与电子排布式
【教学目标】
1.能根据构造原理用电子排布式表示1-36原子核 外电子的排布
2014年7月13日星期日
2
构造原理与电子排布式
问题探究 根据已有知识，试写出K原子
注意书写：1s2
2014年7月13日星期日
2s22p6 3s23p64s2 3d6
15
构造原理与电子排布式
练习：请根据构造原理，写出下列元素基态 原子的电子排布式： （1）Ne （2）S （3）29Cu （4）32Ge
1s22s22p6 1s22s22p63s23p4 1s22s22p63s23p63d104s1 1s22s22p63s23p63d104s24p2
。 。 。 。
2014年7月13日星期日
16
构造原理与电子排布式
练习：请写出第四周期21—36号元素原子的基态电 子排布式。
钪Sc： 钛Ti： 钒V： 铬Cr： 锰Mn：
1s22s22p63s23p63d14s2 1s22s22p63s23p63d24s2 1s22s22p63s23p63d34s2 1s22s22p63s23p63d54s1 1s22s22p63s23p63d54s2
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元素周期律
（三）电负性
3、变化规律: 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。 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。
元素周期律
4、电负性的意义：
①判断元素金属性和非金属性的强弱 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。 ②判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于 1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7） 的两种非金属元素化合，通常形成共价键； ③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 越大。 ④判断共价化合物中元素的化合价的正负
元素周期律
鲍林L.Pauling 1901-1994
鲍林研究电负性的手稿
元素周期律
元素周期律
2、电负性的标准和数值：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。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强 弱的尺度 金 属：＜1.8 类金属：≈1.8 非金属：＞1.8
元素周期律
元素周期律
1、原子半径 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？应如何理 解这种趋势？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？应如何 理解这种趋势？
元素周期律
二、元素周期律
（一）原子半径： 1、影响因素:
原子半径 的大小 2、规律：
取决于
ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构
2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。
元素周期律
3、电离能的意义： ①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。 ②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷 ③利用逐级电离能判断化合价
元素周期律
选修3 物质结构与性质 第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质 第2课时
元素周期律
【教学目标】
能说出元素电离能、电负性的涵义， 能应用元素的电离能说明元素的某些 性质。
元素周期律
二、元素周期律
1．定义 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。
2．实质 元素原子 核外电子排布的周期性变化．
元素周期律
元素周期律
课堂练习
1、下列说法正确的是（
A）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 反常现象 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体的元素：He
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K〈Na〈Mg
学与问：P18 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？
碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合 价有何关系？ 因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小， 以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同 时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从 而电离能越来越大。 看逐级电离能的突变。
5.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性质有些相似，被称 为“对角线规则”。
如查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧 化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规 则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。 这些都说明“对角线规则”的正确性。
元素周期律
元素周期律
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。
元素周期律
元素周期律
5.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性质有些相似，被称 为“对角线规则”。
如查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧 化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规 则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。 这些都说明“对角线规则”的正确性。
元素周期律
2、有A、B、C、D、 E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且 都小于 20。其中 C、 E是金属元素； A和 E 属同一族，它们原子 的最外层电子排布为 ns1 。 B 和 D 也属同一族，它们原子最外层 的 p 能级电子数是 s 能级电子数的两倍， C 原子最外层上电子数 等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素 的电负性分别为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题： H ，B是________ O ，C是________ (1)A是________ Al ，D是 S ，E是________( ________ 用化学符号填空，下同) K (2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________， K 非金属性最强的是 ________。 O 负 价，其他 (3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________ 正 价。 元素显________ (4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合 H2O、SO。 Al2O3、， K2O 有共价键的是________ 2、SO3 物中有离子键的是_______
下列分析正确的是（
BCБайду номын сангаас
）
A.原子序数关系：C>B>A
B.微粒半径关系： Bn-> An+
C.C微粒是稀有气体元素的原子.
D. 原子半径关系是：A<B<C
元素周期律
（二）电离能（阅读课本Ｐ18）
1、概念
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能量叫做第一电离能。 用符号I1表示，单位：kJ/mol
1、电子的能层数
2、核电荷数
3、核外电子数
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。 （2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。
（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多， 原子半径越大。
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元素周期律
2、在下面的电子结构中,第一电离能最小的 原子可能是 ( C ) A.ns2np3 B.ns2np5 C.ns2np4 D.ns2np6
元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18） 1、基本概念 元素相互化合，相邻的原子之间产生的 化学键： 强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。 键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为 键合电子。 电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的 吸引力的大小的数值。（电负性是相对 值，没单位）
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
元素周期律
思考与探究： 观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：
原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）
元素的第一电离能呈周期性变化
元素周期律
2、元素第一电离能的变化规律： 1）同周期： a、从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是 稀有气体的元素； b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元 素 （第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）
2016/3/11
江西省鹰潭市第一中学 桂耀荣
7
元素周期律
元素周期律
课堂练习1：
比较下列微粒的半径的大小：
（1）Ca > AI
(2) Na+ < Cl Na
(3) Cl- >
(4) K+ Ca2+ S2- CI-
S2->CI->K+>Ca2+
元素周期律
课堂练习2：
具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C