高二選修三化學第3節(jié)《原子結構與元素性質》課件 魯科版

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歡迎進入化學課堂 第3節(jié)原子結構與元素性質 學習目標1 了解元素電離能的含義 認識其變化規(guī)律 并能運用電離能說明元素的某些性質 2 了解電負性的概念 認識元素性質與電負性的關系 3 認識原子結構與元素性質的周期性變化的本質聯(lián)系 課堂互動講練 知能優(yōu)化訓練 課前自主學案 探究整合應用 第3節(jié) 課前自主學案 1 概念氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量 常用符號 表示 單位為 I kJ mol 1 思考感悟1 M g M2 g 2e 所需能量是不是第二電離能 提示 由第二電離能概念知M g M2 g e 所需能量為第二電離能 而不是失去2個e 所需要的能量 3 影響因素電離能數(shù)值的大小取決于原子的核電荷數(shù) 及原子的 4 電離能的變化規(guī)律及應用 1 規(guī)律 原子半徑 最外層電子數(shù) 堿金屬 稀有氣體 由小到大 減小 增大 2 應用 可以用來判斷金屬原子在氣態(tài)時失電子的難易 電離能越小 表明該原子越 失電子 可以根據(jù)同一原子的逐級電離能的躍遷 判斷元素的化合價 例 如果I2 I1 元素易呈現(xiàn) 價 易 1 思考感悟2 同周期元素從左到右第一電離能大體增大 但第 A族和第 A族元素的第一電離能比相鄰元素要高 試解釋其原因 提示 同周期元素中 第 A族和第 A族的價電子排布分別為ns2 ns2np3 因p軌道處于全空和半充滿的相對穩(wěn)定狀態(tài) 故失去1個電子需要的能量較大 第一電離能比相鄰元素高 二 電負性1 概念元素的原子在化合物中 的標度 2 意義電負性越大 其原子在化合物中吸引電子的能力 吸引電子能力 越強 3 電負性的變化規(guī)律及應用 1 變化規(guī)律 同周期 左 右 同主族 上 下 逐漸增大 逐漸減小 2 應用 判斷金屬性 非金屬性強弱 越強 越強 判斷元素化合價的正負 負價 正價 判斷化學鍵的類型 離子鍵 共價鍵 思考感悟3 按照電負性的遞變規(guī)律可推測 元素周期表中電負性最大的元素和電負性最小的元素位于周期表中的哪個位置 提示 根據(jù)電負性的遞變規(guī)律 在周期表中 越往右 電負性越大 越往下 電負性越小 由此可知 電負性最強的元素位于周期表的右上方 最弱的元素位于周期表的左下方 三 元素的化合價1 元素的化合價與原子的核外電子排布尤其是 排布有著密切的關系 2 除 族的某些元素和0族外 元素的最高化合價等于它所在 3 非金屬元素的最高化合價和它的負化合價的絕對值之和等于 氫元素 氟元素 氧元素除外 4 稀有氣體元素的化合價通常為0 過渡金屬元素的價電子較多 并且各級電離能相差不大 因此過渡元素具有多種價態(tài) 價電子 族的序數(shù) 8 思考感悟4 元素的性質通常指的是什么 提示 元素的原子半徑 元素的化合價 元素的金屬性 非金屬性 元素的電離能 電負性 元素的最高價氧化物的水化物的酸 堿性 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性等 1 能夠證明電子在原子核外是分層排布的事實是 A 電負性B 電離能C 電子親和能D 原子半徑解析 選B 原子核外的電子是分層排布的 同一能層的電子具有的能量相近 而不同能層的電子具有的能量差別較大 電離能反應了原子或離子失去一個電子所消耗的能量 故失去同一能層上的電子消耗的能量差別較小 而失去不同能層上的電子消耗的能量差別較大 故可根據(jù)失去一個電子消耗的能量發(fā)生突變而確定原子核外電子是分層排布的 2 下列說法不正確的是 A 第一電離能的周期性遞變規(guī)律是原子半徑 化合價 電子排布周期性變化的結果B 通常元素的第一電子親和能為正值 第二電子親和能為負值C 電負性是相對的 所以沒有單位D 分析元素電負性數(shù)值可以看出 金屬元素的電負性較小 非金屬元素的電負性較大解析 選A 原子核外電子排布的周期性變化導致元素性質周期性變化 B是由數(shù)據(jù)分析得出的結論 C中電負性規(guī)定F元素為4 0 其他與之比較的結果 所以沒單位 D是金屬易失電子 電負性小 非金屬相反 3 2011年山東勝利油田第一中學高二質檢 X Y為兩種元素的原子 X的陰離子與Y的陽離子具有相同的電子層結構 由此可知 A X的原子半徑大于Y的原子半徑B X的電負性大于Y的電負性C X陰離子的半徑小于Y陽離子的半徑D X的第一電離能小于Y的第一電離能 課堂互動講練 1 電離能的有關規(guī)律 1 第一電離能 每個周期的第一種元素 氫和堿金屬 第一電離能最小 稀有氣體元素原子的第一電離能最大 同周期中自左至右元素的第一電離能呈增大的趨勢 同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小 2 逐級電離能 原子的逐級電離能逐漸增大 并有突躍現(xiàn)象 首先失去的電子是能量最高的電子 故第一電離能較小 以后再失去的電子都是能量較低的電子 所需要吸收的能量多 同時 失去電子后離子所帶正電荷對電子的吸引更強 從而電離能越來越大 當電離能突然變大時說明電子的主量子數(shù)發(fā)生了變化 即同一電子層中電離能相近 不同電子層中電離能有很大的差距 如表所示 鈉 鎂 鋁的電離能 kJ mol 1 3 金屬活動性順序與相應的電離能的大小順序不一致金屬活動性順序表表示自左向右 在水溶液中金屬原子失去電子越來越困難 電離能是指金屬原子在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力 它是金屬原子在氣態(tài)時活潑性的量度 由于金屬活動性順序與電離能所對應的條件不同 所以二者不可能完全一致 例如 堿金屬元素Li Na K Rb Cs的第一電離能分別為520kJ mol 1 496kJ mol 1 419kJ mol 1 403kJ mol 1 376kJ mol 1 由此可知 氣態(tài)鋰原子最不易失去電子 但在溶液中鋰原子的金屬活動性卻最強 其主要原因是鋰原子形成水合離子時放出的能量最多 2 電離能的應用 1 判斷元素原子核外電子的分層排布 這是由于層與層之間電離能相差很大 電離能數(shù)值在層與層電子之間呈突躍性變化 而同層內(nèi)電離能數(shù)值差別相對較小 如Na的第一到第七級電離能分別為 單位kJ mol 1 496 4562 6912 9543 13353 16610 20114 從中明顯看出在第一 第二電離能之間有突躍 故可判斷Na最外層只有1個電子 2 判斷金屬原子在氣態(tài)時失去電子的難易 3 判斷主族元素在元素周期表中的族序數(shù) 價電子數(shù) 進而確定其最高化合價 特別提醒 由電離能的遞變規(guī)律可知 同周期主族元素從左到右 元素的第一電離能呈增大趨勢 但 A族的Be Mg Ca的第一電離能較同周期 A族的B Al Ga的第一電離能要大 A族的N P As的第一電離能較同周期 A族的O S Se的第一電離能要大 這是由于 A族元素的最外層電子排布為ns2 為全充滿較穩(wěn)定狀態(tài) 而 A族元素的最外層電子排布為ns2np3 為半充滿狀態(tài) 比 A族的ns2np4狀態(tài)穩(wěn)定 不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量 設其為E 如圖所示 試根據(jù)元素在周期表中的位置 分析圖中曲線的變化特點 并回答下列問題 1 同主族內(nèi)不同元素的E值變化的特點是 各周期中E值的這種變化特點體現(xiàn)了元素性質的 變化規(guī)律 2 同周期內(nèi) 隨原子序數(shù)增大 E值增大 但個別元素的E值出現(xiàn)反?，F(xiàn)象 試預測下列關系式中正確的是 填寫編號 E 砷 E 硒 E 砷 E 硒 E 溴 E 硒 3 估計1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍 E 4 10號元素E值較大的原因是 解析 此題考查了元素第一電離能的變化規(guī)律和學生的歸納總結能力 1 從H Li Na K等可以看出 同主族元素隨元素原子序數(shù)的增大 E值變小 從H到He Li到Ne 從Na到Ar 均呈現(xiàn)明顯的周期性變化 2 從第二 三周期可以看出 第 A和 A族元素比同周期相鄰兩種元素E值都低 由此可推測E 砷 E 硒 E 溴 E 硒 3 根據(jù)同主族 同周期規(guī)律可以推測 E K E Ca E Mg 4 10號元素是稀有氣體氖 該元素原子的最外層電子排布已達到8電子穩(wěn)定結構 答案 1 隨著原子序數(shù)增大 E值變小周期性 2 3 485738 4 10號元素為氖 該元素原子最外層電子排布已達到8電子穩(wěn)定結構 誤區(qū)警示 同一周期的主族元素從左到右第一電離能呈增大趨勢 原因是核電荷數(shù)增多 而電子層數(shù)不變 原子核對核外電子的吸引力增大 由于第一電離能與原子核外電子排布有關 所以在解答此類題目時注意第一電離能的總體變化趨勢與個別元素的反?，F(xiàn)象 互動探究 1 圖中所給的主族元素中E值最大的元素是什么 2 若Na的第二 第三電離能為 4562kJ mol 6912kJ mol 則Na的常見化合價是多少 提示 1 主族元素中第一電離能最大的為F 2 Na的前三級電離能分別為496kJ mol 4562kJ mol 6912kJ mol 第一電離能與第二電離能差別較大 故Na常見的化合價為 1價 變式訓練1現(xiàn)有核電荷數(shù)小于18的元素A 其電離能數(shù)據(jù)如下表所示 I1表示失去第1個電子的電離能 In表示失去第n個電子的電離能 單位為eV 1 外層電子離核越遠 能量越高 電離能越 填 大 或 小 陽離子電荷數(shù)越高 再失去電子時 電離能越 填 大 或 小 2 上述11個電子分屬 個電子層 3 去掉11個電子后 該元素還有 個電子 4 該元素的最高價氧化物對應的水化物的化學式是 解析 1 電子離核越遠 能量越高 受原子核的引力越小 失去電子越容易 則電離能越小 陽離子核電荷數(shù)越高 離子半徑越小 原子核對核外電子的引力越大 失電子越難 則電離能越大 2 據(jù)題目數(shù)據(jù) I1 I2較小 I3突然增大 說明最外層有2個電子 I3到I10變化較小 但I11突然增大 說明次外層有8個電子 又由于核電荷數(shù)小于18 所以A為Mg 3 Mg元素的原子去掉11個電子后 還有1個電子 4 Mg元素的最高價氧化物對應水化物為Mg OH 2 答案 1 小大 2 3 3 1 4 Mg OH 2 1 判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱 1 金屬的電負性一般小于2 非金屬的電負性一般大于2 而位于非金屬三角區(qū)邊界的 類金屬 如鍺 銻等 的電負性則在2左右 它們既有金屬性 又有非金屬性 2 金屬元素的電負性越小 金屬元素越活潑 非金屬元素的電負性越大 非金屬元素越活潑 2 判斷元素的化合價 1 電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱 元素的化合價為正值 2 電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強 元素的化合價為負值 3 判斷化學鍵的類型一般認為 1 如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1 7 它們之間通常形成離子鍵 2 如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1 7 它們之間通常形成共價鍵 特別提醒 1 元素電負性的值是個相對的量 沒有單位 2 元素電負性的概念最先是由鮑林于1932年在研究化學鍵性質時提出來的 以氟的電負性為4 0和鋰的電負性為1 0作為標度 然后根據(jù)化學鍵的鍵能推算其他元素的相對電負性的數(shù)值 后人做了更精確的計算 數(shù)值有所修改 有A B C D E5種元素 它們的核電荷數(shù)依次增大 且都小于20 其中C E是金屬元素 A和E屬同一族 它們原子的最外層電子排布為ns1 B和D也屬同一族 它們原子最外層的p能級電子數(shù)是s能級電子數(shù)的兩倍 C原子最外層上電子數(shù)等于D原子最外層上電子數(shù)的一半 A B C D E五種元素的電負性分別為2 5 3 5 0 8 2 1 1 5中的一種 請回答下列問題 1 A是 用化學符號填空 下同 B是 C是 D是 E是 2 A B C D E的電負性分別為 A B C D E 3 由電負性判斷 以上五種元素中金屬性最強的是 非金屬性最強的是 填元素符號 4 當B與A C D分別形成化合物時 B顯 價 其他元素顯 價 填 正 或 負 5 當B與A C D E 與E形成E2B 分別形成化合物時 化合物中有離子鍵的是 有共價鍵的是 思路點撥 解答本題時注意以下三點 1 電負性的遞變規(guī)律 2 由電負性判斷元素種類的方法 3 由電負性差值判斷化學鍵類型 解析 A E均為 A族元素且E為金屬元素 則A為H 由于B D為同族且最外層的p能級電子數(shù)為s能級電子數(shù)的2倍 則B D的價電子排布為ns2np4 為 A族元素 則B為O D為S E為K C為3s23p1 為Al 五種元素中 屬于金屬的是Al K且活潑性 K Al 則K的電負性為0 8 Al的電負性為1 5 屬于非金屬的是H S O 非金屬性 O S H 則電負性O為3 5 S為2 5 H為2 1 當O與H S Al形成化合物時 由于O的電負性大 所以O為負價 其他元素為正價 當形成化合物時 兩元素電負性差值小于1 7的形成的為共價鍵 兩元素電負性差值大于1 7的形成的為離子鍵 答案 1 HOAlSK 2 2 13 51 52 50 8 3 KO 4 負正 5 Al2O3 K2OH2O SO2 SO3 H2O2 規(guī)律方法 1 金屬元素越容易失電子 電負性越小 其金屬性越強 非金屬元素越容易得電子 電負性越大 其非金屬性越強 故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱 2 并不是所有電負性差大于1 7的都形成離子化合物 如H的電負性為2 1 F的電負性為4 0 電負性差為1 9 但HF為共價化合物 應注意這些特殊情況 變式訓練2 2010年高考山東卷改編題 C和Si元素在化學中占有極其重要的地位 1 寫出Si的基態(tài)原子核外電子排布式 從電負性角度分析 C Si和O元素的非金屬活潑性由強至弱的順序為 2 CH4中共用電子對偏向C SiH4中共用電子對偏向H 則C Si H的電負性由大到小的順序為 解析 1 依據(jù)C Si O在元素周期表中的位置 可知三者的電負性大小順序為O C Si 故三者的非金屬性強弱順序為 O C Si 2 由于元素電負性越大 吸引電子能力越強 根據(jù)電子對偏向情況得C Si H的電負性大小為 C H Si 答案 1 1s22s22p63s23p2O C Si 2 C H Si 處于相鄰兩個周期的主族元素A B C D 它們的原子半徑依次變小 A離子和B離子的電子層相差兩層 且能形成BA2型的離子化合物 C的離子帶3個單位正電荷 D的氣態(tài)氫化物通式為H2R D在它的最高價氧化物中的質量分數(shù)是40 原子核中有16個中子 試回答 1 寫出A B C D的元素符號 A B C D 2 B C D的第一電離能從大到小的順序 3 A B C的電負性從大到小的順序 4 向D的氫化物的水溶液中滴入少量A的單質 發(fā)生了什么現(xiàn)象 寫出有關反應的化學方程式 解析 由BA2為離子化合物可以推知 B為 2價 原子最外層有2個電子 A為 1價 原子最外層有7個電子 C最外層有3個電子 D在氫化物中呈 2價 最高價氧化物為DO3 由其中D占40 可求出D相對原子質量為32 質子數(shù)為16 即S 綜合上述信息可以推出各元素 答案 1 BrMgAlS 2 S Mg Al 3 Br Al Mg 4 溶液變渾濁 Br2的深紅棕色退去H2S Br2 S 2HBr 規(guī)律方法 Mg Al為同周期元素 Mg為 A族 Al為 A族 同周期元素的第一電離能從左到右變化趨勢是逐漸增大的 但第 A族和第 A族元素由于結構上的穩(wěn)定性比相鄰元素大 故I1 Mg I1 Al 變式訓練3 2010年高考上海卷 幾種短周期元素的原子半徑及主要化合價如下表 下列敘述正確的是 A X Y元素的金屬性 X YB 一定條件下 Z單質與W的常見單質直接生成ZW2C Y的最高價氧化物對應的水化物能溶于稀氨水D 一定條件下 W單質可以將Z單質從其氫化物中置換出來 解析 選D 由化合價可知 X為第 A族金屬元素 Y為第 A族金屬元素 Z為第 A族非金屬元素 W為第 A族非金屬元素 X Y的原子半徑相近 Z和W的原子半徑相近 但Z和W的原子半徑遠遠小于X Y的原子半徑 由此可推斷出Z和W是位于第2周期的非金屬元素 X和Y是位于第3周期的金屬元素 所以X是Mg Y是Al 其金屬性X Y A錯誤 W是O元素 Z是N元素 兩者的單質反應直接生成NO B錯誤 Y的最高價氧化物的水化物是氫氧化鋁 不溶于稀氨水 C錯誤 一定條件下 氧氣可以和氨氣反應生成水和氮氣 D正確 探究整合應用 如圖是部分元素原子的第一電離能I1隨原子序數(shù)變化的曲線圖 請回答以下問題 1 認真分析圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律 將Na Ar之間六種元素用短線連接起來 構成完整的圖象 2 圖中5號元素在周期表中的位置是 3 圖中出現(xiàn)的元素中最活潑的金屬元素為 4 寫出圖中6號元素的價電子排布式 解析 1 參考第2周期Li Ne的圖象作圖 2 上圖中5號元素在周期表中的位置是第3周期 A族 3 因同主族元素隨著原子序數(shù)的增加I1逐漸減小 而每一周期中 A族元素的電離能最小 故圖中所列的最活潑的金屬為Rb 4 圖中6號元素為Cl 電子排布式為 1s22s22p63s23p5 故價電子排布式為3s23p5 2 第3周期 A族 3 Rb 4 3s23p5 答案 1 知能優(yōu)化訓練 本部分內(nèi)容講解結束 點此進入課件目錄 按ESC鍵退出全屏播放 謝謝使用 同學們 來學校和回家的路上要注意安全 同學們 來學校和回家的路上要注意安全