1-2原子结构与元素第二课时(用).ppt

1-2 原子结构与元素的性质 第二课时 知识回顾 元素周期律的内容 课堂练习： 2．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 谢谢 ①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：NaMgAl;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiPSCl。 ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：LiNaKRbCs;非金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：FClBrI。 ③、金属活动性顺序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu 比较: (1)微粒半径:Mg2+,Na+,F- (2)第一电离能:Na,Mg,K (3)电负性:F,S,O (4)热稳定性:HF,HCl,HBr,HI (5)酸性:H2SO4,HClO4,H3PO4,H2CO3 课堂练习： 一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ） 离子化合物（ ） 1.8 2.5 2.1 3.5 0.9 3.0 1.2 1.0 4.0 3.0 2.5 1.5 2.0 1.5 电负性 Si S P O Na N Mg Li F CI C Be B AI 元素 ②③⑤⑥ ①④ 1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素 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的电负性为1.8，则其是典型的非金属 5、气态O原子的电子排布为： 6、?半径：K+Cl- 7、酸性 HClO4H2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH)2 8、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素 × √ × × × × √ × 练 习 1、以下能级符号不正确的是： A 5s B 4d C 3f D 6p 2、下列各原子或离子的电子排布式正确的是 A F 1s22s22p7 B Na+ 1s22s22p6 C Fe D Al3+ 1s22s22p63s2 3、下列核外电子排布属于基态的是 A C 1s22s12p3 B C 1s22s22p2 C Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 D Mg 1s22s22p63s13p1 4、下列原子结构与洪特规则有关的是 A Cu原子的外围电子排布是 3d104s1而不是3d94s2。 B S 原子的价电子排布是 3s23p4而不是3s13p5。 C Fe 原子的外围电子排布是3d64s2 而不是3d8。 D N原子的最外层有3个未成对电子，且自旋方向相同。 C 5、氢原子的电子云图中小黑点表示的是 A　１个小黑点表示１一个电子 Ｂ　黑点的多少表示电子个数的多少 Ｃ　表示电子运动的轨迹 Ｄ　表示电子在核外空间出现机会的多少 ６、仔细研究构造原理，得出ns、np、(n-1)d、 (n-2)f 能级的高低顺序是：　　　　　　　，这与元素周期表中每个周期所容纳的元素个数有何关系？ 练 习 电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。 核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--Cl--Br--I-- 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F- Na+Mg2+Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+ 微粒半径的比较 判断的依据 具体规律 金属性强弱 非金属性强弱 ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后） ④互相置换反应 ⑤原电池反应中正负极 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性