課件 元素周期律

1、第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第2課時 元素周期律學(xué)習(xí)目標(biāo)1能說出元素電離能、電負(fù)性的含義，能描述主族元素第一電離能、電負(fù)性變化的一般規(guī)律，能從電子排布的角度對這一規(guī)律進(jìn)行解釋。2能說明電負(fù)性大小與原子在化合物中吸引電子能力的關(guān)系，能利用電負(fù)性判斷元素的金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱。核心素養(yǎng)宏觀辨識與微觀探析：通過原子半徑、電離能、電負(fù)性的變化規(guī)律，建立“位構(gòu)性”的本質(zhì)關(guān)聯(lián)。變化觀念與平衡思想：把相對抽象的元素金屬性、非金屬性具體化為電離能與電負(fù)性等可量化的元素性質(zhì)，豐富了元素周期表在過渡元素等領(lǐng)域的應(yīng)用價值。新課導(dǎo)入根據(jù)已學(xué)知識回顧：元素周期律的內(nèi)涵豐富多彩，在元素周期表中，

2、原子核電荷數(shù)、電子層數(shù)、原子半徑、元素金屬性與非金屬性、原子得電子與失電子能力有什么周期性的變化規(guī)律呢？情境探究主族元素的原子半徑如圖所示：思考交流1決定原子半徑大小的因素有哪些？2如圖中，同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應(yīng)如何解釋這種趨勢？提示：原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一個因素是電子的能層數(shù)，另一個因素是核電荷數(shù)，這兩個因素綜合的結(jié)果使原子半徑呈現(xiàn)周期性的遞變。提示：同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小，其原因是同周期主族元素的能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子核對核外電子的吸引作用就越大，導(dǎo)致原子半徑減小。3如圖中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？如

3、何解釋這種趨勢？提示：同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大，其原因是電子的能層數(shù)增加，電子間的排斥作用增大，導(dǎo)致原子半徑增大。知識梳理1影響因素一、原子半徑規(guī)律原因同主族元素(自上而下)原子半徑逐漸增大電子的能層數(shù)逐漸增多，雖然核電荷數(shù)也增大，但電子的能層數(shù)成為影響原子半徑的主要因素，原子半徑逐漸增大同周期元素(從左到右)原子半徑逐漸減小(除稀有氣體元素外)增加的電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用小于核電荷數(shù)增加導(dǎo)致的核對電子的吸引作用，使原子半徑逐漸減小同周期過渡元素(從左到右)原子半徑逐漸減小，但變化幅度不大增加的電子都排布在(n1)d軌道上，它對外層電子的排斥作用與核電荷數(shù)增大帶來的核對電子的吸

4、引作用大致相當(dāng)2變化規(guī)律3比較微粒半徑大小的方法(1)同周期元素，從左到右，原子半徑依次減小(除稀有氣體外)。(2)同主族元素，從上到下，原子或同價態(tài)離子半徑依次增大。(3)陽離子半徑小于相應(yīng)的原子半徑，陰離子半徑大于相應(yīng)的原子半徑，如r(Na)r(Na)，r(S)r(Cl)r(K)r(Ca2)。(5)不同價態(tài)的同種元素的離子，核外電子數(shù)多的半徑大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。(1)微粒半徑要受電子層數(shù)、核電荷數(shù)和核外電子數(shù)的綜合影響，并不是單獨(dú)地取決于某一方面的因素。(2)原子電子層數(shù)多的原子半徑不一定大，如鋰的原子半徑為0.152 nm，而氯的原子半徑為0.099

5、nm。(3)對于同一種元素，并不是原子半徑一定大于離子半徑。如r(Cl)r(Cl)。名師點(diǎn)撥鞏固練習(xí)1下列各組元素中，原子半徑依次減小的是()AMg、Ca、BaBI、Br、ClCO、S、Na DC、N、B【解析】A項(xiàng)，MgCaBa；B項(xiàng)，IBrCl；C項(xiàng)，OSNa；D項(xiàng)，BCN。B2具有下列電子排布式的原子中，半徑最大的是()A1s22s22p63s23p5 B1s22s22p3C1s22s22p2 D1s22s22p63s23p4【解析】由核外電子排布式可知，A為氯原子，B為氮原子，C為碳原子，D為硫原子。根據(jù)同周期元素從左到右原子半徑逐漸減小，同主族元素由上到下原子半徑逐漸增大，當(dāng)最外層電

6、子數(shù)目相差不大時，一般能層數(shù)越多，原子半徑越大，故原子半徑最大的是硫原子。D3下列微粒半徑大小比較錯誤的是()AKNaLi BNaMg2Al3CMg2NaF DClFF【解析】A對，同主族元素，由上到下，原子半徑逐漸增大；B對，核外電子排布相同的離子，核電荷數(shù)越大，離子半徑越小；C錯，應(yīng)該為FNaMg2；D對，同主族元素，由上到下，離子半徑逐漸增大，同種元素的陰離子半徑大于相應(yīng)的原子半徑。C情境探究下圖是元素的第一電離能與原子序數(shù)的關(guān)系思考交流1圖中堿金屬元素有哪些？它們的第一電離能有何變化規(guī)律？試從原子結(jié)構(gòu)的角度解釋為什么堿金屬元素的第一電離能數(shù)值較?。刻崾荆簣D中的堿金屬元素包括Li、Na、

7、K、Rb、Cs；它們的第一電離能從LiCs逐漸減??；堿金屬元素原子的價層電子排布為ns1，最外層只有一個電子，容易失去一個電子，故堿金屬元素的第一電離能數(shù)值較小。2從原子結(jié)構(gòu)的角度解釋為什么同一周期元素隨著原子序數(shù)的遞增，第一電離能呈現(xiàn)遞增的趨勢？從電子排布的角度分析為什么B的第一電離能小于Be，O的第一電離能小于N?提示：同一周期元素的能層數(shù)相同，從左到右，核電荷數(shù)遞增，原子半徑逐漸變小(稀有氣體除外)，原子核對電子的吸引力逐漸增大，越難失去電子，故第一電離能呈現(xiàn)遞增的趨勢。B的價層電子排布式為2s22p1，失去一個電子后成為2p全空的穩(wěn)定狀態(tài)，故B較易失去2p上的1個電子，第一電離能：BB

8、e；N的價層電子排布式為2s22p3，N原子2p軌道處于半充滿的穩(wěn)定狀態(tài)，較難失去1個電子，而O的價層電子排布式為2s22p4，失去一個電子成為2p3半充滿的穩(wěn)定狀態(tài)，故較易失去一個電子，因此第一電離能：NO。元素NaMgAl4967385784 5621 4511 8176 9127 7332 7459 54310 54011 57513 35313 63014 83016 61017 99518 37620 11421 70323 2933下表是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能：電離能(kJmol1)(1)為什么同一元素的電離能逐級增大？提示：同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1I2I3

9、I1，同理I3I2。(2)為什么鈉、鎂、鋁的化合價分別為1、2、3?提示：鈉的I1比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以Na容易失去一個電子成1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，說明Mg容易失去2個電子形成2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3個電子形成3價離子。知識梳理1電離能(1)第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。符號為I1，表示為M(g)=M(g)eI1。(2)第二電離能是由1價氣態(tài)基態(tài)正離子再失去一個電子形成2價氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能

10、量。符號為I2，表示為M(g)=M2(g)eI2。(3)依次還有第三電離能(I3)，第四電離能(I4)等。二、電離能2第一電離能的變化規(guī)律(1)同一周期元素隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈現(xiàn)逐漸增大的趨勢，其中A族與A族元素的第一電離能出現(xiàn)反常。(2)同主族元素從上到下第一電離能逐漸減小。(4)逐級電離能的變化規(guī)律同一元素的電離能按I1，I2，I3順序逐級增大。當(dāng)相鄰逐級電離能發(fā)生突變時，說明失去的電子所在的能層發(fā)生了變化。3電離能的應(yīng)用(1)比較元素金屬性的強(qiáng)弱一般情況下，元素的第一電離能越小，元素的金屬性越強(qiáng)。(2)確定元素原子的核外電子層排布由于電子是分層排布的，內(nèi)層電子比外層電子

11、難失去，因此當(dāng)元素原子失去不同能層的電子時電離能會發(fā)生突變。(3)確定元素的化合價如果電離能在In與In1之間發(fā)生突變，則元素的原子易形成n價離子，或主族元素的最高化合價為n價。某元素的逐級電離能若I2I1，則該元素通常顯1價；若I3I2I1，則該元素通常顯2價；若I4I3I2I1，則該元素通常顯3價。(1)元素的第一電離能的意義：可以衡量元素原子失去第一個電子的難易程度，第一電離能越大，原子越難失去第一個電子。(2)同周期元素第一電離能的變化規(guī)律呈現(xiàn)的是一種趨勢，第A族和第A族元素會出現(xiàn)反常變化，通常同周期第A族、第A族元素的第一電離能比與它左右相鄰的兩種元素的第一電離能都大，這是因?yàn)榈贏族

12、、第A族元素原子的價層電子排布式分別是ns2、ns2np3，前者np能級處于全空狀態(tài)，后者np能級處于半充滿狀態(tài)，第一電離能均較大。名師點(diǎn)撥鞏固練習(xí)1下列說法正確的是()A第三周期中鈉元素的第一電離能最小B因同周期主族元素的原子半徑從左到右逐漸減小，故其第一電離能逐漸增大C在所有元素中，氟元素的第一電離能最大D鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大A【解析】同周期元素從左到右，第一電離能總體呈遞增趨勢，但由于核外電子排布處于全空、半充滿狀態(tài)時比較穩(wěn)定，導(dǎo)致第A族、第A族元素的第一電離能比它同周期相鄰的兩種元素都大，A項(xiàng)正確，B項(xiàng)錯誤；氟是最活潑的非金屬元素，但其第一電離能比稀有氣體元素的小，C項(xiàng)錯誤

13、；金屬性：KNaMg，鉀的金屬性比鎂的強(qiáng)，則鉀的第一電離能比鎂的小，D項(xiàng)錯誤。2下列各項(xiàng)中元素的第一電離能依次減小的是()AH、Li、Na、K BI、Br、Cl、FCNa、Mg、Al、Si DSi、Al、Mg、NaA【解析】A項(xiàng)，四種元素處于同一主族，隨著電子層數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸減小，A正確；B項(xiàng)，四種元素處于同一主族，但電子層數(shù)逐漸減小，第一電離能逐漸增大；同周期，隨著原子序數(shù)的增加，元素的第一電離能呈增大趨勢，但A族的np能級為全空狀態(tài)，第一電離能較大，C、D錯誤。3如表所示是第三周期部分元素的電離能(單位：kJmol1)：下列說法正確的是()A甲的金屬性比乙弱B乙的常見化合價

14、為2價C丙不可能為非金屬元素D丁一定為金屬元素電離能元素I1I2I3甲4964 5626 912乙7381 4517 733丙1 2512 2983 822丁1 5202 6663 931B【解析】因甲、乙、丙、丁為第三周期元素，由題給表格數(shù)據(jù)可知，甲的I1I2，說明甲最外層有1個電子，易失去1個電子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以甲為Na，乙的I2I3，說明乙易失去2個電子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以乙為Mg，故甲的金屬性比乙強(qiáng)，A項(xiàng)錯誤；乙的常見化合價應(yīng)為2價，B項(xiàng)正確；丙的I1、I2、I3相差不大且丙失去電子較難，所以丙可能是非金屬元素，C項(xiàng)不正確；丁失去電子比丙還難，而第三周期只有3種金屬元素，因此可知丁一定

15、是非金屬元素，D項(xiàng)不正確。情境探究下圖是主族元素的電負(fù)性的周期性變化1依據(jù)上表中的數(shù)據(jù)分析，元素的電負(fù)性的數(shù)值大小與元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱有何關(guān)系？推測周期表中電負(fù)性最大的應(yīng)是哪種元素？思考交流提示：表格中堿金屬元素從LiK，電負(fù)性從1.00.90.8逐漸減小，故同主族從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小。2依據(jù)上表中堿金屬元素的電負(fù)性的數(shù)據(jù)分析，同主族元素的電負(fù)性的變化規(guī)律是什么？提示：元素的電負(fù)性數(shù)值越大，元素的非金屬性越強(qiáng)，元素的電負(fù)性數(shù)值越小，元素的金屬性越強(qiáng)；周期表中電負(fù)性最大的元素是F。3依據(jù)上表中第三周期主族元素電負(fù)性的數(shù)據(jù)分析，同周期主族元素電負(fù)性的變化規(guī)律是什么？提示：表格中第三

16、周期的主族元素從NaCl，電負(fù)性從0.93.0逐漸增大，故同周期的主族元素從左到右，電負(fù)性逐漸增大。4經(jīng)驗(yàn)規(guī)則告訴我們，當(dāng)形成化學(xué)鍵的兩個原子元素的電負(fù)性差值大于1.7時，形成的鍵一般為離子鍵，當(dāng)小于1.7時，形成的鍵一般是共價鍵，根據(jù)表格中的數(shù)據(jù)，判斷AlCl3形成化學(xué)鍵的類型是什么？你能進(jìn)一步判斷AlBr3形成化學(xué)鍵的類型嗎？并說明你判斷的理由是什么？提示：AlCl3中Cl與Al的電負(fù)性差值為3.01.51.51.7，故AlCl3中形成的是共價鍵。因同主族自上而下電負(fù)性逐漸減小，故電負(fù)性：BrCl，故AlBr3中Br與Al的電負(fù)性小于1.5，即小于1.7，所以AlBr3中形成的化學(xué)鍵是共價

17、鍵。知識梳理三、電負(fù)性1電負(fù)性(1)概念鍵合電子：原子中用于形成化學(xué)鍵的電子。電負(fù)性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。(2)衡量標(biāo)準(zhǔn)電負(fù)性的概念是由美國化學(xué)家鮑林提出的，他以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。(3)意義：用來表示兩個不同原子形成化學(xué)鍵時吸引電子能力的相對強(qiáng)弱。元素的電負(fù)性越大，其原子吸引電子的能力越強(qiáng)；電負(fù)性越小，其原子吸引電子的能力越弱。2電負(fù)性的變化規(guī)律(1)金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。(2)同周期元素，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大。(3)同主族元素，自上而下

18、，元素的電負(fù)性逐漸變小。(4)電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素集中在元素周期表的左下角。3電負(fù)性的應(yīng)用(1)電負(fù)性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負(fù)性大的原子吸引電子的能力強(qiáng)，所以電負(fù)性大的原子對應(yīng)元素的第一電離能也大。(2)不能把電負(fù)性1.8作為劃分金屬元素和非金屬元素的絕對標(biāo)準(zhǔn)，如Pb(鉛)的電負(fù)性為1.9，大于1.8，是金屬而不是非金屬。(3)并不是所有電負(fù)性差大于1.7的元素原子都形成離子鍵，如H的電負(fù)性為2.1，F(xiàn)的電負(fù)性為4.0，二者電負(fù)性差為1.9，但HF中的化學(xué)鍵是共價鍵；Na的電負(fù)性為0.9，與H的電負(fù)性之差為1.2，但NaH中的化學(xué)鍵是離子鍵。名師點(diǎn)撥鞏固練習(xí)1下列是幾種基態(tài)原子的電子排布式，其中電負(fù)性最大的是()A1s22s22p4 B1s22s22p63s23p3C1s22s22p63s23p2 D1s22s22p63s23p64s2A【解析】由四種基態(tài)原子的電子排布式可知，四種元素分別是O、P、Si、Ca，其中氧元素的非金屬最強(qiáng)，電負(fù)性最大。2下列有關(guān)電負(fù)性的說法中正確的是()A主族元素的電負(fù)性越大，元素原子的第一電離能一定越大B在元素周期表