1.2.2元素周期律課件高二下學期化學人教版選擇性必修22

第一章

原子結構與性質(zhì)第二節(jié)

原子結構與元素的性質(zhì)

課時2

元素周期律課堂導入在必修階段我們進行了元素周期律部分內(nèi)容的學習，知道原子半徑會呈現(xiàn)周期性的變化，你還記得影響原子半徑大小的因素有哪些嗎？課堂學習同一周期從左到右，電子能層數(shù)相同，隨著核電荷數(shù)的增大，原子核對電子的吸引力增大，原子半徑逐漸減小。原子半徑同一主族從上到下，核電荷數(shù)逐漸增大，電子層數(shù)逐漸增多，電子能層數(shù)增多為主要因素，原子半徑逐漸增大。由此可見，影響原子半徑的因素為：電子的能層數(shù)，電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大；核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。課堂學習原子半徑微粒半徑的比較方法：1.一層，先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大；2.二核，若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越??；3.三電子，若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。r(O2-)___

r(S2-)___

r(Se2-)___

r(Te2-)r(O2-)___r(F-)___r(Na+)___r(Mg2+)___r(Al3+)r(Fe)___r(Fe2+)___r(Fe3+)r(K+)___r(Mg2+)＞＜＜＜＞＞＞＞＞＞課堂學習我們知道，許多原子在形成化合物時需要失去或得到電子，這種失電子或得電子的能力應該如何描述？電離能第一電離能：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叫做第一電離能，符號表示為I1，單位為kJ/mol。氣態(tài)基態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關系：I1<I2<I3……電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度：I1數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子，金屬性越強；I1數(shù)值越大，原子越難失去一個電子，非金屬性越強。課堂學習電離能特例：第IIA族元素的電子排布是全充滿的，比較穩(wěn)定，第一電離能高于第IIIA族元素；第VA族元素的電子排布是半充滿的，比較穩(wěn)定，第一電離能高于第VIA族元素。第一電離能變化規(guī)律：(1)每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)的第一電離能最小，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大，即一般來說，同周期隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢；(2)同族元素從上到下第一電離能逐漸減??；(3)第一電離能也呈現(xiàn)周期性變化趨勢。過渡元素的第一電離能變化并不規(guī)則，一般認為同周期隨著核電荷數(shù)的增加，第一電離能略有增加。課堂學習各級電離能的大小情況為：I1<I2<I3，你能結合具體數(shù)據(jù)解釋原因嗎？電離能Na(g)=Na+(g)+e-

1s22s22p63s1→1s22s22p6Na+(g)=Na2+(g)+e-

1s22s22p6→1s22s22p5Mg(g)=Mg+(g)+e-

Mg+(g)=Mg2+(g)+e-

Mg2+(g)=Mg3+(g)+e-

1s22s22p63s2→1s22s22p63s11s22s22p63s1→1s22s22p61s22s22p6→1s22s22p5課堂學習電離能觀察Na和Mg的相關電離能數(shù)據(jù)，你有沒有發(fā)現(xiàn)什么規(guī)律？原子失去電子后半徑變小，剩余電子離原子核越近，電子受原子核的吸引越強，電離所需的能量也就越大。根據(jù)電離能數(shù)據(jù)可以確定元素原子核外電子的排布及元素的主要化合價，比如Na的電離能：I1?I2＜I3，表明Na原子核外的電子排布在不同的能層上(K、L、M能層)，且最外層上只有一個電子，易失去1個電子形成+1價陽離子。同一元素的電離能按I1、I2、I3……順序逐級增大；相鄰的逐級電離能發(fā)生突變時，失去電子所在的能層也發(fā)生變化。課堂學習電離能的數(shù)據(jù)反映了原子失電子的能力，那如何描述原子得電子的能力呢？電負性鮑林在研究化學鍵鍵能的過程中發(fā)現(xiàn)，對于同核雙原子分子來說，化學鍵的鍵能會隨著原子序數(shù)的變化而發(fā)生變化，為了半定量或定性的描述各種化學鍵的鍵能以及其變化趨勢，1932年他首先提出用以描述原子核對電子吸引能力的電負性的概念，并提出了定量衡量原子電負性的計算公式。電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小，電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子。電負性大小的衡量標準：以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準。課堂學習電負性根據(jù)下圖，你能總結出電負性的遞變規(guī)律嗎？課堂學習電負性電負性的遞變規(guī)律(1)一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸變大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。(2)一般來說，同族元素從上到下，元素的電負性逐漸變小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。除此之外，還能發(fā)現(xiàn)：非金屬元素電負性＞1.8，具有非金屬性；金屬元素電負性＜1.8，具有金屬性；類金屬元素電負性≈1.8，具有兩性。課堂學習電負性利用電負性判斷化合價：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。示例：HCl中Cl的電負性強于H，故Cl為-1價，H為+1價。課堂學習電負性利用電負性判斷化學鍵的類型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，如NaCl，MgO；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，如HCl，AlCl3。注意：電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子鍵，如HF中形成共價鍵；電負性之差小于1.7的元素不一定都形成共價鍵，如NaH中形成離子鍵。課堂學習元素周期律的綜合應用同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同一周期(從左到右)同一主族(從上到下)核外電子的排布能層數(shù)能層數(shù)相同增加最外層電子數(shù)最外層電子數(shù)1→2或8相同金屬性減弱增強非金屬性增強減弱單質(zhì)的氧化性與還原性氧化性增強減弱還原性減弱增強最高價氧化物對應水化物的酸堿性酸性增強減弱堿性減弱增強氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性增強減弱第一電離能增大

(ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)減小電負性增大減小同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同一周期(從左到右)同一主族(從上到下)核外電子的排布能層數(shù)能層數(shù)最外層電子數(shù)最外層電子數(shù)金屬性非金屬性單質(zhì)的氧化性與還原性氧化性還原性最高價氧化物對應水化物的酸堿性酸性堿性氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性第一電離能電負性課堂學習元素周期律的綜合應用利用元素周期律進行元素推斷：(1)利用稀有氣體元素原子結構的特殊性；(2)利用常見元素及其化合物的特征性質(zhì)。由基態(tài)原子的價層電子排布確定元素在元素周期表中的位置：(1)周期序數(shù)=電子層數(shù)=最高能層序數(shù)；(2)主族元素的族序數(shù)=價層電子數(shù)；(3)第ⅢB族～第ⅦB族的價層電子排布為(n-1)d1～5ns1～2(鑭系、錒系除外)，族序數(shù)

等于價層電子數(shù)。比如錳的價層電子排布為3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。(4)第ⅠB族和第ⅡB族的價層電子排布為(n-1)d10ns1～2，族序數(shù)=ns能級上的電子數(shù)。課堂鞏固正誤判斷1.任一元素的原子半徑總大于離子半徑。4.NaH的存在可以支持將H元素歸于第VIIA族的觀點。2.Al的第一電離能大于Mg的第一電離能。3.同一周期元素中電負性最大的為稀有氣體元素?！痢痢痢滔铝锈斣氐牟煌⒘?，若再失去一個電子需要能量最大的是()A． B． C． D．課堂鞏固C如圖是11～17號元素某些性質(zhì)的變化趨勢圖，下列說法正確的是()A．y軸表示的可能是第一電離能B．y軸表示的可能是元素的最低負價C．y軸表示的可能是原子半徑D．y軸表示的可能是電負性D已知元素電負性數(shù)值為2.1，Y為3.5，Z為2.6，W為1.2，你認為上述四種元素中，哪兩種元素最容易形成離子化合物()A.X與Y