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第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
课时二 元素周期律
学习目标
1.能够从原子结构的角度理解原子半径、元素的第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子（离子）半径、元素第一电离能的相对大小。
2.能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的理解，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
知识回顾
问题：学习过元素周期表内容，你知道元素哪些性质随原子序数递增呈现周期性变化？
同周期主族元素的最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性增强。
问题1：什么是元素周期律？本质是什么？
概念：元素的性质随着原子序数递增发生周期性递变的规律。
本质：元素原子核外电子排布的周期性变化。
元素周期表是元素周期律的表现。
问题2：元素的性质包含哪些？
元素化合价、金属性和非金属性、原子半径、电离能、电负性
原子半径
01
原子半径
①同周期从左到右：最高正价＋1→＋7；最低负价-4 → -1 → 0；
(O和F无最高正价)
③非金属：最高正价＋|最低负价|＝8 (H、O、F除外)
②最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)
金属无负价；H最高价为＋1，最低价为-1；氧无最高正价，最低价为-2；F无正化合价，最低价为-1。
元素主要化合价的周期性变化
01
原子半径
元素金属性和非金属性的周期性变化
01
原子半径
①元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径如何变化？
如何解释这种变化趋势？
②元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径如何变化？
如何解释这种变化趋势？
思考
01
原子半径
同周期：从左→右，
原子半径逐渐 。
同主族：从上→下，
原子半径逐渐 。
增大
减小
1、原子半径
01
原子半径
2、原子半径影响因素
1)电子的能层数：
2)核电荷数：
电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大
核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小
01
原子半径
2、原子半径影响因素
1）同周期：
2）同主族：
电子能层数增加占主导因素，原子半径增大。
核电荷数增加占主导因素
使得原子核对电子的引力增加，从而使原子半径减小。
01
原子半径
3、微粒半径比较:
“ 三看”
一看电子层数　　　
二看核电荷数
三看电子数
一般规律:
(1) 电子层数越多：半径越大。
(2) 电子层数相同时：核电核数越大，半径越小。
(3) 电子层数、核电荷数都相同时：电子数越多，半径越大。
“序大径小”、“价高径小”
01
原子半径
核电荷数增大
原子半径的递变规律及影响因素
电子能层数增多
原子半径的周期性的递变
影响
同主族元素从上到下
同周期主族元素从左到右
原子半径增大
原子半径减小
结构
性质
01
原子半径
1.下列关于粒子半径大小比较中正确的是（ ）
①r(Li＋)③r(Na)>r(Na＋) ④r(Cl)>r(Cl－) ⑤r(Si)⑥r(Na＋)A.①②③⑥ B.①②③ C.②③⑥ D.③④⑤
B
电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，原子核对电子的引力越大，其微粒半径越小。
r(Al3＋)01
原子半径
2.下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ）
A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br
C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－
C
3.若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。
(1)四种元素在周期表中的相对位置如何？
(2)原子序数从大到小的顺序是什么？
(3)离子半径由大到小的顺序是什么？
C D
B A
a＞b＞d＞c
C3－＞D－＞B＋＞A2＋
01
原子半径
4.下列离子半径的大小顺序正确的是(　　)
①Na＋：1s22s22p6　②X2－：1s22s22p63s23p6
③Y2－：1s22s22p6　④Z－：1s22s22p63s23p6
A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞①
C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞①
D
电离能
02
电离能
碱金属元素的化学性质
加热钠
加热钾
钠与水反应
钾与水反应
02
电离能
碱金属元素的化学性质
4Li + O2 == 2Li2O
4Na + O2 == 2Na2O
2Na + 2H2O == 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O == 2KOH + H2↑
△
碱金属元素的化学性质的相似性
02
电离能
决定
相似性
强金属性
原子结构
元素的性质
微观
宏观
ns1
反映
原子半径增大
递变性
原子失电子能力增强，
元素金属性增强。
问题：如何定量描述原子失电子能力强弱？
6s1
价电子排布
2s1
3s1
4s1
5s1
Li
Na
K
Rb
Cs
电子能层数增多
02
电离能
气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一电离能）
M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二电离能）
…… ……
1)表示方法：
1、电离能
用符号 I1 表示，单位：kJ /mol 。
02
电离能
2)规律:
同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。
减小
02
电离能
2）规律
同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。
增大
ⅠA族元素第一电离能最低，
零族元素第一电离能最高。
02
电离能
为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的电离能要低，而使Li~Ne和Na~Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？
02
电离能
Be:1s22s2
B:1s22s22p1
Mg:1s22s22p63s2
Al:1s22s22p63s23p1
失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。
B和Al第一电离能：
02
电离能
N:1s22s22p3
O:1s22s22p4
P:1s22s22p63s23p3
S:1s22s22p63s23p4
N和P的电子排布：
半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。
02
电离能
③每周期：第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小。
④每周期：最后一种元素（稀有气体）的第一电离能最大。
①同主族：从上到下元素的第一电离能整体趋势变小。
②同周期：从左到右元素的第一电离能整体趋势变大。
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
反常：
电离能的递变规律
02
电离能
电离能的数值大小表示气态原子（或离子）失电子的难易。
电离能越小，气态原子（离子）越易失电子，元素的金属性越强；
电离能越大，气态原子（离子）越难失电子，元素的金属性越弱。
3）电离能的意义：
02
电离能
4）应用
判断元素的金属性强弱
第IA族碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？
第IA族碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，则原子越容易失电子，碱金属元素的金属性逐渐增强，碱金属的活泼性越强。
02
电离能
判断元素的化合价
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
为什么原子的逐级电离能越来越大
1.原子内的电子越靠近原子核，受到的吸引力越大，则要离开原子所需要的能量越大，原子的逐级电离能越来越大；
2.随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
02
电离能
元素 Na Mg Al
各 级 电 离 能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
4066
713
6282
1239
928
8830
学生活动：计算钠元素 I2-I1=
镁元素 I2-I1= I3-I2=
铝元素 I4-I3= I3-I2= I2-I1=
Na 1s2 2s22p6 3s1
Mg 1s2 2s22p6 3s2
Mg 1s2 2s22p6 3s23p1
02
电离能
元素 Na Mg Al
各 级 电 离 能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
4066
713
6282
1239
928
8830
（2）逐级电离能数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系
钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成Na+；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明Mg容易失去两个电子形成Mg2+；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明Al容易失去三个电子形成Al3+。
Na→Na+ Mg→Mg2+ Al→Al3+
电负性
03
电负性
KBr溶液+氯水
（加入CCl4）
Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2
KI溶液+氯水
（加入CCl4）
Cl2 + 2I- 2Cl- + I2
KI溶液+溴水
（加入CCl4）
Br2 + 2I- 2Br- + I2
卤素的化学性质
F
Cl
Br
I
元素非金属性减弱
03
电负性
元素金属性逐渐增强
原子的第一电离能逐渐减小
元素非金属性逐渐减弱
能否对元素的非金属性进行定量描述？
03
电负性
元素相互化合时，原子中用于形成 的电子称为 。
1、电负性
键合电子
化学键
1) 键合电子：
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子
键合电子
03
电负性
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。
吸引力
越大
2) 电负性：
用来描述不同元素的原子对键合电子_________的大小。
标准：以氟的电负性为_________和锂的电负性为_________作为相对标准。
4.0
1.0
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子
键合电子
03
电负性
1932
1934
1956
1989
1
2
3
4
L.C.Allen根据光谱实验数据以基态自由原子价层电子的平均单位电子能量为基础获得主族元素的电负性
A.L.阿莱和E.罗周提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性
R.S.马利肯从电离势和电子亲和能计算的绝对电负性，即电离能和电子亲和能的平均值
L.C.鲍林提出的标度。根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0，计算其他元素的相对电负性（稀有气体未计）
03
电负性
元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？
03
电负性
第二周期
第三周期
第四周期
电负性
活动1：绘制同周期元素电负性随原子序数变化的图像
总结规律：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大
原子半径
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
(nm)
03
电负性
电负性
第IA族
第VIA族
第VIIA族
活动2：绘制同主族元素电负性随原子序数变化的图像
总结规律：同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小
原子半径
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
(nm)
03
电负性
2、电负性的应用
1) 判断元素的金属性与非金属性的强弱
电负性变大，
电负性变小
金属性增强,
非金属性减弱
非金属性增强，金属性减弱
03
电负性
2、电负性的应用
2）判断金属性与非金属性（一般）
电负性 ＞ 1.8 非金属元素
电负性 ＜ 1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
【特例】H 电负性2.1，非金属
03
电负性
2、电负性的应用
3) 判断化学键的类型
Na
.
.
.
.
.
.
Cl
.
+
.
.
.
.
.
Cl
.
.
Na+
-
电负性 0.9
3.0
电负性的差值较大（＞1.7）：
电负性差 = 2.1
主要形成离子键
【特例】NaH
03
电负性
2、电负性的应用
3) 判断化学键的类型
电负性 2.1
3.0
电负性的差值较大（ ＜ 1.7）：
电负性差 = 0.9
主要形成共价键
H
Cl
H
.
.
.
.
Cl
.
.
+
.
.
.
.
Cl
.
.
H
.
.
【特例】HF
03
电负性
2、电负性的应用
4）判断共价化合物中元素的化合价的正负
电负性数值小的元素
吸引键合电子的能力弱
元素的化合价为正值
电负性数值大的元素
吸引键合电子的能力强
元素的化合价为负值
03
电负性
H
Cl
-1
+1
4）判断共价化合物中元素的化合价的正负
显负价
显正价
C
H4
+1
-4
显负价
显正价
04
课堂总结
元素周期律
原子半径
电离能
同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。
增大
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。
减小
元素的逐级电离能越来越大
同周期：从左→右，原子半径逐渐 。
同主族：从上→下，原子半径逐渐 。
增大
减小
影响因素
1)电子的能层数
2)核电荷数
04
课堂总结
电负性
规律
应用
同周期：从左→右，电负性逐渐 。
同主族：从上→下，电负性逐渐 。
增大
减小
1) 判断元素的金属性与非金属性的强弱
2）判断金属性与非金属性（一般）
3) 判断化学键的类型
4）判断共价化合物中元素的化合价的正负
课堂练习
05
课堂练习
1．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是(　　)
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－
C
05
课堂练习
2.下列各组元素中，原子半径减小，元素第一电离能逐渐升高的是
A. K、Na、Li B. C、N、O
C. Cl、S、P D. Al、Mg、Na
A
05
课堂练习
解析：A :同主族元素从下到上，原子半径逐渐减小，故K、Na、Li的原子半径逐渐减小，元素第一电离能逐渐升高,A项正确；
B :C、N、O为同周期元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，N原子的2p能级处于半充满状态，故N的第一电离能大于O的第一电离能，
B项错误；
C : Cl、S、P为同周期元素，同周期元素从右到左，原子半径逐渐增大，C项错误。
D:Al、Mg、Na为同周期元素，同周期元素从右到左，原子半径逐渐增大，D项错误。
05
课堂练习
3.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据（用I1、I2…）
关于R元素下列推断错误的是
A．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R的最高正价为＋2价
D．R元素的第一电离能高于同周期相邻元素的
元素 电离能I /（KJ mol-1） I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1500 7700 10500 ……
A
05
课堂练习
解析：从表数据中看出R元素I1、I2都比较小，I3突然增大很多，说明R易失2个电子，化合物中显+2，最外层2个电子，第ⅡA族。
A．R元素可能是Be或Mg，故A错误。
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族，故B正确。
C．R的最高正价为＋2价，故C正确。
D．R元素位于短周期第ⅡA族第一电离能高于同周期相邻元素的，故D正确。
05
课堂练习
4.根据右列五种元素的电离能数据
判断下列说法不正确的是（ ）
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能与U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s区
D.原子的价电子排布式为ns2np1的可能是T元素
B
若In→In+1的值出现突跃,说明最外层有n个电子
05
课堂练习
5.下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是( )
①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。
A.Na、Mg、Al B.C、O、N
C.Li、Na、K D.I、Cl、F
D
05
课堂练习
6.下列关于Al、Na原子结构的分析正确的是（ ）
A.原子半径：Al＞Na
B.第一电离能：Al＞Na
C.电负性：Na＞Al
D.基态原子未成对电子数：Na＞Al
B
05
课堂练习
7.具有下列选项中电负性数值的两种元素的原子，最容易形成离子键的是（ ）
A．4.0和1.0
B．3.5和1.0
C．1.8和2.5
D．4.0和0.8
D
05
课堂练习
8.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3
③1s22s22p3 ④1s22s22p5
则下列有关比较中正确的是（ ）
A．第一电离能：④>③>②>①
B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③=②>①
A
05
课堂练习
9. 下列关于电负性的叙述不正确的是( )
电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大
电负性是以氟为 4.0 作为标准的相对值
元素的电负性越大，元素的非金属性越强
同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大
A
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