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第2课时 元素周期律
第一章 原子结构与性质
第2节　原子结构与元素性质
元素的性质随 的递增而呈 变化的规律。
2.实质:元素原子 的结果。
原子核电荷数
周期性
核外电子排布周期性变化
1.定义:
具体表现
①元素主要化合价的周期性变化：
同周期正价：+1→+7 负价：-4→-1；金属无负价；O、F无最高正价
③元素金属性、非金属性的周期性变化
②原子半径
同周期从左到右原子半径逐渐 。
同主族从上到下原子半径逐渐 。
同周期金属性 、非金属性 。
同主族金属性 、非金属性 。
减弱
增强
增强
减弱
减小
增大
温故而知新
④电离能、电负性等
什么叫元素周期律？元素周期律的内容？元素周期律的本质
原子半径
化合价
金属性
非金属性
电离能
电负性
元素周期律
(1)与酸或与水反应的剧烈程度
(2)最高价氧化物的水化物的碱性
(3)简单阳离子的氧化性
(4)金属单质间的置换反应
(5)利用原电池的正负极
反应越剧烈，金属性越强
碱性越强，金属性越强
阳离子氧化性越强，金属性越弱
一般活泼金属能够置换出不活泼金属
一般做负极的金属较正极的金属活泼
[知识回顾] 元素金属性和非金属性的判断方法
问题：判断元素金属性强弱的方法有哪些？
(1)与氢气的化合的难易程度
(2)气态氢化物的稳定性
(3)简单阴离子的还原性
(4)最高价氧化物的水化物的酸性
(5)非金属单质间的置换反应
越易化合，非金属性越强
越稳定，非金属性越强
阴离子的还原性越强，非金属性越弱
酸性越强，非金属性越强
一般活泼非金属可以置换出不活泼非金属
问题：判断元素非金属性强弱的方法有哪些？
？
【思考】你能解释元素周期表中主族元素原子半径呈现周期性变化的原因吗？
原子半径的大小取决于两个相反的因素：
（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将使原子的半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也越大，将使原子的半径减小。
这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变
一、元素周期律---原子半径
原子半径
同周期
同主族
从左到右，随核电荷数增大，
原子半径 。
减小
从上到下，随电子的能层数增多，
原子半径 。
增大
2.原子半径递变规律
原子半径
取决于
电子的能层数
核电荷数
原子半径_____
越大
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
核对电子的引力也就越大
导致
原子半径_____
越小
1.原子半径的决定因素
一、元素周期律---原子半径
①电子的能层数
原子半径_____
越大
能层数越多
②核电荷数
能层数相同
原子半径_____
越小
核电荷数越大
③核外电子数
原子半径_____
越大
核外电子数越多
核电荷数和能层数都相同
拓展1：粒子半径大小的比较(三看原则)
特例：rLi>rCl
1.比较下列离子半径大小
(1) r(Cl－) r(Cl)， r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)
(2) r(O2－) r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)
(3) r(Li＋) r(Na＋) r(K＋) r(Rb＋) r(Cs＋)，
r(O2－) r(S2－) r(Se2－) r(Te2－)
(4) r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)
总结离子半径大小判断的方法
1.定义：① 气态 电中性 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第一电离能。符号：I1。单位：KJ/mol 。
②原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能。用I2表示。以此类推。
2.意义：
衡量元素原子失电子难易程度。第一电离能I1越小，原子越容易失去一个电子；元素的金属性也越强。
M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能）
M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第一电离能）
二、元素周期律---电离能
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即 I1< I2< I3<…
①同主族
→自上而下第一电离能逐渐减小
？
理解：同主族从上到下原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，失电子能力增强，I1逐渐减小。
3.第一电离能的周期性变化规律
②同周期：
→从左到右总体呈现增大趋势
(最小的是氢和碱金属，最大的是稀有气体的元素)
？
理解：同周期从左到右原子半径逐渐减小，核对最外层电子的吸引力逐渐增大，失电子能力减弱，I1呈增大趋势。
3s23p1
①同周期
→从左到右总体呈现增大趋势
第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常
理解：价层电子排布为全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高。
ⅡA全充满、ⅤA半充满结构
第ⅢA族原子失去一个电子变成p能级全空，能量更低更稳定， I1更小；第ⅤA族与第ⅥA族情况类似。
？
Be>B N>O
Mg>Al P>S
记住
②同周期
→从左到右总体呈现增大趋势；ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常
①同主族
→自上而下第一电离能逐渐减小
③过渡元素
→变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势
(2) 同一周期从左到右，元素的第一电离能在总体呈现增大趋势
(3) 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小
每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，
最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大
元素原子越来越难失去电子
元素原子越来越易失去电子
第一电离能的周期性变化规律(p21)
归纳总结:
第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常
(4)过渡元素:变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势
Na Mg Al
各级电离能(KJ/mol) 496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
规律：
同一原子的电离能逐级增大：
I1＜I2＜I3……
第一电离能越小，金属的活动性越强
p24[思考与讨论]
金属活泼性越强，I1越小。
跨越不同能层失去电子时，电离能出现突跃，可据此判断原子价层电子数，推测其最高化合价。
课本P24
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，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，导致原子的逐级电离能越来越大。
当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
①判断元素金属性的强弱
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能）
①如果某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
如钠元素I2 I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
②过渡元素的价层电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现
多种化合价。如锰元素通常有+2~+7多种价态。
4.电离能的应用（p22）
③判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
④反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
4.电离能的应用
1、在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是( )
A.3s23p3　　　B.3s23p5　　　C.3s23p4　　　D.3s23p6
C
2、下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。
元素 I1 I2 I3 I4
X 496 4 562 6 912 9 543
Y 578 1 817 2 745 11 575
根据表中所列数据的判断错误的是( )
A.元素X是第ⅠA族的元素
B.元素Y的常见化合价是＋3
C.元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2
D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
D
新课导入：
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
请同学们回顾化学键的定义？
请同学们写出NaCl、HCl的电子式？
Cl
··
··
H
··
··
1.基本概念
化学键：
元素相互化合，相邻的原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键。
键合电子：
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
电负性：
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。
（电负性是相对值，没单位）
原子的价电子
键合电子：参与化学键形成
孤对电子：未参与化学键形成
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子
三、元素周期律---电负性
元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越大，元素的非金属性越
元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越小，元素的金属性越
2.电负性的意义：
大
强
小
强
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
鲍林L.Pauling
1901-1994
鲍林研究电负性的手搞
3.衡量标准：鲍林提出：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。(稀有气体不讨论电负性)
①同周期主族元素：
②同主族元素：
4.递变规律：
常见的几种元素电负性需要牢牢记住：
F=4.0、O=3.5、
N/Cl=3.0、C/S=2.5、H=2.1
电负性最大的元素:
电负性最小的元素：
(不考虑稀有气体及放射性元素)
从左至右电负性逐渐变大
从上至下电负性逐渐变小
F
Cs
除稀有气体外，副族元素电负性也大体呈现这种变化趋势。
5.电负性的应用(p23)
①判断元素金属性和非金属性的强弱
a.金属元素的电负性一般小于1.8
b.非金属元素的电负性一般大于1.8
c.位于非金属三角区边界的“类金属”，电负性在1.8左右，既表现金属性，又表现非金属性。
特例，如氢元素电负性为2.2，但其为非金属
②判断化学键的类型
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键
但也有特例(如HF)
但也有特例(如NaH)
两种非金属元素形成的化合物中，通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价
③判断化学键的极性强弱
④判断共价化合物中元素的化合价
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。
如极性：H-F>H-Cl>H-Br>H-I
在元素周期表中，某些主族元素与_________的主族元素的电负性接近，有些性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
右下方
⑤对角线规则

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