资源简介

(共32张PPT)
1.3.1 元素性质及其变化规律
核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：
能从原子结构的微观角度理解元素性质的周期性变化，如原子半径、电离能、电负性等，同时能从宏观上描述和解释元素性质及其变化规律，建立微观结构与宏观性质之间的联系。
2.证据推理与模型认知：
通过对元素性质实验数据和事实的分析，如不同元素与水、酸反应的剧烈程度，形成证据意识，能基于证据对元素性质及其变化规律进行推理和论证。同时，构建元素周期律的认知模型，如 “位 - 构 - 性” 模型，利用该模型预测元素的性质，解释元素之间的内在联系。
3.科学态度与社会责任：
认识到元素周期律对化学研究和生产生活的重要指导意义，培养严谨认真的科学态度。了解元素周期律在新材料研发、元素的发现和应用等方面的贡献，增强对化学学科的认同感和社会责任感。
学习重难点
学习重点
1.元素周期律的实质，即元素原子核外电子排布的周期性变化如何引起元素性质的周期性变化，包括原子半径、电离能、电负性、金属性和非金属性等方面的周期性变化规律。
2.同周期、同主族元素性质的递变规律及其应用，能够运用这些规律预测元素的性质，判断元素之间的金属性、非金属性强弱关系，以及比较化合物的性质等。
3. “位 - 构 - 性” 三者之间的关系，能够根据元素在周期表中的位置，推断其原子结构和性质，反之，也能根据原子结构和性质确定元素在周期表中的位置。
学习难点
1.理解电离能、电负性等概念及其变化规律背后的本质原因，电离能和电负性的变化不仅与原子结构有关，还涉及到电子间的相互作用等复杂因素。
2.运用元素周期律和 “位 - 构 - 性” 关系解决实际问题。
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？
随元素原子核电荷数的递增，元素的以下性质会呈现周期性变化：
元素化合价
金属性和非金属性
原子半径
原子半径及其变化规律
PART 01
根据量子力学理论，在原子核外，从原子核附近到离核很远的地方，电子都有可能出现，因此原子并不是一个具有明确“边界”的实体，即原子并没有经典意义上的半径。但是，由于核外电子运动区域的大小对于元素原子的性质有很大的影响，为了便于讨论这方面的问题，人们便假定原子是一个球体，并采用统计的方法来测定原子半径。
1.原子半径的周期性变化规律
1. 原子半径的测定方法
方法一：根据固态单质的密度算出1mol原子的体积，再除以阿伏伽德罗常数，得到一个原子在固态单质中平均占有体积，进而得到原子半径。
1.原子半径的周期性变化规律
方法二：制定化合物中两个相邻原子的核间距为两个原子的半径之和，再通过实验测定分子或固体中原子的核间距，从而求得相关原子的原子半径。（常用）
2. 原子半径的种类
①共价半径：由共价分子或共价晶体中原子的核间
距计算得出。
②范德华半径（范式半径）：由分子晶体中共价分
子之间的最短距离计算得出。
③金属半径：由金属晶体中原子之间的最短距离计算得出。
金属：有共价半径、金属半径。 稀有气体：只有范式半径。
非金属（除稀有气体）：有共价半径和范式半径，且总有 r 范> r 共。
1.原子半径的周期性变化规律
影响原子半径大小的因素
原子半径
电子的能层数
核电荷数
电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，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就越大，将使原子的半径减小
二者共同作用使原子半径呈现周期性的递变
注意：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的测定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
1.原子半径的周期性变化规律
从上到下，原子半径逐渐增大。
同主族元素
同周期元素
从左到右，原子半径逐渐减小。
主要原因：同主族元素从上到下，随着能层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，能层数的影响大于核电荷数增加的影响。
主要原因：同周期主族元素从左到右，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用。
2.微粒半径比较方法
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”
PS：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的确定依据不用，故比较同周期元素原子半径的变化规律时，排除稀有气体元素原子。
3.原子半径的周期性变化规律的应用
利用原子半径和价电子数可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
得失电子能力 原因
同周期元素
同主族元素
综合结果 除稀有气体元素外，从左到右，元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强。
同周期主族元素原子的电子层数相同，从左到右原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引作用逐渐增强。
自上而下，金属元素原子失去电子的能力越来越强，非金属元素原子获得电子的能力越来越弱。
同主族元素原子的价电子数相同，但自上而下原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱。
位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
元素的电离能及其变化规律
PART 02
1.电离能
为满足科学研究和生产实践的需要，对原子得失电子的能力仅有定性的分析往往是不够的，因此人们不断尝试寻找能定量地衡量或比较原子得失电子能力的方法。
M(g)==M+(g)+e-　I1(第一电离能)
M+(g) ==M2+(g)+e-　I2(第二电离能)
M2+(g)== M3+ (g)+e-　I3(第三电离能)
（1）定义：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。
符号: I 单位: kJ·mol-1
（2）元素的逐级电离能
电离能
I1
I3
I2
铍
原
子
1.电离能
（3）意义
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越容易，即元素的金属性越强；
第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越难，即元素的金属性越弱。
2.元素的第一电离能的变化规律
元素的第一电离能的周期性
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及核外电子排布
同周期主族元素：第一电离能从左至右呈现升高的趋势。
2.元素的第一电离能的变化规律
同周期元素的变化规律
规律
原因
同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋势。每个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小，最后一种元素（稀有气体）的电离能最大。
同周期元素的原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减弱。
2.元素的第一电离能的变化规律
同主族元素的变化规律
规律
原因
同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。
同主族元素的原子的价层电子数相同，但自上而下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用减弱，失去电子的能力逐渐增强。
PS：0族元素的第一电离能的变化规律与同主族元素一致
2.元素的第一电离能的变化规律
过渡元素的变化规律
规律
原因
过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期过渡元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大。
2.元素的第一电离能的变化规律
元素的第一电离能的周期性
为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低，而使Li—Ne和Na—Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？
2.元素的第一电离能的变化规律
对于B和Al这两个锯齿状变化，一般解释为：
B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边Be和Mg失去的ns能级电子的高。
对于O和S这两个锯齿状变化，一般解释为：
N和P的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高。
2.元素的第一电离能的变化规律
3.电离能的应用
碱金属的电离能与碱金属的活泼性之间存在什么联系？
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。
（1）判断元素的金属性强弱
金属的活动性表示的是在水溶液中中金属单质中的原子失去电子的能力，而金属元素的电离能指的是金属元素的基态原子（或离子）在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应的条件不同，所以金属的活动性顺序与金属元素电离能的大小顺序不完全一致。
3.电离能的应用
元素的逐级电离能数
通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能......
（2）判断元素的化合价
3.电离能的应用
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。
（2）判断元素的化合价
3.电离能的应用
（2）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
4066
713
6282
1239
928
8830
3.电离能的应用
（2）判断元素的化合价
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+。
归纳总结
电离能
概念
电离能：元素原子失去电子所需的最低能量
第一电离能：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的最低能量
变化规律
同周期主族元素：第一电离能从左至右呈现升高的趋势（ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA反常）
同周期元素：第一电离能从上到下呈现减小的趋势
同一元素：电离能逐级增大
应用
判断金属性强弱：第一电能越小，元素金属性越强
根据电离能的突跃：判断元素的化合价（突跃一般为10倍左右）
随堂训练
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
随堂训练
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
随堂训练
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
随堂训练
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
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