《化学：2.2《元素性质的递变规律》课件(苏教版选修3)》由会员分享，可在线阅读，更多相关《化学：2.2《元素性质的递变规律》课件(苏教版选修3)（47页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第二单元 元素性质的递变规律一、学习目标 1在必修化学的基础上，进一步理解元素周期律。 2理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本 质是核外电子排布的周期性变化。 3了解元素电离能、电负性的概念和随原子序数递 增的周期性变化的规律。 4了解电离能和电负性的简单应用。 二、课时建议 原子核外电子排布的周期性 1课时 元素第一电离能的周期性变化 2课时 元素电负性的周期性变化 2课时一、原子核外电子排布的周期性练习:写出下列原子的电子排布式、轨 道表示式、原子结构示意图、原子实表 示式、原子外围电子排布式。H He C N Ne Na ClK Sc Cr Fe Cu Br回顾随着原子序数的递增元
2、素原子的核外电子排布元素原子半径元素主要化合价呈现周期性变化还有：元素的第一电离能、电负性等均呈现 周期性变化。核外电子排布原子半径原子的最外层电子排布元素化合价元素主要化合价的周期性变化主族A AAAAAA原子核外价电 子排布 最高正价 最低负价 化合价变化金属性和非 金属性变化 原子半径变 化规律ns2ns1ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5+1 +2+3+4+5+6+7 -4-3-2-1 最高正价:+1+7;最低负价:-4-1金属性减弱非金属性增强同周期从左到右半径逐渐减小元素周期表元素周期律的具体表现形式编排原则： 按原子序数的递增顺序从左到右排列 将电子层数
3、相同的元素排列成一个横行(周期） 把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。（族）周 期 表7个周期（三短、三长、一 不完全)7个主族：由短周期和长周期 元素共同构成的族（AA）7个副族：仅由长周期构成的族 （BB）族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等 9种元素横的方面 （7个横行）纵的方面 （18个纵行）零族：稀有气体元素Na11钠H1氢He2氦 Li3锂Be4铍B5硼C6碳N7氮O8氧F9氟Ne10氖 Mg12镁Al13铝Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氩 K19钾Ca20钙1234Ga31镓Ge32锗As33砷Se34硒Br35溴Kr36氪周期元素 数目外围
4、电子排布 最多可容纳的 外围电子数A族0族 121s11s22 2 3 4 5 683s13s23p6 184s14s24p6 185s15s25p6 326s16s26p682s12s22p68 8 8 8 8随着原子序数的增加，元素原子的外围 电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围 电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变 化。最后1个电子填充在ns轨道上，价电子 的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包 括A和A族，它们都是活泼金属，容易失 去电子形成+1 或+2价离子。 s区元素s区和p区的共同特点是：最后1个电子 都排布在最外层，最外层电子的总数等于
5、 该元素的族序数。s区和p区就是按族划分 的周期表中的主族。最后1个电子填充在np轨道上，价层电 子构型是ns2np16，位于周期表右侧，包 括AA族元素。大部分为非金属。0族 稀有气体也属于p区。p区元素它们的价层电子构型是(n1)d19ns12， 最后1个电子基本都是填充在倒数第二层 (n1)d轨道上的元素，位于长周期的中部 。这些元素都是金属，常有可变化合价，称 为过渡元素。它包括B族元素。 d区元素价层电子构型是(n1)d10ns12，即 次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1 2个电子。它们既不同于s区，也不同于 d区，故称为ds区，它包括B和B族， 处于周期表d区和p区之间。它们都
6、是金属 ，也属过渡元素。 ds区元素最后1个电子填充在f轨道上，价电子构 型是：（n2）f 014ns2,或(n 2)f 014 (n1)d 02ns2，它包括镧系和锕系元素（ 各有14种元素）。f区元素包括元素价电子排布化学性质 s区 p区 d区 ds区 f区A、A族AA族 B族 B、B族 镧系和锕系ns1、ns2 ns2np16(n1)d19ns12 (n1)d10ns12（n2）f 014ns2各区元素特点活泼金属大多为非金属过渡元素 过渡元素小结已知某元素的原子序数为 25，试写出该元素原子的电子 排布式，并指出该元素在周期 表中所属周期、族和区。课堂练习He2氦 B5硼C6碳N7氮O
7、8氧F9氟Ne10氖 Al13铝Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氩IIIAIVAVAVIAVIIA0Na11钠H1氢 Li3锂Be4铍 Mg12镁 K19钾Ca20钙IAIIA1234Sc 21 钪钪Ti 22钛钛V 23钒钒Cr 24铬铬Mn 25锰锰Fe 26铁铁Co 27钴钴Ni 28镍镍Cu 29铜铜Zn 30锌锌IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIBA：主族B：副族Ga31镓Ge32锗As33砷Se34硒Br35溴Kr36氪元素周期表的结构周期短周期长周期第1周期：2 种元素 第2周期：8 种元素第3周期：8 种元素第4周期：18 种元素第5周期：18 种元素
8、 第6周期：32 种元素不完全周期第7周期：26种元素镧57La 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素锕89Ac 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素 周期序数 = 电子层数 （横向）非 金 属 性 递 增非 金 属 性 递 增金 属 性最 强非金属性最强金 属 性 递 增金 属 性 递 增二、元素第一电离能的周期性变化1。电离能气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子 所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用 符号I1表示，失去第二个电子所需要的能量叫做 第二电离能用I2表示M（g，基态）M+（g）+ eI1M+（g，基态）M2+（g）+ eI2电离能反映了原子失去电子倾向的大小。 电离
9、能越大，越难失去电子。交流讨论：根据下图元素第一电离能曲线图，总结 电离能的变化规律。NPBe MgZnAs5 10 15 20 25 30 35 原子序数I1136号元素的第一电离能2。第一电离能的变化规律：同周期，主族元素从左到右， 电离能呈逐渐增大的趋势；同主族，主族元素从上到下， 电离能逐渐减小；特殊： I（Be）I（B）, I（Mg）I（Al） I（N）I（O）,I（P）I（S） I（Zn）I（Ga）3。I1与原子的核外电子排布的关系： 通常情况下，当原子核外电子排布在 能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0) 、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14) 结构时，原
10、子的能量较低，该元素具有较 大的第一电离能。解释下列电离能的反常现象：I（Be）I（B）, I（Mg）I（Al）I（N）I（O）, I（P）I（S）I（Zn）I（Ga）4。I2、I3及各级电离能的应用表2-6 钠和镁的第一、二、三电离能元素I1/kJmol1I2/kJmol1I3/kJmol1 Na49645626912 Mg73814517733分析表中数据，请试着解释：为什么钠易形 成Na，而不易形成Na2，镁易形成Mg2，而不 易形成Mg3?5。同一周期的元素中，稀有气体元素的第一电离能最大，而碱金属元素的第 一电离能最小，这是为什么?6。电离能及应用M（g) e- = M+(g) H=
11、I1 电离能是原子核外电子分层排 布的实验验证。 第一电离能的周期性变化是原 子核外电子排布周期性变化的必 然结果。 元素的第一电离能越小表示它 越容易失去电子，即该元素的金 属性越强。第一个稀有气体化合物的发现1962年英国化学家巴特列(NBartlett)在研究铂和 氟的反应时，发现生成了一种深红色固体。经X射线分析 和其他实验证明，此化合物由阳离子O2和阴离子PtF6 结合而成，化学式为O2PtF6 。由此，巴特列联想到氧分 子的第一电离能(02 O2e)为l 175.5 kJ mol1 ，与氙(Xe)的第一电离能1 170 kJ mol1非常接近， 这表明氙也可能被PtF6 氧化发生类
12、似的化学反应。于是 他仿照合成O2PtF6 的方法，使氙和六氟化铂蒸气在室温 下直接反应，立即生成了橙黄色固体，实验分析其化学 式为XePtF6。这就是首次合成的第一个稀有气体的化合物 ，是化学发展史上的一次重大的突破，巴特列为开拓稀 有气体化学作出了历史性的贡献。三、元素电负性的周期性变化1。电负性的概念（X）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小， 美国化学家鲍林(LPauling)于1932年首先提出了 用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物 中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。电负性逐渐 。增 大电负性有 的趋势减小电负
13、性最大电负性最小同一周期，从左到右，元素电负性逐渐 。同一主族，从上到下，元素电负性呈现 趋势。增 大减 小2。电负性的递变规律反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性 1.8的元素为非金 属元素，电负性 1.8的元素为金属元素。小于大于3。电负性的意义一般认为，如果两个成键元素间 的电负性差值大于1.7，他们之间通常 形成 键；如果两个成键元素间 的电负性差值小于1.7，他们之间通常 形成 键。规律与总结离 子共 价概念应用请查阅下列化合物中元素的电负 性值，判断他们哪些是离子化合物， 哪些是共价化合物NaF HCl NO MgO KCl CH4离子化合物： 。共价化合物： 。Na
14、F、 MgO、 KClHCl、 NO、 CH4规律与总结电负性小的元素在化合物中吸 引电子的能力 ，元素的化合 价为 值；电负性大的元素在化 合物中吸引电子的能力 ，元 素的化合价为 值。弱 正 强 负概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值 ，指出化合物中为正值的元素NaH ICl NF3 SO2 H2S CH4 NH3 HBr小结：1。电负性的概念（X）2。电负性的递变规律（1）元素非金属性的判别一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的 电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可 以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键 的类型。 （2）化学键型判别电负
15、性相差较大（x1.7)的两种元素的原子结合 形成化合物， 通常形成离子键。电负性相差较小（x 1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键 ，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。 （3）判断分子中元素的正负化合价：X 大者，化合价为负；X 小者， 化合价 为正；X = 0， 化合价 为零。3。电负性的应用位、构、性三者关系原子结构元素性质元素在表中位置决定反映决定反映反映决定元素周期律是人们在对原子结构和元素性 质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人 们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意 义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。 例如，在IA族可以找到光电材料，在A、A 、VA族可以找到优良的半导体材料。交流讨论：解释元素的“对角线规则”，列举实例 予以说明。 元素周期表与超导材料1953年，美国晶体学家玛蒂亚斯(BTMalthias)在寻 找超导材料时，物理学家费米让他
