山东省泰安市高二化学 第1章 第3节 原子结构与元素性质课件.ppt

第3节原子结构与元素性质 学习目标1 了解元素电离能的含义 认识其变化规律 并能运用电离能说明元素的某些性质 2 了解电负性的概念 认识元素性质与电负性的关系 3 认识原子结构与元素性质的周期性变化的本质联系 课堂互动讲练 知能优化训练 课前自主学案 探究整合应用 第3节 课前自主学案 1 概念气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量 常用符号 表示 单位为 i kj mol 1 思考感悟1 m g m2 g 2e 所需能量是不是第二电离能 提示 由第二电离能概念知m g m2 g e 所需能量为第二电离能 而不是失去2个e 所需要的能量 3 影响因素电离能数值的大小取决于原子的核电荷数 及原子的 4 电离能的变化规律及应用 1 规律 原子半径 最外层电子数 碱金属 稀有气体 由小到大 减小 增大 2 应用 可以用来判断金属原子在气态时失电子的难易 电离能越小 表明该原子越 失电子 可以根据同一原子的逐级电离能的跃迁 判断元素的化合价 例 如果i2 i1 元素易呈现 价 易 1 思考感悟2 同周期元素从左到右第一电离能大体增大 但第 a族和第 a族元素的第一电离能比相邻元素要高 试解释其原因 提示 同周期元素中 第 a族和第 a族的价电子排布分别为ns2 ns2np3 因p轨道处于全空和半充满的相对稳定状态 故失去1个电子需要的能量较大 第一电离能比相邻元素高 二 电负性1 概念元素的原子在化合物中 的标度 2 意义电负性越大 其原子在化合物中吸引电子的能力 吸引电子能力 越强 3 电负性的变化规律及应用 1 变化规律 同周期 左 右 同主族 上 下 逐渐增大 逐渐减小 2 应用 判断金属性 非金属性强弱 越强 越强 判断元素化合价的正负 负价 正价 判断化学键的类型 离子键 共价键 思考感悟3 按照电负性的递变规律可推测 元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置 提示 根据电负性的递变规律 在周期表中 越往右 电负性越大 越往下 电负性越小 由此可知 电负性最强的元素位于周期表的右上方 最弱的元素位于周期表的左下方 三 元素的化合价1 元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是 排布有着密切的关系 2 除 族的某些元素和0族外 元素的最高化合价等于它所在 3 非金属元素的最高化合价和它的负化合价的绝对值之和等于 氢元素 氟元素 氧元素除外 4 稀有气体元素的化合价通常为0 过渡金属元素的价电子较多 并且各级电离能相差不大 因此过渡元素具有多种价态 价电子 族的序数 8 思考感悟4 元素的性质通常指的是什么 提示 元素的原子半径 元素的化合价 元素的金属性 非金属性 元素的电离能 电负性 元素的最高价氧化物的水化物的酸 碱性 气态氢化物的稳定性等 1 能够证明电子在原子核外是分层排布的事实是 a 电负性b 电离能c 电子亲和能d 原子半径解析 选b 原子核外的电子是分层排布的 同一能层的电子具有的能量相近 而不同能层的电子具有的能量差别较大 电离能反应了原子或离子失去一个电子所消耗的能量 故失去同一能层上的电子消耗的能量差别较小 而失去不同能层上的电子消耗的能量差别较大 故可根据失去一个电子消耗的能量发生突变而确定原子核外电子是分层排布的 2 下列说法不正确的是 a 第一电离能的周期性递变规律是原子半径 化合价 电子排布周期性变化的结果b 通常元素的第一电子亲和能为正值 第二电子亲和能为负值c 电负性是相对的 所以没有单位d 分析元素电负性数值可以看出 金属元素的电负性较小 非金属元素的电负性较大解析 选a 原子核外电子排布的周期性变化导致元素性质周期性变化 b是由数据分析得出的结论 c中电负性规定f元素为4 0 其他与之比较的结果 所以没单位 d是金属易失电子 电负性小 非金属相反 3 2011年山东胜利油田第一中学高二质检 x y为两种元素的原子 x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构 由此可知 a x的原子半径大于y的原子半径b x的电负性大于y的电负性c x阴离子的半径小于y阳离子的半径d x的第一电离能小于y的第一电离能 课堂互动讲练 1 电离能的有关规律 1 第一电离能 每个周期的第一种元素 氢和碱金属 第一电离能最小 稀有气体元素原子的第一电离能最大 同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势 同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小 2 逐级电离能 原子的逐级电离能逐渐增大 并有突跃现象 首先失去的电子是能量最高的电子 故第一电离能较小 以后再失去的电子都是能量较低的电子 所需要吸收的能量多 同时 失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强 从而电离能越来越大 当电离能突然变大时说明电子的主量子数发生了变化 即同一电子层中电离能相近 不同电子层中电离能有很大的差距 如表所示 钠 镁 铝的电离能 kj mol 1 3 金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致金属活动性顺序表表示自左向右 在水溶液中金属原子失去电子越来越困难 电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力 它是金属原子在气态时活泼性的量度 由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同 所以二者不可能完全一致 例如 碱金属元素li na k rb cs的第一电离能分别为520kj mol 1 496kj mol 1 419kj mol 1 403kj mol 1 376kj mol 1 由此可知 气态锂原子最不易失去电子 但在溶液中锂原子的金属活动性却最强 其主要原因是锂原子形成水合离子时放出的能量最多 2 电离能的应用 1 判断元素原子核外电子的分层排布 这是由于层与层之间电离能相差很大 电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化 而同层内电离能数值差别相对较小 如na的第一到第七级电离能分别为 单位kj mol 1 496 4562 6912 9543 13353 16610 20114 从中明显看出在第一 第二电离能之间有突跃 故可判断na最外层只有1个电子 2 判断金属原子在气态时失去电子的难易 3 判断主族元素在元素周期表中的族序数 价电子数 进而确定其最高化合价 特别提醒 由电离能的递变规律可知 同周期主族元素从左到右 元素的第一电离能呈增大趋势 但 a族的be mg ca的第一电离能较同周期 a族的b al ga的第一电离能要大 a族的n p as的第一电离能较同周期 a族的o s se的第一电离能要大 这是由于 a族元素的最外层电子排布为ns2 为全充满较稳定状态 而 a族元素的最外层电子排布为ns2np3 为半充满状态 比 a族的ns2np4状态稳定 不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量 设其为e 如图所示 试根据元素在周期表中的位置 分析图中曲线的变化特点 并回答下列问题 1 同主族内不同元素的e值变化的特点是 各周期中e值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律 2 同周期内 随原子序数增大 e值增大 但个别元素的e值出现反常现象 试预测下列关系式中正确的是 填写编号 e 砷 e 硒 e 砷 e 硒 e 溴 e 硒 3 估计1mol气态ca原子失去最外层一个电子所需能量e值的范围 e 4 10号元素e值较大的原因是 解析 此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力 1 从h li na k等可以看出 同主族元素随元素原子序数的增大 e值变小 从h到he li到ne 从na到ar 均呈现明显的周期性变化 2 从第二 三周期可以看出 第 a和 a族元素比同周期相邻两种元素e值都低 由此可推测e 砷 e 硒 e 溴 e 硒 3 根据同主族 同周期规律可以推测 e k e ca e mg 4 10号元素是稀有气体氖 该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构 答案 1 随着原子序数增大 e值变小周期性 2 3 485738 4 10号元素为氖 该元素原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构 误区警示 同一周期的主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势 原因是核电荷数增多 而电子层数不变 原子核对核外电子的吸引力增大 由于第一电离能与原子核外电子排布有关 所以在解答此类题目时注意第一电离能的总体变化趋势与个别元素的反常现象 互动探究 1 图中所给的主族元素中e值最大的元素是什么 2 若na的第二 第三电离能为 4562kj mol 6912kj mol 则na的常见化合价是多少 提示 1 主族元素中第一电离能最大的为f 2 na的前三级电离能分别为496kj mol 4562kj mol 6912kj mol 第一电离能与第二电离能差别较大 故na常见的化合价为 1价 变式训练1现有核电荷数小于18的元素a 其电离能数据如下表所示 i1表示失去第1个电子的电离能 in表示失去第n个电子的电离能 单位为ev 1 外层电子离核越远 能量越高 电离能越 填 大 或 小 阳离子电荷数越高 再失去电子时 电离能越 填 大 或 小 2 上述11个电子分属 个电子层 3 去掉11个电子后 该元素还有 个电子 4 该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是 解析 1 电子离核越远 能量越高 受原子核的引力越小 失去电子越容易 则电离能越小 阳离子核电荷数越高 离子半径越小 原子核对核外电子的引力越大 失电子越难 则电离能越大 2 据题目数据 i1 i2较小 i3突然增大 说明最外层有2个电子 i3到i10变化较小 但i11突然增大 说明次外层有8个电子 又由于核电荷数小于18 所以a为mg 3 mg元素的原子去掉11个电子后 还有1个电子 4 mg元素的最高价氧化物对应水化物为mg oh 2 答案 1 小大 2 3 3 1 4 mg oh 2 1 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 1 金属的电负性一般小于2 非金属的电负性一般大于2 而位于非金属三角区边界的 类金属 如锗 锑等 的电负性则在2左右 它们既有金属性 又有非金属性 2 金属元素的电负性越小 金属元素越活泼 非金属元素的电负性越大 非金属元素越活泼 2 判断元素的化合价 1 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱 元素的化合价为正值 2 电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强 元素的化合价为负值 3 判断化学键的类型一般认为 1 如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1 7 它们之间通常形成离子键 2 如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1 7 它们之间通常形成共价键 特别提醒 1 元素电负性的值是个相对的量 没有单位 2 元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的 以氟的电负性为4 0和锂的电负性为1 0作为标度 然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值 后人做了更精确的计算 数值有所修改 有a b c d e5种元素 它们的核电荷数依次增大 且都小于20 其中c e是金属元素 a和e属同一族 它们原子的最外层电子排布为ns1 b和d也属同一族 它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍 c原子最外层上电子数等于d原子最外层上电子数的一半 a b c d e五种元素的电负性分别为2 5 3 5 0 8 2 1 1 5中的一种 请回答下列问题 1 a是 用化学符号填空 下同 b是 c是 d是 e是 2 a b c d e的电负性分别为 a b c d e 3 由电负性判断 以上五种元素中金属性最强的是 非金属性最强的是 填元素符号 4 当b与a c d分别形成化合物时 b显 价 其他元素显 价 填 正 或 负 5 当b与a c d e 与e形成e2b 分别形成化合物时 化合物中有离子键的是 有共价键的是 思路点拨 解答本题时注意以下三点 1 电负性的递变规律 2 由电负性判断元素种类的方法 3 由电负性差值判断化学键类型 解析 a e均为 a族元素且e为金属元素 则a为h 由于b d为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的2倍 则b d的价电子排布为ns2np4 为 a族元素 则b为o d为s e为k c为3s23p1 为al 五种元素中 属于金属的是al k且活泼性 k al 则k的电负性为0 8 al的电负性为1 5 属于非金属的是h s o 非金属性 o s h 则电负性o为3 5 s为2 5 h为2 1 当o与h s al形成化合物时 由于o的电负性大 所以o为负价 其他元素为正价 当形成化合物时 两元素电负性差值小于1 7的形成的为共价键 两元素电负性差值大于1 7的形成的为离子键 答案 1 hoalsk 2 2 13 51 52 50 8 3 ko 4 负正 5 al2o3 k2oh2o so2 so3 h2o2 规律方法 1 金属元素越容易失电子 电负性越小 其金属性越强 非金属元素越容易得电子 电负性越大 其非金属性越强 故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱 2 并不是所有电负性差大于1 7的都形成离子化合物 如h的电负性为2 1 f的电负性为4 0 电负性差为1 9 但hf为共价化合物 应注意这些特殊情况 变式训练2 2010年高考山东卷改编题 c和si元素在化学中占有极其重要的地位 1 写出si的基态原子核外电子排布式 从电负性角度分析 c si和o元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为 2 ch4中共用电子对偏向c sih4中共用电子对偏向h 则c si h的电负性由大到小的顺序为 解析 1 依据c si o在元素周期表中的位置 可知三者的电负性大小顺序为o c si 故三者的非金属性强弱顺序为 o c si 2 由于元素电负性越大 吸引电子能力越强 根据电子对偏向情况得c si h的电负性大小为 c h si 答案 1 1s22s22p63s23p2o c si 2 c h si 处于相邻两个周期的主族元素a b c d 它们的原子半径依次变小 a离子和b离子的电子层相差两层 且能形成ba2型的离子化合物 c的离子带3个单位正电荷 d的气态氢化物通式为h2r d在它的最高价氧化物中的质量分数是40 原子核中有16个中子 试回答 1 写出a b c d的元素符号 a b c d 2 b c d的第一电离能从大到小的顺序 3 a b c的电负性从大到小的顺序 4 向d的氢化物的水溶液中滴入少量a的单质 发生了什么现象 写出有关反应的化学方程式 解析 由ba2为离子化合物可以推知 b为 2价 原子最外层有2个电子 a为 1价 原子最外层有7个电子 c最外层有3个电子 d在氢化物中呈 2价 最高价氧化物为do3 由其中d占40 可求出d相对原子质量为32 质子数为16 即s 综合上述信息可以推出各元素 答案 1 brmgals 2 s mg al 3 br al mg 4 溶液变浑浊 br2的深红棕色退去h2s br2 s 2hbr 规律方法 mg al为同周期元素 mg为 a族 al为 a族 同周期元素的第一电离能从左到右变化趋势是逐渐增大的 但第 a族和第 a族元素由于结构上的稳定性比相邻元素大 故i1 mg i1 al 变式训练3 2010年高考上海卷 几种短周期元素的原子半径及主