第二单元元素性质的递变规律元素性质的递变规律.ppt

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 cl k sc cr fe cu br 回顾随着原子序数的递增元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 ns2 ns1 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 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个副族 仅由长周期构成的族 b b 族 3个纵行 fe co ni等9种元素 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 1 2 3 4 ga31镓 ge32锗 as33砷 se34硒 br35溴 kr36氪 8 18 18 32 6s1 6s26p6 8 8 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ns2np1 6 位于周期表右侧 包括 a a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 n 1 d1 9ns1 2 最后1个电子基本都是填充在倒数第二层 n 1 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 n 1 d10ns1 2 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 n 2 f0 14ns2 或 n 2 f0 14 n 1 d0 2ns2 它包括镧系和锕系元素 各有14种元素 f区元素 a a族 a a族 b 族 b b族 镧系和锕系 ns1 ns2 ns2np1 6 n 1 d1 9ns1 2 n 1 d10ns1 2 n 2 f0 14ns2 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 a 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 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 金属性最强 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 e i1m g 基态 m2 g e i2 电离能反映了原子失去电子倾向的大小 电离能越大 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 n p be mg zn as 5101520253035原子序数 i1 1 36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 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 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 n bartlett 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 o2 e 为l175 5kj mol 1 与氙 xe 的第一电离能1170kj mol 1非常接近 这表明氙也可能被ptf6氧化发生类似的化学反应 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 l pauling 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 增大 减小 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 为什么 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 为什么 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nafhclnomgokclch4离子化合物 共价化合物 naf mgo kcl hcl 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nahiclnf3so2h2sch4nh3hbr 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 化学键型判别电负性相差较大 x 1 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 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 b t malthias 在寻找超导材料时 物理学家费米让他 看看周期表 那里有那么多的元素 组合起来 你将有无限大的可能性发现你所需要的东西 玛蒂亚斯便潜心研究 经过17年的漫长探索 终于得到了转变温度 电阻突然消失时的温度 为20 8k的新超导材料 1986年 瑞士科学家穆勒 muller 和德国