元素性质的递变规律公开课概要.ppt

专题二原子结构与元素性质第二单元元素性质的递变规律（第一课时）,复习回忆,、元素周期律的内容：、元素周期律的本质：、元素周期表的编排原则：、元素周期表的结构：、原子结构和性质周期性变化规律：,元素周期律,元素周期律是指元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变,本质,核外电子排布的周期性变化,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）,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,（横向）,族,（纵向）,主族,副族,零族,族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等元素,由短周期和长周期元素共同构成的族（AA）,仅由长周期构成的族（BB）,稀有气体元素,周期表,三短、三长、一不全，七主、七副、零八族,金属性最强,金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性。周期序数等于主族序数的元素具有两性.,Al(OH)3+3H+=Al3+3H2OAl(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O,Al2O3+6H+=2Al3+3H2OAl2O3+2OH-=2AlO2-+H2O,（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，非金属性逐渐，对应氢化物的稳定性逐渐；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐；碱性逐渐；（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，金属性逐渐，非金属性逐渐；对应氢化物的稳定性逐渐；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐；碱性逐渐；,原子结构和性质周期性变化,复习回忆,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,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,你知道吗?p18,原子核外电子排布的周期性,8,18,18,32,6s1,6s26p6,8,8,8,8,交流与讨论p19,8,8,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。,按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。,元素周期表的分区,1、划分区的依据是什么？2、s区、d区、ds区、p区分别有几个纵列那些族？3、每一个区里包含的元素有什么特点？,区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号,思考与探究,s,p,ds,d,f,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和0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BB族和族元素。,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12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，它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。,f区元素,元素的外围电子构型与其在周期表中的位置的关系,外围电子构型中无d电子的为元素，分布在区、区；若有d电子的则为过渡元素，包括族、族，分布在区、区最外层电子数3的元素在区,主族和0族,sp,副VIII,dds,P,A、A族,AA族和0族元素,BB族和族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d19ns12,(n1)d10ns12,各区元素特点,活泼金属（H除外）,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,小结,（n2）f014ns2,过渡元素,1、为什么s区、d区、ds区元素都是金属(除H外)？2、副族元素又称为过渡元素？3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？,思考：,副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。,2、为什么副族元素又称为过渡元素？,3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？,这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。,s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。,1、为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？,1.已知某元素的原子序数为50，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,2.已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？,由于是A族，4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，,电子排布式Kr4d105s25p4,属P区,课堂练习,C,D,3、按电子的排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于p区的A.FeB.MgC.PD.La,4、某元素原子价电子构型3d54s2，其应在A.第四周期A族B.第四周期B族C.第四周期A族D.第四周期B族,课堂练习,5.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。,第四周期，B族。,6.试确定32号元素在周期表中的位置。,第四周期，A族,7.判断处于第三周期，A族元素的价层电子结构、原子序数。,Ne3s23p2，第14号元素,课堂练习,课堂小结:,1、原子的电子排布与周期的划分,2、原子的电子排布与族的划分,主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数=价电子数,3、原子的电子构型和元素的分区,周期序数=能层数,5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。,一、原子结构与元素周期表,谢谢大家！,二、第一电离能的周期性变化,元素第一电离能,原子失去一个电子形成+1价阳离子所需能量。符号单位：,气态,气态,最低,I1,KJmol-1,一、概念,概念应用,1、已知M(g)-e-M+(g)时所需最低能量为738KJ，则M元素的I1=.,2、已知Na元素的I1=496KJmol-1,则Na(g)-e-Na+(g)时所需最低能量为.,738KJmol-1,496KJ,问题探究一,元素的第一电离能大小与原子失去电子能力有何关系？,第一电离能越小，越易失去电子，金属性越强第一电离能越大，越难失去电子，金属性越弱,问题探究二元素的第一电离能有什么变化规律呢？,同周期从左到右第一电离能有逐渐的趋势同主族从上到下第一电离能逐渐_,增大,减小,1.总体上金属元素第一电离能较小非金属元素第一电离能较大。,友情提示：比较金属元素、非金属元素及稀有气体元素最外层电子数多少入手,参考答案：金属元素最外层电子数较少，原子半径较大，较易失一个电子，因此第一电离能较小。非金属元素最外层电子数较多，原子半径较小，较难失一个电子，因此第一电离能较大。稀有气体最外层电子排布ns2np6，达稳定结构，难失电子，在同周期中第一电离能大。,为什么？,2、同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，为什么？,友情提示：从原子结构的变化来解释,参考答案：同周期元素从左到右，随核电荷数增大，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减小，第一电离能有逐渐增大的趋势。,3、同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小，为什么？,友情提示：从原子结构的变化来解释,参考答案：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小，原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。,4、同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，最大的是稀有气体元素。为什么？,参考答案：碱金属元素核外电子排布为ns1，同周期中（除稀有气体外）原子半径最大，易失去一个电子，形成稳定结构，因此第一电离能在同周期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6，已达稳定结构，难以失电子，因此第一电离能在同周期中最大。,友情提示：从他们的原子外围电子排布式和原子结构的特点思考。,5.仔细观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能变化趋势，发现镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫的大，这是为什么？,参考答案：铝的外围电子排布为3s23p1，而镁的外围电子排布为3s2，其3p轨道为全空，根据洪特规则特例，原子的能量较低，所以镁的第一电离能比铝大。同理，磷的3p轨道半充满，原子的能量较低，所以磷的第一电离能比硫大。,友情提示：第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子在能量相等后轨道上形成全空(p0d0f0)、半满(p3d5f7)和全满(p6d10f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。,规律与总结,总体上：金属元素第一电离能都，非金属元素和稀有气体元素的第一电离都。在同一周期中第一电离能最小的是元素最大的是元素,较小,碱金属,稀有气体,较大,3、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列KNaLiBCBeNHeNeArNaAlSP,LiNaK,NCBeB,HeNeAr,PSAlNa,课堂练习,拓展视野：,根据第一电离能定义，你能说出什么是第二电离能、第三电离能吗？讨论后回答。,从+1价气态离子中再失去一个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示同一种元素的逐级电离能大小关系：I1I2I3I4I5,问题探究三,观察分析下表电离能数据回答：为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子,从表中数据可知钠元素的第二电离能远大于第一电离能，因此钠容易失去第一个电子而不易失去第二个电子；即Na易形成Na+而不易形成Na2+。而Mg的第一第二电离能相差不大，第三电离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。,总结,元素金属性同周期左右减小同主族上下增强,元素第一电离能同周期左右增大趋势（两处反常）同主族上下减小,原子结构原子核吸引电子的能力原子形成稳定结构的趋势,三、元素的电负性（X）,鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念，并指出：电负性就是表示某元素原子在化合物分子中吸引电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出其它元素的电负性。,电负性：利用图、表、数据说明,同周期，从左到右，电负性增加；表明其吸引电子的能力逐渐增强。同主族，从上到下，电负性下降；表明其吸引电子的能力逐渐减弱。,元素电负性的变化规律：,电负性最大的元素；电负性最小的元素。,氟,铯,我们都知道，化合物中相邻原子都是通过化学键结合在一起的。一般情况下，非金属元素与金属元素以离子键结合形成离子化合物；元素之间以共价键结合形成共价化合物。成键原子之间是形成离子键还是共价键主要取决于。,【知识回忆】,活泼的,活泼的,非金属,成键原子吸引电子能力的差异,1.元素的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。,电负性及其应用,2.化学键型判别电负性相差较大（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（x1.7)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。,电负性及其应用,请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。NaFHClNOKClCH4共价化合物：离子化合物：,HClNOCH4,NaFKCl,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；,电负性及