化学：《元素性质的递变规律》课件（苏教版选修）

1、第二单元第二单元 元素性质的递变规律元素性质的递变规律一、学习目标一、学习目标1 1在必修化学的基础上，进一步理解元素周期律。在必修化学的基础上，进一步理解元素周期律。2 2理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本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。质是核外电子排布的周期性变化。3 3了解元素电离能、电负性的概念和随原子序数递了解元素电离能、电负性的概念和随原子序数递增的周期性变化的规律。增的周期性变化的规律。4 4了解电离能和电负性的简单应用。了解电离能和电负性的简单应用。二、课时建议二、课时建议原子核外电子排布的周期性原子核外电子排布的周期性 1 1课

2、时课时元素第一电离能的周期性变化元素第一电离能的周期性变化 2 2课时课时元素电负性的周期性变化元素电负性的周期性变化 2 2课时课时一、原子核外电子排布的周期性一、原子核外电子排布的周期性练习练习: :写出下列原子的写出下列原子的电子排布式电子排布式、轨轨道表示式道表示式、原子结构示意图原子结构示意图、原子实表原子实表示式示式、原子外围电子排布式原子外围电子排布式。H H He He C C N N Ne Ne Na Na ClClK K Sc Sc Cr Cr Fe Fe Cu Cu BrBr回顾回顾随着原子序数的递增随着原子序数的递增元素原子的核外电子排布元素原子的核外电子排布元素原子半

3、径元素原子半径元素主要化合价元素主要化合价呈现周期性变化呈现周期性变化还有：元素的第一电离能、电负性等均呈现还有：元素的第一电离能、电负性等均呈现周期性变化。周期性变化。核外电子排布原子半径原子半径原子的最外层电子排布原子的最外层电子排布元素化合价元素化合价主族主族AA AAAAAAAAAAAA原子核外价电原子核外价电子排布子排布最高正价最高正价最低负价最低负价化合价变化化合价变化金属性和非金属性和非金属性变化金属性变化原子半径变原子半径变化规律化规律n ns s2 2n ns s1 1n ns s2 2npnp1 1n ns s2 2npnp2 2n ns s2 2npnp3 3n ns s

4、2 2npnp4 4n ns s2 2npnp5 5+1+1 +2+2+3+3+4+4+5+5+6+6+7+7-4-4-3-3-2-2-1-1最高正价最高正价:+1+7;:+1+7;最低负价最低负价:-4-1:-4-1 金属性减弱非金属性增强金属性减弱非金属性增强 同周期从左到右半径逐渐减小同周期从左到右半径逐渐减小元素周期表元素周期表 元素周期律的具体表现形式元素周期律的具体表现形式编排原则：编排原则： 按原子序数的递增顺序从左到右排列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将电子层数相同的元素排列成一个横行( (周期）周期） 把最外层电子数相同的元素按电子层数把

5、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）递增的顺序从上到下排成纵行。（族）周周期期表表7 7个周期（三短、三长、一个周期（三短、三长、一不完全不完全) )7 7个主族：由短周期和长周期个主族：由短周期和长周期元素共同构成的族（元素共同构成的族（AAAA）7 7个副族：仅由长周期构成的族个副族：仅由长周期构成的族（BBBB）族（族（3 3个纵行）：个纵行）：FeFe、CoCo、NiNi等等9 9种元素种元素横的方面横的方面（7 7个横行）个横行）纵的方面纵的方面（1818个纵行）个纵行）零族：稀有气体元素零族：稀有气体元素Na11钠钠H1氢氢He2氦氦Li3锂锂Be4

6、铍铍B5硼硼C6碳碳N7氮氮O8氧氧F9氟氟Ne10氖氖Mg12镁镁Al13铝铝Si14硅硅P15磷磷S16硫硫Cl17氯氯Ar18氩氩K19钾钾Ca20钙钙1234Ga31镓镓Ge32锗锗As33砷砷Se34硒硒Br35溴溴Kr36氪氪周期周期元素元素数目数目外围电子排布外围电子排布 最多可容纳的最多可容纳的外围电子数外围电子数AA族族0 0族族121s11s22234568 83s3s1 13s3s2 23p3p6 618184s4s1 14s4s2 24p4p6 618185s5s1 15s5s2 25p5p6 632326s6s1 16s6s2 26p6p6 68 82s2s1 12s

7、2s2 22p2p6 68 88 88 88 88 8 随着原子序数的增加，元素原子的外围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：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电子排布重复出现从nsns1 1到到nsns2 2npnp6 6的周期性变的周期性变化。化。 最后最后1 1个电子填充在个电子填充在n ns s轨道上，价电子轨道上，价电子的构型是的构型是n ns s1 1或或n ns s2 2，位于周期表的，位于周期表的左左侧，包侧，包括括AA和和AA族，它们都是族，它们都是活泼金属活泼金属，容易，

8、容易失失去去电子形成电子形成+1+1 或或+2+2价离子。价离子。 s s区元素区元素 s s区和区和p p区的共同特点是：区的共同特点是：最后最后1 1个电子个电子都排布在都排布在最外层最外层，最外层电子的总数最外层电子的总数等于等于该元素的该元素的族序族序数。数。s s区和区和p p区就是按族划分区就是按族划分的周期表中的的周期表中的主主族。族。 最后最后1 1个电子填充在个电子填充在n np p轨道上，价层电轨道上，价层电子构型是子构型是n ns s2 2n np p1 16 6，位于周期表，位于周期表右右侧，包侧，包括括AAAA族元素。大部分为族元素。大部分为非金属非金属。0 0族族稀

9、有气体也属于稀有气体也属于p p区。区。p p区元素区元素 它们的价层电子构型是它们的价层电子构型是( (n n1)d1)d1 19 9n ns s1 12 2，最后最后1 1个电子基本都是填充在倒数第二层个电子基本都是填充在倒数第二层( (n n1)d1)d轨道上的元素，位于长周期的轨道上的元素，位于长周期的中中部。部。这些元素都是这些元素都是金属金属，常有，常有可变化合价可变化合价，称为，称为过渡元素过渡元素。它包括。它包括BB族元素。族元素。 d d区元素区元素 价层电子构型是价层电子构型是( (n n1)d1)d1010n ns s1 12 2，即，即次外层次外层d d轨道是轨道是充满

10、充满的，的，最外层轨道最外层轨道上有上有1 12 2个电子。它们既不同于个电子。它们既不同于s s区，也不同区，也不同于于d d区，故称为区，故称为dsds区，它包括区，它包括BB和和BB族，族，处于周期表处于周期表d d区和区和p p区之间区之间。它们都是。它们都是金属金属，也属也属过渡元素过渡元素。 dsds区元素区元素 最后最后1 1个电子填充在个电子填充在f f轨道上，价电子构轨道上，价电子构型是：型是：（n n2 2）f f 0 01414n ns s2 2, ,或或( (n n 2)f 2)f 0 01414( (n n1)d 1)d 0 02 2n ns s2 2，它包括，它包括

11、镧系和锕系镧系和锕系元素元素（各有（各有1414种元素）。种元素）。f f区元素区元素包括元素包括元素价电子排布价电子排布化学性质化学性质s s区区p p区区d d区区dsds区区f f区区AA、AA族族AAAA族族BB族族BB、BB族族镧系和锕系镧系和锕系n ns s1 1、n ns s2 2n ns s2 2n np p1 16 6( (n n1)d1)d1 19 9n ns s1 12 2( (n n1)d1)d1010n ns s1 12 2（n n2 2）f f 0 01414n ns s2 2各区元素特点各区元素特点活泼金属活泼金属大多为非金属大多为非金属过渡元素过渡元素过渡元素过

12、渡元素小结小结 已知某元素的原子序数为已知某元素的原子序数为2525，试写出该元素原子的电子，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。表中所属周期、族和区。课堂练习课堂练习He2氦氦B5硼硼C6碳碳N7氮氮O8氧氧F9氟氟Ne10氖氖Al13铝铝Si14硅硅P15磷磷S16硫硫Cl17氯氯Ar18氩氩IIIAIVAVAVIAVIIA0Na11钠钠H1氢氢Li3锂锂Be4铍铍Mg12镁镁K19钾钾Ca20钙钙IAIIA1234Sc21 钪钪Ti22钛钛V23钒钒Cr24铬铬Mn25锰锰Fe26铁铁Co27钴钴Ni28镍镍Cu29铜铜Zn30

13、锌锌IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIBA：主族：主族B：副族：副族Ga31镓镓Ge32锗锗As33砷砷Se34硒硒Br35溴溴Kr36氪氪元素周期表的结构元素周期表的结构周期周期短周期短周期长周期长周期第第1周期：周期：2 种元素种元素第第2周期：周期：8 种元素种元素第第3周期：周期：8 种元素种元素第第4周期：周期：18 种元素种元素第第5周期：周期：18 种元素种元素第第6周期：周期：32 种元素种元素不完全周期不完全周期第第7周期：周期：26种元素种元素镧镧57La 镥镥71Lu 共共15 种元素称镧系元素种元素称镧系元素锕锕89Ac 铹铹103Lr 共共15 种元素称

14、锕系元素种元素称锕系元素周期序数周期序数 = = 电子层数电子层数 （横向）（横向）非非 金金 属属 性性 递递 增增非非金金属属性性递递增增非金属性最强非金属性最强金金 属属 性性 递递 增增金金 属属 性性 递递 增增二、元素第一电离能的周期性变化二、元素第一电离能的周期性变化1 1。电离能。电离能 气态原子失去气态原子失去一个一个电子电子形成形成+1价气态阳离子价气态阳离子所需的所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号符号I1表示表示，失去第二个电子所需要的能量叫做，失去第二个电子所需要的能量叫做第二电离能第二电离能用用I2表示表示 M（g，基态

15、），基态）M+（g）+ eI1 M+（g，基态），基态）M2+（g）+ eI2 电离能反映了原子失去电子倾向的大小。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。电离能越大，越难失去电子。交流讨论：交流讨论：根据下图元素第一电离能曲线图，总结根据下图元素第一电离能曲线图，总结电离能的变化规律。电离能的变化规律。NPBeMgZnAs 5 10 15 20 25 30 35 原子序数原子序数I1 136号元素的第一电离能号元素的第一电离能2 2。第一。第一电离能的变化规律：电离能的变化规律： 同周期，主族元素从左到右，同周期，主族元素从左到右，电离能呈逐渐增电离能呈逐渐增大的趋势；

16、大的趋势； 同同主主族，主族元素从上到下，族，主族元素从上到下，电离能电离能逐渐减小逐渐减小； 特殊：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：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能量相等的轨道上形成全空(p(p0 0、d d0 0、f f0 0) )、半满半满(p(p3 3、d d5 5、f f7 7) )和全满和全满(p(p6 6、d d1010、f f1414) )结结构时，原子的能量较低，该元素具有较大构

17、时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。的第一电离能。解释下列电离能的反常现象：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及各级电离能的应用表表2-6 2-6 钠和镁的第一、二、三电离能钠和镁的第一、二、三电离能元素元素I1/kJmol1I2/kJmol1I3/kJmol1Na49645626912Mg73814517733 分析表中数据，请试着解释：为什么钠易形分析表中数据，请试着解释：为什么钠易形成成NaNa，而不易形成，而不易形成NaNa2 2，镁易形成，镁易形成Mg

18、Mg2 2，而不，而不易形成易形成MgMg3 3? ?5。同一周期的元素中，稀有气体元素。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，这是为什么一电离能最小，这是为什么?6 6。电离能及应用。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电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。布的实验验证。第一电离能的周期性变化是原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子核外电子排布周期性变化的必然结果。然结果。元素的第一电离能越小表示它元素的第一电离能越小表示它越容易失去电子，即该元素的金越

19、容易失去电子，即该元素的金属性越强。属性越强。第一个稀有气体化合物的发现第一个稀有气体化合物的发现 19621962年英国化学家巴特列年英国化学家巴特列(N(NBartlett)Bartlett)在研究铂和在研究铂和氟的反应时，发现生成了一种深红色固体。经氟的反应时，发现生成了一种深红色固体。经X X射线分析射线分析和其他实验证明，此化合物由阳离子和其他实验证明，此化合物由阳离子O O2 2和阴离子和阴离子PtFPtF6 6结合而成，化学式为结合而成，化学式为O O2 2PtFPtF6 6 。由此，巴特列联想到氧分。由此，巴特列联想到氧分子的第一电离能子的第一电离能(0(02 2 O O2 2

20、e e) )为为l 175.5 kJl 175.5 kJ mol mol1 1，与氙与氙(Xe)(Xe)的第一电离能的第一电离能1 170 kJ1 170 kJ mol mol1 1非常接近，这表非常接近，这表明氙也可能被明氙也可能被PtFPtF6 6 氧化发生类似的化学反应。于是他仿氧化发生类似的化学反应。于是他仿照合成照合成O O2 2PtFPtF6 6 的方法，使氙和六氟化铂蒸气在室温下直的方法，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接反应，立即生成了橙黄色固体，实验分析其化学式为XePtFXePtF6 6。这就是首次合成的第一个稀有气体的化合物，。

21、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。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三、元素电负性的周期性变化1 1。电负性的电负性的概念（概念（X X） 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林美国化学家鲍林(LPauling)于于1932年首先提出了年首先提出了用用电负性电负性(electronegativity)来来衡量元素在化合物衡量元素在化合物中吸引电子的能力中吸引电子的能力。他。他指定氟的电负性为指定

22、氟的电负性为4.0，并，并以此为标准确定其他元素的电负性。以此为标准确定其他元素的电负性。电负性逐渐电负性逐渐 。增增 大大电负性有电负性有 的趋势的趋势减小减小电负性最大电负性最大电负性最小电负性最小 同一周期，从同一周期，从左左到到右右，元素电负性逐渐元素电负性逐渐 。 同一主族，从同一主族，从上上到到下下，元素电负性呈现元素电负性呈现 趋势。趋势。增增 大大减减 小小2 2。电负性的电负性的递变规律递变规律反映了原子间的成键能力和成键类型。反映了原子间的成键能力和成键类型。 一般认为，电负性一般认为，电负性 1.81.8的元素为非金的元素为非金属元素，电负性属元素，电负性 1.81.8的

23、元素为金属元素。的元素为金属元素。小于小于大于大于3 3。电负性的电负性的意义意义 一般认为，如果两个成键元素间一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于的电负性差值大于1.71.7，他们之间通常，他们之间通常形成形成 键；如果两个成键元素间键；如果两个成键元素间的电负性差值小于的电负性差值小于1.71.7，他们之间通常，他们之间通常形成形成 键。键。规律与总结规律与总结离离 子子共共 价价概念应用概念应用 请查阅下列化合物中元素的电负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，性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物哪些是共价化合物NaF HCl NO MgO KC

24、l CHNaF HCl NO MgO KCl CH4 4离子化合物：离子化合物： 。共价化合物：共价化合物： 。NaFNaF、 MgOMgO、 KClKClHClHCl、 NONO、 CHCH4 4规律与总结规律与总结 电负性小的元素在化合物中吸电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力引电子的能力 ，元素的化合，元素的化合价为价为 值；电负性大的元素在化值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力合物中吸引电子的能力 ，元，元素的化合价为素的化合价为 值。值。弱弱正正强强负负概念应用概念应用 请查阅下列化合物中元素的电负性值，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指出化合物中为

25、正值的元素 NaH ICl NFNaH ICl NF3 3 SO SO2 2 H H2 2S CHS CH4 4 NHNH3 3 HBrHBr小结：小结：1 1。电负性的电负性的概念（概念（X X）2 2。电负性的电负性的递变规律递变规律（1）元素非金属性的判别）元素非金属性的判别 一般来说金属元素的电负性在一般来说金属元素的电负性在1.8以下以下,非金属元素的非金属元素的电负性在电负性在1.8以上以上,利用电负性这一概念利用电负性这一概念,结合其它键参数可结合其它键参数可以判断不同元素的原子以判断不同元素的原子(或离子或离子)之间相互结合形成化合键之间相互结合形成化合键的类型。的类型。（2）

26、化学键型判别）化学键型判别 电负性相差较大（电负性相差较大（x1.7)x1.7)的两种元素的原子结合的两种元素的原子结合形成化合物，形成化合物， 通常形成离子键。通常形成离子键。电负性相差较小（电负性相差较小（x x1.7)1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，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。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）判断分子中元素的正负化合价： X 大者，大者，化合价化合价为负；为负； X 小者，小者， 化合价化合价 为正；为正； X = 0， 化合价化合价 为零为零。3 3。电负性的电负性的应用应用位、构、性三者关系位、构、性三者关系原子结构原子结构元素性质元素性质元素在表中位置元素在表中位置决定决定反映反映决定决定反映反映反映反映决定决定 元素周期律是人们在对原子结构和元素性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