（学习方略）高中化学 2.2 元素性质的递变规律 苏教选修3

第二单元元素性质的递变规律整理ppt1.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、电负性的概念和电离能、电负性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。整理ppt一、核外电子排布的周期性变化同主族元素的外围电子排布有什么共同点？同一周期元素的原子核外电子排布有什么规律？整理ppt1.主族元素核外电子排布和元素性质的周期性变化

主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA外围电子排布式ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5最高正化合价+1+2+3+4+5+6+7最低负化合价-4-3-2-1整理ppt性质递变规律化合价同主族最高正价相同，且等于主族序数同周期最高正价逐渐升高，从+1递增到+7金属性非金属性同主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱同周期

从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强原子半径同主族从上到下，原子半径逐渐增大同周期从左到右，原子半径逐渐减小整理ppt2.1～6周期元素的外围电子排布

整理ppt二、元素第一电离能的周期性变化1.什么是电离能？随着原子序数的递增，元素的第一电离能有什么变化规律？2.电离能有哪些方面的应用？1.概念元素的_____原子失去_________形成+1价___________所需的_____能量。2.含义衡量元素的气态原子失去一个电子的_________，第一电离能数值越___，原子越容易失去一个电子，第一电离能数值越___，原子越难失去一个电子。气态一个电子气态阳离子最低难易程度小大整理ppt3.变化规律整理ppt三、元素电负性的周期性变化1.电负性与元素的金属性和非金属性有什么关系？2.应用电负性能判断元素的哪些性质？定义用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的物理量衡量标准F—4.0递变规律同周期自左到右，元素原子的电负性逐渐变大同主族自上到下，元素原子的电负性逐渐变小整理ppt

应用判断大多数金属和非金属电负性非金属金属判断化学键的类型两元素电负性之差主要形成离子键主要形成共价键>1.8<1.8>1.7<1.7整理ppt1.元素的外围电子就是其最外层电子。()分析：不正确。外围电子又叫价电子，指的是可参与成键的电子。主族元素的外围电子就是最外层电子，但过渡元素的外围电子不仅包括最外层电子，有的还包括部分次外层电子，甚至部分倒数第三层电子。2.主族元素的最高正价都等于主族序数。()分析：氟元素没有正化合价，此规律不适用于所有主族元素。××整理ppt3.周期表中电负性最大的元素在元素周期表的右上角。()分析：同周期中从左到右，电负性逐渐增强，同主族从上到下，电负性逐渐减弱，由此可见，电负性最大的元素在元素周期表的右上角。4.M(g)M2＋(g)＋2e-所需能量是第一电离能。()分析：由第一电离能概念知M(g)M＋(g)＋e-，所需能量为第一电离能，而不是失去2个e-所需要的能量。

√×整理ppt一、原子核外电子排布和元素周期表1.族的划分和元素的外围电子排布

整理ppt2.周期表中元素和核外电子排布的递变

整理ppt3.元素周期表的分区和核外电子排布(1)分区。整理ppt(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点。

分区元素分布外围电子排布元素性质特点S区ⅠA、ⅡA族ns1～2除氢外都是活泼金属元素P区ⅢA族～ⅦA族、0族

ns2np1～6(He除外)最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)整理ppt

分区元素分布外围电子分布元素性质特点d区ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(镧系、锕系除外)(n-1)d1～9ns1～2(Pd除外)d轨道也不同程度地参与化学键的形成ds区ⅠB族、ⅡB族(n-1)d10ns1～2金属元素f区镧系、锕系(n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2

镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近

整理ppt【特别提醒】(1)由元素的电子排布式、外围电子排布式、轨道表示式均可以推测出该元素在周期表中所在的周期和族；(2)由主族元素在周期表中的位置可以推断元素原子核外的电子层数以及最外层电子数；(3)如果取消族序数，按由左至右的顺序将元素周期表标为18列，那么，ⅠA、ⅡA族分别为第1、2列，ⅢA～ⅦA族分别对应13～17列，ⅠB、ⅡB族分别对应第11、12列，ⅢB～ⅦB分别对应第3～7列，Ⅷ族对应第8、9、10列，0族对应第18列。巧合的是，13～17列元素所在列的个位数与元素的主族序数相一致。整理ppt【典例1】A、B、C、D、E代表五种元素，请填空：(1)A元素基态原子的最外层有３个未成对电子，次外层有两个电子，Ａ元素的轨道表示式是_________。(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为_________，C的元素符号为___________。(3)D元素的正三价离子的3d轨道为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的外围电子排布式为_________。整理ppt(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，其基态原子的电子排布式为________，在周期表中的位置是__________。【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：(1)抓住电子排布的特点，熟练掌握原子核外电子排布的表示方法。(2)可以根据原子序数和核外电子排布来确定元素在周期表中的位置。整理ppt【解析】(1)由A元素基态原子的次外层有两个电子，说明次外层是K层，则共有2层，最外层有3个未成对电子，所以最外层电子排布为2s22p3，核电荷数是7，为氮元素。(2)氩是18号元素，故B为17号元素Cl，C为19号元素K。(3)D元素的正三价离子的3d轨道为半充满，则D元素的正三价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，电子总数为23，故D原子的电子总数为26，因此D是铁元素，符号为Fe，基态原子的外围电子排布式为3d64s2。整理ppt(4)E元素核外电子数为2+8+18+1=29，故E是铜元素，符号为Cu，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，位于第4周期ⅠB族。答案：(1)(2)ClK(3)Fe3d64s2(4)1s22s22p63s23p63d104s1第4周期ⅠB族整理ppt【方法技巧】元素位置和结构的互推方法1.原子结构和元素在周期表中的位置的互推(1)电子层数=周期数。(2)主族元素的最外层电子数=族序数。(3)主族元素的最高正价(O、F除外)=族序数=8-|最低负价|。2.依据元素的原子序数推断元素在周期表中的位置依据核外每个电子层最多排布电子规律、每个周期元素种数，推出稀有气体的原子序数，结合周期表中各纵行的排列规律，确定未知元素所在的周期及族。整理ppt【变式训练】某元素位于周期表中第4周期ⅤA族，则该元素的名称和外围电子排布式均正确的是()A.砷，4s24p3B.溴，4s24p5C.磷，4s24p3D.锑，5s25p3【解析】选A。由于该元素为主族元素，外围电子数=主族序数，故外围电子数为5，排除B项，又因周期数=电子层数，排除D，由元素在周期表中的位置可知：元素的外围电子排布式为：4s24p3，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，为33号元素砷，故A项正确。整理ppt二、电离能的规律及其应用1.第一电离能(1)同周期元素,自左至右,第一电离能总体上呈现出从小到大的变化趋势,表示元素原子越来越难失去电子。(2)同主族元素,自上而下,第一电离能逐渐减小,表示元素原子越来越易失去电子。(3)过渡元素的第一电离能变化不太规则,随原子序数的递增从左至右略有增加。整理ppt2.电离能的应用(1)确定元素核外电子的排布。(2)确定元素在化合物中的化合价。(3)判断元素的金属性、非金属性强弱。【特别提醒】(1)第一电离能与元素的金属性有区别。第一电离能指的是气态原子失去电子需要的能量高低，但是金属性一般指的是金属元素的原子在溶液中的失电子能力。整理ppt(2)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ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al、Ga的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，为全充满较稳定状态，而ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。整理ppt【典例2】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。整理ppt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)。①E(砷)>E(硒)②E(砷)<E(硒)③E(溴)>E(硒)④E(溴)<E(硒)整理ppt(3)估计1mol气态钙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___________。【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：(1)电离能表示原子失电子能力强弱。(2)电离能的大小与原子核外电子排布有密切的关系。【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。整理ppt(2)从第2、3周期可以看出，第ⅢA和ⅥA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。整理ppt答案：(1)随着原子序数增大，E值变小周期性(2)①③(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电子稳定结构整理ppt【延伸探究】(1)图中所给的主族元素中E值最大的元素是什么？提示：主族元素中第一电离能最大的为F。(2)若Na的第二、第三电离能为：4562kJ·mol-1、6912kJ·mol-1，则Na的常见化合价是多少？提示：Na的前三级电离能分别为496kJ·mol-1、4562kJ·mol-1、6912kJ·mol-1，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。整理ppt【误区警示】利用第一电离能的变化解决问题时的注意事项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。整理ppt【变式备选】根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol-1)，回答各题整理ppt(1)在周期表中，最可能处于同一族的是()A.Q和RB.S和TC.T和UD.R和U(2)它们的氯化物的化学式，最可能正确的是()A.RClB.SCl3C.TCl2D.UCl4(3)S元素最可能是()A.s区元素B.p区元素C.d区元素D.ds区元素(4)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是()A.硼B.铍C.锂D.氦整理ppt【解析】从图可以看出：Q元素第一电离能大，第二、三电离能也较大，但相差不大，应具有稳定结构；R元素第一电离能较小，而第二、三电离能较大，相差不大，可能为+1价；S元素第一、二电离能相差不大，可能为+2价；T元素第一、二、三电离能相差不大，而与第四电离能相差较大，最外层可能有3个电子；U元素第一电离能较小，而第二、三电离能较大，且第二、三电能离相差不大，单电子活泼。R和U都在I1到I2处发生突变，所以两者的主要化合价都为+1价，为同一主族元素。答案：(1)D(2)A(3)A(4)D整理ppt三、电负性的规律及其应用1.判断元素的金属性和非金属性及其强弱(1)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)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，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1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。整理ppt2.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(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。整理ppt【特别提醒】(1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱。(2)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。(3)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。

整理ppt【典例3】已知元素的某种性质“x”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的x的数值：整理ppt试结合元素周期律知识完成下列问题：(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的x差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断MgF2中的化学键类型是_______。(2)根据上表给出的数据，