[高考]10月24日元素性质.ppt

1、第一个专题原子结构与元素的性质,第二单元 元素性质的递变规律,（一）原子核外电子排布的周期性,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,主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化,1、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,【结论】,2、同一主族元素的原子外围电子排布相同，不同的只是电子层数。,稀有气体元素、非金属元素、过渡金属元素（副族和族元素）原

2、子的外围电子排布有什么特点？,【交流与讨论】,第四周期过渡元素核外电子排布,最后1个电子填充在 轨道上，价电子的构成是 或 ，位于周期表的 侧，包括 和 族，它们都是 ，容易失去电子形成 或 价离子。,s区元素,ns,ns1,ns2,左,IA,A,活泼金属,+1,+2,最后1个电子填充在 轨道上，价电子构型是 ，位于周期表 侧， 包 括 族元素。大部分为 元素。,p区元素,np,ns2np16,右,AA、零族,非金属,s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排在 ，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的 。除零族外，s区和p区的元素都是主族元素。,最外层,族序数,它们的价层电子构型是 ，最后1个

3、电子基本都是填充在 轨道上，位于长周期的中部。这些元素都是 ，常有可变化合价，为过渡元素。它包 括 族元素。,d区元素,(n1)d19ns2,(n1)d,金属,B,价层电子构型是 ，即次外层d轨道是 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，称为ds区，它包括 族，处于周期表d区和p区之间。它们都是 ，也属过渡元素。,ds区元素,(n1)d10ns12,充满,B和B,金属,最后1个电子填充在f轨道上,价电子构型是:(n2）f 014ns2,或 (n 2)f 014、(n1)d 02ns2，它包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。,f区元素,划分区的依据是什么？ s区、d区、

4、ds区、p区分别有几个纵列？,【想一想】,依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。,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？,价电子排布为5s25p4，,电子排布式 Kr4d105s25p4,属p区,课堂练习,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,电子排布式 Ar3d54s2,第四周期B族,d区,（二）元素第一电离能的周期性变化,一、元素第一电离能,原子失去一个电子形成1 价_阳离子所需的 能量叫做元素的第一电离能。符号为 .单位是 .,

5、I1,kJ/mol,气态,气态,最低,M(g)eM+(g)时所需的最低能量 为738kJ。则M元素的I1=,738kJmol-1,496kJ,钠元素的I1=496kJ/mol。则Na（g）eNa（g）时所需的最小能量为,第一电离能越小，原子越_ 失去电子，金属性越 ；第一电离能越大，原子越 失去电子，金属性越 。,元素第一电离能大小与原子失电子能力有何关系？,容易,难,强,弱,元素周期表中同周期元素从左到右，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,金属元素的第一电离能都 ，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都 。在同一周期中第一电离能最小的是_ 元素，最大的

6、是_元素。,碱金属,稀有气体,较大,较小,判断下列元素间的第一电离能的大小： Na K N P F Ne Cl S Mg Al O N,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半满、全满结构时，原子能量较低，该元素具有较大的第一电离能。,将下列元素按第一电离能由 大到小的顺序排列： K Na Li B C Be N He Ne Ar Na Al S P,LiNa K,NCBeB,HeNeAr,PSAlNa,气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的最低能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次

7、类推，可得到I3、I4、I5,同一种元素的逐级电离能的大小关系,I1I2I3I4I5,观察分析下表电离能数据回答问题：,为什么钠元素易形成Na ，而不易形成Na 2；镁元素易形成Mg2，而不易形成Mg3？,从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因此Na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 。镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2，而不易形成Mg3。,每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素 铝的第一电离能大于钾的第一电离能 已知在20

8、1molNa失去1mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol,错,错,对,错,（三）元素电负性的周期性变化,电负性是用来衡量元素在化合物中 _ 的能力的物理量。指定氟的电负性为 ，并以此为标准确定其他元素的电负性。,一、电负性的概念：,吸引电子,4.0,增大,减小,同一周期从左到右，主族元素电负性逐渐_ ，表明其吸引电子的能力逐渐_ 。同一主族从上到下，元素电负性呈现 _ 趋势，表明其吸引电子的能力逐渐_ 。,二、电负性的递变规律：,增大,减小,增大,减小,三、电负性的意义,1.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

9、的元素为金属元素。,小于,大于,2.一般认为，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。,离子,共价,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 NaF HCl NO MgO KCl CH4 离子化合物： 共价化合物：,NaF、 MgO、 KCl,HCl、 NO、 CH4,3.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,请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物中为正价的元素

10、NaH ICl NF3 SO2 H2S CH4 NH3 HBr,1、下列各组元素按电负性由大到小顺序排列的是( ) A. F N O B. O Cl F C. As P H D. Cl S As,D,2、下列哪个系列的排列顺序正好是电负性减小的顺序( ) A. K Na Li B. O Cl H C. As P H D. 三者都是,B,巩固练习,4、下列不是元素电负性的应用的是( ) A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度,D,3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( ) A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配

11、位键,B,差值若为零时呢?,5、已知四种元素的电子排布式为： A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5 D.ns2np6 则他们的第一电离能按从大到小的顺序为 ，电负性的大小顺序为 。(D不做比较),DCAB,CBA,6、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 ； 电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 ；电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。(不考虑放射形元素!),Na,Ar,Cl,Na,Cs,He,Cs,F,7、A、B、C、D四

12、种元素，已知A元素是自然界中含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素，D元素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 (2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的 化学式。,O,Ca,Na,Cl,CaO Na2O Na2O2 CaCl2 NaCl,A、A族,AA族及0族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16（He除外）,(n1)d19ns12,(n1)d10ns12,（n2）f 014ns2,各区元素特点,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,

13、小结,2、主族元素： 族序数=原子的最外层电子数=价电子数 大多数族序数=（n-1)d+ns的电 子数=价电子数,【规律总结】,1、周期数=电子层数,B、B族序数=原子的最外层电子数,副族元素：,一、说出下列元素在周期表中的位置 3d84s2 5d56s2 5d16s2 4f76s2 二、写出下列原子的电子排布式并说出它在周期表中的位置。 24Cr 26Fe 29Cu 30Zn 34Se,Ar3d54s1,Ar3d64s2,Ar3d104s1,Ar3d104s2,Ar3d104s24p4,1、下列叙述中正确的是 （ ） A、同周期元素中，VIIA 族元素的原子半径最大 B、VIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 C、室温时，零族元素的单质都是气体 D、同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大