原子结构与元素的性质第2课时元素周期律deng.ppt

1、第一章原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 （第二课时） 元素周期律,（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,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,

2、增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,3）同周期元素的主要化合价： 最高正价：+1递增到+7。（氟、氧例外） 负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。,最高正价+|负价|=8,原子结构和性质周期性变化,一.元素周期律,元素的性质随着原子序数（核电荷数）的递增发生周期性的递变，称为元素周期律。,性质包括,核外电子排布,元素的化合价,元素的金属性和非金属性,原子半径,电离能,电负性,1、原子半径,2）递变规律：,从左到右，逐渐减小 从上到下，逐渐增大,原子半径的大小取决于_、_ 两个因素；电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原子半径_ ；核电荷数越大，核对电子的引力越大，将使原子半

3、径_,能层数,核电荷数,增大,缩小,P17学与问,同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其主要原因是由于核电荷数的增加使核对最外层电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使得原子半径增大。,课堂练习1： 比较下列微粒的半径的大小： （1）Ca AI (2) Na+ Na (3) Cl- Cl (4)K+ Ca2+ S2- CI-,S2-CI-K+Ca2+,课堂练习2： 具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C 下列分析正确的是（ ） A.原子序数关系：C

4、BA B.微粒半径关系： Bn- An+ C. C微粒是稀有气体元素的原子. D. 原子半径关系是：ABC,BC,2、电离能,(1）第一电离能：,概念: 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.,类推：从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的最低能量叫做第二电离能。符号2,思考与探究：,观察下图，总结第一电离能的变化规律。,（2）元素第一电离能的变化规律：,(1)同周期： a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；,(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减小。,第A元素和第A元素的反常现象如何解释？,b.第A元素 A的元素；第A元素 A

5、元素,A是半充满。 A是全充满结构.,（3）影响电离能大小的因素,原子核电荷（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。 原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。 电子层结构稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大, A元素和第A元素的反常。, 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。,（4）电离能的应用, 用来判断原子失去电子的数目和形成的阳离子所带的电荷（元素的化合价）,1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什

6、么关系？,化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元素显1价，镁元素显2价，铝元素显3价？元素化合价与原子结构有什么关系？,碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。,学与问,交流与讨论,2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？,因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。,方法 ：看逐级电离能的突变。,学与问,3.电负性,1）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。,

7、2）电负性大小的标准：,3）电负性的变化规律：,同周期：左右，增大 同主族：上下，减小,F：4.0,元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性是一个相对数值,为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它元素的电负性。,电负性递变规律,4）电负性的应用：,判断元素的金属性和非金属性的强弱,一般：非金属1.8 金属1.8 类金属（准金属）1.8,例：NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价,判断化合物中元素化合价的正负,判断

8、化学键的类型,一般：离子键 :成键元素原子的电负性差1.7， 共价键 :成键元素原子的电负性差1.7,例：H：2.1，Cl：3.0 3.0-2.1=0.9 HCl为共价化合物,科学探究,如何利用电负性理论，结合我们所学的元素化合物知识，理解这三对元素的”对角线”规则？,1.0,1.5,2.0,1.2,1.5,1.8,性质事实：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。,元素周期律的实质： 元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。,随着核电荷数的递增，元素的性质（核外电子排布、原子半径 、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等）发生周期性的递变。,元素周期律的内容包括：,小 结,1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 2、f区都是副族元素，s区和p区（除0族外）的都是主