第二单元元素性质的递变规律.ppt

1、第二单元 元素性质的递变规律,第一电离能 元素电负性,元素周期律,原子半径 的周期性变化 大 小 主要化合价 +1 +7；-4 -1 金属性 、非金属性 原子核外电子排布的周期性变化规律,元素周期律有助于人们发现和认识新的物质、新的反应,1962年英国化学家巴特列研究铂和氟的反应时，获得了一种深红色固体O2PtF6，通过比较联想到O2+与Xe的第一电离能非常接近，推测氙（Xe）也能被PtF6氧化，成功地合成了第一种稀有气体化合物XePtF6，打破了化学界中持续60年之久的“稀有气体对化学反应完全惰性”的神话。为人类开拓稀有气体化学作出了历史性的贡献。21世纪，超过100种氙的化合物已经被制造出

2、来。,元素第一电离能的周期性变化,一、什么是第一电离能？ 1.定义： 气态原子失去一个电子形成1价气态阳离子所需的最低能量。,元素第一电离能的周期性变化,如：钠元素的I1=496kJ/mol 指1mol气态钠原子发生Na（g）e Na（g）过程时所需的最小能量为496kJ。,元素第一电离能的周期性变化,元素第一电离能大小与气态原子失电子能力有何关系？,I1 越 小 , 原子越 易 失去第一个电子 I1 越 大 , 原子越 难 失去第一个电子,元素第一电离能有什么变化规律？,同主族：I1逐渐减小。,同周期：I1逐渐增大？,同周期：I1逐渐增大？,的趋势,元素第一电离能的周期性变化,在第二周期中B

3、e和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于它们相邻的元素的第一电离能。,提示：请同学们先写出Be、B、N、O、Mg、Al、P、S的电子排布式，并作比较。,Be：1s2 2s22p0 （B：1s2 2s22p1） N：1s2 2s22p3 (O：1s2 2s22p4) Mg：1s2 2s22p6 3s23p0 (Al：1s2 2s22p6 3s23p1) P：1s2 2s22p6 3s23p3 (S：1s2 2s22p6 3s23p4),元素第一电离能的周期性变化,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）或半充满（p3、d5、f7）或全充满（p6、d10、f14）结构

4、时原子处于能量较低状态（洪特规则特例），所以失电子所需能量较大，I1较大。,Be：1s2 2s22p0 （B：1s2 2s22p1） N：1s2 2s22p3 (O：1s2 2s22p4) Mg：1s2 2s22p6 3s23p0 (Al：1s2 2s22p6 3s23p1) P：1s2 2s22p6 3s23p3 (S：1s2 2s22p6 3s23p4),元素第一电离能的周期性变化,同一周期从左到右，元素的I1呈逐渐增大趋势； 同一主族从上到下，元素 I1 逐渐减小。,2. 元素第一电离能随着元素核电荷数的递增呈现周期性变化。,元素第一电离能的周期性变化,拓展： 你能说出什么是第二电离能、

5、第三电离能.吗？讨论后回答。,第二电离能：是指1价气态离子失去一个电子形成2价气态离子所需的最低能量称该元素的第二电离能。用I2表示。类似用I3、I4.表示元素的第三、四.电离能等。,3.第二电离能,交流与讨论1,观察分析下表电离能数据回答问题：,解释为什么钠元素易形成Na，而不易形成Na2；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。,交流与

6、讨论1,观察分析下表电离能数据回答问题：,为什么钠元素的I2远大于I1，而镁元素的I3远大于I1、I2？用所学的原子结构或离子结构知识解释。,Na： 1s22s22p63s1 Mg：1s22s22p63s2 钠离子和镁离子的电子排布式均为：1s22s22p6 他们的p轨道为全充满，结构稳定。如果它们再要失去电子，所需的能量就很大。,巩固练习1,请将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列： （1） K Na Li （2） B C Be N; （3） He Ne Ar （4）Na Al S P,（1） Li Na K,（2） N C Be B,（3） He Ne Ar,（4） P S Al Na,

7、电离能是描述气态原子失电子难易的一个指标，那有没有描述原子吸引电子能力强弱的指标呢？,被誉为20世纪最有影响的化学家鲍林(Pauling），1932年在他的著作化学键的本质中，将电负性定义为“分子中的原子将电子吸引向自身的能力”，并用热化学方法首次建立了电负性的定量标度，为20世纪电负性的研究和应用奠定了良好的基础。 鲍林（Pauling）指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其它元素的电负性。,元素电负性的周期性变化,二、电负性 1.概念： 为了衡量元素在化合物中 的能力。指定氟的电负性为 ，并以此为标准确定其他元素的电负性。,吸引电子,4.0,增 大,减小的趋势,元素电负性的周期性变化,

8、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 。,增 大,减 小,增 强,减 弱,2.电负性递变规律,元素电负性的周期性变化,3.电负性的意义 （1）衡量元素金属性、非金属性强弱,一般认为，电负性 1.8的元素为非金属元素，电负性 1.8的元素为金属元素。,小于,大于,元素电负性的周期性变化,3.电负性的意义 （2）判断化合物中元素化合价的正负,请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物中为正值的元素 NaH ICl NF3 SO2 H2S CH4 NH3 HBr,元素电负性的周期性变化,元素电负性的周期

9、性变化,3.电负性的意义 （3）判断原子间成键类型,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,元素电负性的周期性变化,工业上制备金属镁，采用电解熔融的MgCl2的方法，而制备金属铝，采用电解熔融Al2O3（加冰晶石）不用电解熔融AlCl3的方法，试解释其原因。,MgCl2、Al2O3是离子化合物，熔融可以导电AlCl3是共价化合物，熔融不导电。,下列各组元素按电负性由大到小顺序排列的是( ) A. 同周期元素从左向右依次增大

10、 B. 同主族元素从上向下依次减小 C. N、O、F的电负性顺序是：ONF,A,巩固练习2,本节课：,电离能描述的是气态原子失去电子成为气态阳离子或更高价气态阳离子的难易的指标，而电负性则是描述原子在化合物中吸引电子能力大小的定量指标。 元素周期律是人们对原子结构和元素性质长期研究中总结出来的科学规律。有指导意义。,1、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 。(不考虑放射性元素!),Na