資源簡介

2.2元素性質的遞變規律(第2課時)
一、核心素養發展目標
1.能通過核外電子排布解釋主族元素第一電離能、電負性變化的一般規律；
2.能利用電負性判斷周期表中元素性質遞變規律，推斷化學鍵的類型；
3.初步形成不同事物之間存在內在聯系的觀點。
二、教學重點及難點
重點 第一電離能、電負性變化的一般規律及電離能、電負性的應用
難點 電離能、電負性的應用
三、教學方法
講授法、討論法
四、教學工具
PPT
五、教學過程
【導入】原子失電子的能力強弱用金屬性來定性，如何定量呢？今天學習可以定量原子失電子能力大小的第一電離能。
【講述】
1、第一電離能：某元素的氣態原子失去一個電子形成+1價氣態陽離子所需要的最低能量。其中，氣態原子、失去一個電子、最低能量三處關鍵詞是為了保證“能量最低”。
M(g)-e- → M+(g)
符號：Ｉ1
單位：kj/mol
第一電離能可以衡量元素的氣態原子失去一個電子的難易程度。
【生】第一電離能數值越小，原子越易失去一個電子；第一電離能數值越大，原子越難失去一個電子。
【展示】原子序數和第一電離能關系圖
【問】思考：隨原子序數遞增，同周期或者同族元素的第一電離能有什么規律？
【生】規律1：同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。
原因：一般來說，同主族元素的原子最外層電子數相同，隨著核電荷數的增大，電子層數逐漸增多，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，第一電離能逐漸減小。
規律2：同周期中從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢。
原因：同一周期的主族元素具有相同的電子層數，隨著核電荷數的遞增，最外層電子數增加，原子半徑逐漸減小，失電子能力逐漸減弱，第一電離能呈現增大的趨勢。
規律3：同一周期中堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。
【問】思考：鎂的第一電離能比鋁大，磷的第一電離能比硫大，為什么？寫出鎂、鋁、磷、硫的外圍電子排布式。
【生】獨立完成。
Mg s軌道處于全充滿狀態
P p軌道處于半充滿狀態
【講述】第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關。
通常情況下，當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7)和全滿(p6、d10、f14)結構時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。
【問】由此可得出什么規律？
【生】第一電離能：第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素， 第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素。
因第ⅡA族元素的s軌道全滿，最外層p軌道全空；第ⅤA族元素的最外層p軌道半滿。
【問】第三周期元素第一電離能的大小關系為？
【生】第三周期元素第一電離能的大小關系為：I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
【講述】2、逐級電離能
第二電離能 Ｉ2 ：+1價氣態離子失去1個電子，形成+2價氣態離子所需要的最低能量
M+(g)-e-→M2+(g)
第三電離能 Ｉ3 ：+2價氣態離子失去1個電子，形成+3價氣態離子所需要的最低能量
M2+(g)-e-→M3+(g)
【展示】納鎂的第一、二、三電離能大小圖
【問】有什么變化規律？
【生】①同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1< I2< I3<…
②當相鄰逐級電離能突然變大時，說明失去的電子所在電子層發生了變化
【講述】3、電離能的應用
（1）確定元素原子的核外電子排布
Li的逐級電離能I1 I2（2）判斷主族元素的最高正化合價或最外層電子數
如果電離能在In與In+1之間發生突變，則元素的原子易形成+n價離子而不易形成+(n+1)價離。如果是主族元素，則其最外層有n個電子，最高正化合價為+n(O、F除外)。
（3）判斷元素的金屬性、非金屬性強弱
I1越大，元素的非金屬性越強(稀有氣體元素除外); I1越小，元素的金屬性越強。
【講述】原子得電子的能力強弱可以用非金屬性定性，定量可以用電負性。
1、電負性
衡量元素在化合物中吸引電子的能力。
電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
【展示】鮑林照片及鍵合過程
【講述】大小的標準：以氟的電負性為4.0作為相對標準。
電負性是相對值，沒單位。
【展示】主族元素的電負性圖。
【問】思考：隨原子序數遞增，元素的電負性同周期或者同族有什么規律？
【生】規律1：
同一周期，主族元素的電負性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強。(稀有氣體元素除外)
規律2：同一主族，元素的電負性從上到下呈現減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。
電負性最大的是氟，最小的是銫。
【講述】2、電負性的應用
（1）判斷元素的金屬性與非金屬性的強弱
金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。
電負性越大,元素的非金屬性越強,電負性越小,元素的非金屬性越弱。
電負性 ＞ 1.8 非金屬元素
電負性 ＜ 1.8 金屬元素
電負性 ≈ 1.8 類金屬元素
判斷化學鍵的類型
【展示】氯化鈉和水形成的過程。
【講述】一般認為兩種成鍵元素的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；如果兩種成
鍵元素的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。
電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。
（3）判斷共價化合物中元素的化合價的正負
【展示】CH4 SiH4中各元素化合價計算過程。
【講述】電負性大的顯負價，電負性小的顯正價。
【講述】3、對角線規則
對角線”規則又稱斜線關系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性質與它左上方或右下方的另一元素的性質相類似。
在第2、3周期中，具有典型“對角線”規則的元素有三對：鋰與鎂，鈹與鋁，硼與硅。
有人從元素的電負性值相近解釋“對角線”規則：
鋰1.0、鎂1.2；鈹1.5、鋁1.5；硼2.0、硅1.8。
“對角線”規則的表現，舉例如下：
鋰和鎂的相似性：
① 在氧氣中燃燒生成氧化物，而其他堿金屬則生成過氧化物、超氧化物；
② 能直接與氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他堿金屬不與氮直接反應；③ 氟化物、碳酸鹽、磷酸鹽都難溶于水，而其他堿金屬的相應鹽易溶于水等。
鈹和鋁的相似性：
① 單質在冷的濃硝酸中鈍化；
② 氧化物、氫氧化物都有兩性；
③ 氯化物都是共價化合物，易汽化，能升華，能溶于有機溶劑等。
硼和硅的相似性：
① 硼和硅的密度分別為2.35 g·cm-3 和2.336 g·cm-3，兩者相近；
② 硼和硅的氫化物在常溫下都是氣體，都能直接被水氧化；
③ 最高價氧化物的水化物都是酸等。
【課堂小結】師生一起回顧和總結。
【課堂練習】
1.下列敘述正確的是(　　)
A.第三周期所含元素中,鈉的第一電離能最小
B.鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大
C.在所有元素中,氟的第一電離能最大
D.鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大
答案：A
2.具有下列價電子構型的原子中,第一電離能最小的是(　　)
A.2s22p4 B.3s23p4 C.4s24p4 D.5s25p4
答案：D
3.下列是幾種基態原子的電子排布式,電負性最大的原子是(　　)
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
答案：A
4.下列不能根據元素電負性判斷的性質是(　　)
A.判斷化合物的溶解度
B.判斷化合物中元素化合價的正負
C.判斷化學鍵類型
D.判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素
答案：A

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