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第二節(jié) 元素周期律
第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
一、原子半徑
核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。
電子的能層越多，電子之間的排斥作用越大，將使原子的半徑增大。
原子半徑
電子的能層數(shù)
核電荷數(shù)
因素
先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大
若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小
若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大
粒子半徑比較的一般思路
一層（層多半徑大）
二核（核小徑大）
三電子（電子多半徑大）
反映
決定
元素的性質(zhì)
原子
結(jié)構(gòu)
那么，原子失去1個(gè)電子或失去多個(gè)電子，所需能量有什么區(qū)別呢？
逐級(jí)電離能
元素第一電離能的概念與意義
氣態(tài)基態(tài)一價(jià)正離子再失去一個(gè)電子成為氣態(tài)基態(tài)二價(jià)正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會(huì)更加 ，因此同一原子的各級(jí)電離能之間存在如下關(guān)系：I1困難
第一電離能
________________原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為 正離子所需要的 叫做第一電離能
氣態(tài)電中性基態(tài)
氣態(tài)基態(tài)
概念：
符號(hào)：
I1
最低能量
電離能可以衡量元素的原子失去電子的___________
意義
第一電離能數(shù)值越小，原子越 失去一個(gè)電子
容易
第一電離能數(shù)值越大，原子越 失去一個(gè)電子
難易程度
難
【討論】觀察右圖，思考原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么規(guī)律呢？同學(xué)之間相互交流并作分享。
第一電離能/kJ·mol－1
原子序數(shù)
0
2
4
6
8
10
12
14
16
18
20
22
24
26
28
30
32
34
36
38
52
54
56
500
1000
1500
2000
2500
H
He
Li
Be
La
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Te
I
Xe
Cs
Ba
每個(gè)周期的第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小，最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最大；同族元素從上到下第一電離能變小，如He、Ne、Ar、Kr、Xe的第一電離能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一電離能也依次下降。
元素的第一電離能的周期性特點(diǎn)：
規(guī)律小結(jié)：
（1）同主族：從上到下，元素第一電離能逐漸減小。
（2）同周期：從左到右，元素第一電離能總體呈增大趨勢(shì)，中間有反常
【思考】為什么B、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低，而使Li—Ne和Na—Ar的電離能曲線呈現(xiàn)鋸齒狀變化？
第一電離能/kJ·mol－1
原子序數(shù)
0
2
4
6
8
10
12
14
16
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20
22
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26
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32
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36
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54
56
500
1000
1500
2000
2500
H
He
Li
Be
La
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Te
I
Xe
Cs
Ba
對(duì)于B和Al這兩個(gè)鋸齒狀變化，一般的解釋為： B和Al的第一電離能失去的電子是np能級(jí)的，該能級(jí)的能量比左邊的位于ns能級(jí)的能量高。
對(duì)于O和S這兩個(gè)鋸齒狀變化，一般解釋是N和P的電子排布是半充滿的，比較穩(wěn)定，電離能較高
資料卡片
（1）堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？
【思考與討論】
堿金屬元素，從上到下，原子半徑逐漸增大，越易失去電子，第一電離能減小，元素金屬性增強(qiáng)，堿金屬的活潑性增強(qiáng)。
元素 Li Na K Rb
I1（kJ·mol－1) 587.1 496 418.6 402.9
（2）下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級(jí)失去電子的電離能。
原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)的聯(lián)系？
元素 Na Mg Al
電離能 （kJ·mol-1） 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么聯(lián)系？
思考與討論：
Na Mg Al
電離能（kJ·mol－1） I1 496 738 578
I2 4562 1451 1817
I3 6912 7733 2745
I4 9543 10540 11575
I5 13353 13630 14830
I6 16610 17995 18376
I7 20114 21703 23293
鈉、鎂、鋁的最高化合價(jià)分別是＋1、＋2、＋3
同一元素的不同電離能變化規(guī)律：
（1）逐級(jí)增大，且存在突躍 。
（2）根據(jù)主族元素原子不同級(jí)電離能的突躍性變化，判斷元素性質(zhì)（通常價(jià)態(tài)）、元素在周期表中的位置等。
(1)為什么同一元素的電離能逐級(jí)增大？
深度思考
提示　這是由于原子失去一個(gè)電子變成＋1價(jià)陽(yáng)離子后，半徑變小，核電荷數(shù)未變而電子數(shù)目變少，原子核對(duì)電子的吸引作用增強(qiáng)，因而第二個(gè)電子比第一個(gè)電子更難失去，故I2>I1，同理I3>I2。
(2)為什么鈉、鎂、鋁的化合價(jià)分別為＋1、＋2、＋3
提示　鈉的I1比I2小很多，電離能差值很大，說(shuō)明失去第一個(gè)電子比失去第二個(gè)電子容易得多，所以Na容易失去一個(gè)電子變成＋1價(jià)離子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，說(shuō)明Mg容易失去2個(gè)電子形成＋2價(jià)離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3個(gè)電子形成＋3價(jià)離子。
科學(xué)家通過(guò)：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量(第一電離能)來(lái)衡量元素的原子失去一個(gè)電子的難易程度。
電負(fù)性
那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引電子的能力呢？
鮑林在研究化學(xué)鍵鍵能的過(guò)程中發(fā)現(xiàn)，對(duì)于同核雙原子分子，化學(xué)鍵的鍵能會(huì)隨著原子序數(shù)的變化而發(fā)生變化，為了半定量或定性描述各種化學(xué)鍵的鍵能以及其變化趨勢(shì)，1932年首先提出用以描述原子核對(duì)電子吸引能力的電負(fù)性概念，并提出了定量衡量原子電負(fù)性的計(jì)算公式。
鮑林研究電負(fù)性的手稿
萊納斯·卡爾·鮑林
(Linus Carl Pauling)
鍵合電子
化學(xué)鍵
1) 鍵合電子：
元素相互化合時(shí)，原子中用于形成 的電子稱為 。
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
鍵合電子
鍵合電子
電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力 。
吸引力
越大
2) 電負(fù)性：
用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子_________的大小。
標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為_________和鋰的電負(fù)性為_________作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。
4.0
1.0
觀察：元素的電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增，同周期或同族有什么規(guī)律？
同周期：從左→右，
電負(fù)性逐漸 。
同主族：從上→下，
電負(fù)性逐漸 。
增大
減小
課本P24-25
應(yīng)用一
判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱
電負(fù)性變小，非金屬性減弱，金屬性增強(qiáng)
電負(fù)性變大，非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱
電負(fù)性 ＞ 1.8 非金屬元素
電負(fù)性 ＜ 1.8 金屬元素
電負(fù)性 ≈ 1.8 類金屬元素
(既有金屬性，又有非金屬性)
判斷依據(jù)
H——Cl
-1
+1
顯負(fù)價(jià)
顯正價(jià)
應(yīng)用二
判斷元素的化合價(jià)
判斷依據(jù)
①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價(jià)為 。
②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價(jià)為 。
弱
正值
強(qiáng)
負(fù)值
電負(fù)性差 2.1
電負(fù)性 0.9
3.0
電負(fù)性差 0.9
電負(fù)性 2.1
3.0
成鍵原子之間的電負(fù)性差值
大于1.7
小于1.7
通常形成離子鍵，相應(yīng)的化合物為離子化合物
通常形成共價(jià)鍵，相應(yīng)的化合物為共價(jià)化合物
應(yīng)用二
判斷化合物的類型
離子化合物
共價(jià)化合物
注意：電負(fù)性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為1.9，但HF為共價(jià)化合物
回顧所學(xué)內(nèi)容并判斷： AlCl3、BeCl2是共價(jià)化合物還是離子化合物？
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
Al和Cl的電負(fù)性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3為共價(jià)化合物；同理，BeCl2也是共價(jià)化合物
同主族從上到下：電負(fù)性減小，非金屬性減弱；第一電離能減小，金屬性增強(qiáng)
同周期從左到右：電負(fù)性增大，非金屬性增強(qiáng)
第一電離能增大趨勢(shì)（ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA），金屬性減弱
1．按第一電離能遞增的順序排列的是
A．Li、Na、K
B．Na、Al、S
C．P、Si、Al
D．Cl、Br、I
【答案】B
【詳解】同周期元素從左到右，第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢(shì)，同主族元素從上到下，第-電離能逐漸減小
2．下列鈹元素的不同微粒，若再失去一個(gè)電子需要能量最大的是
A． B．
C． D．
【答案】C
【分析】具有相同電子數(shù)時(shí)，激發(fā)態(tài)電子更易失電子，處于穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的原子更難失去電子，且逐級(jí)電離能依次增大，據(jù)此分析。
【詳解】A．上述為鈹元素激發(fā)態(tài)原子的軌道表示式，失去一個(gè)電子需要的能量為第一電離能；
B．上述為鈹元素基態(tài)原子的軌道表示式，失去一個(gè)電子需要的能量為第一電離能；
C．上述為Be+基態(tài)的軌道表示式，失去一個(gè)電子需要的能量為第二電離能；
D．上述為Be+激發(fā)態(tài)的軌道表示式，失去一個(gè)電子需要的能量為第二電離能；
因?yàn)镃項(xiàng)中的2s軌道中只有一個(gè)電子，所以再失去一個(gè)電子需要的能量最大，故選C。
3.下列各組元素中，電負(fù)性依次減小的是
A．F、N、O
B．Cl、C、 F
C．Cl、S、P
D．P、N、H
【答案】C
【詳解】A．元素周期表中，同周期主族元素從左向右電負(fù)性逐漸增強(qiáng)，則F>O>N，A錯(cuò)誤；
B．同主族元素從上到下，電負(fù)性逐漸減弱，則F>Cl，B錯(cuò)誤；
C．同周期主族元素從左到右，電負(fù)性逐漸增強(qiáng)，則Cl>S>P，C正確；
D．元素周期表中，同主族元素從上到下電負(fù)性逐漸減弱，則N>P，故N>P>H，D錯(cuò)誤；
故選C。

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