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第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)
課時(shí)二 元素周期律
學(xué)習(xí)目標(biāo)
1.能夠從原子結(jié)構(gòu)的角度理解原子半徑、元素的第一電離能之間的遞變規(guī)律，能利用遞變規(guī)律比較原子（離子）半徑、元素第一電離能的相對(duì)大小。
2.能從電子排布的角度對(duì)元素性質(zhì)的周期性變化進(jìn)行解釋，促進(jìn)對(duì)“結(jié)構(gòu)”與“性質(zhì)”關(guān)系的理解，建立“結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)”的認(rèn)知模型，并能利用認(rèn)知模型解釋元素性質(zhì)的規(guī)律性和特殊性。
知識(shí)回顧
問題：學(xué)習(xí)過元素周期表內(nèi)容，你知道元素哪些性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增呈現(xiàn)周期性變化？
同周期主族元素的最高化合價(jià)和最低化合價(jià)逐漸升高，金屬性逐漸減弱，非金屬性增強(qiáng)。
問題1：什么是元素周期律？本質(zhì)是什么？
概念：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變的規(guī)律。
本質(zhì)：元素原子核外電子排布的周期性變化。
元素周期表是元素周期律的表現(xiàn)。
問題2：元素的性質(zhì)包含哪些？
元素化合價(jià)、金屬性和非金屬性、原子半徑、電離能、電負(fù)性
原子半徑
01
原子半徑
①同周期從左到右：最高正價(jià)＋1→＋7；最低負(fù)價(jià)-4 → -1 → 0；
(O和F無(wú)最高正價(jià))
③非金屬：最高正價(jià)＋|最低負(fù)價(jià)|＝8 (H、O、F除外)
②最高正價(jià)＝主族序數(shù)＝最外層電子數(shù)(O、F除外)
金屬無(wú)負(fù)價(jià)；H最高價(jià)為＋1，最低價(jià)為-1；氧無(wú)最高正價(jià)，最低價(jià)為-2；F無(wú)正化合價(jià)，最低價(jià)為-1。
元素主要化合價(jià)的周期性變化
01
原子半徑
元素金屬性和非金屬性的周期性變化
01
原子半徑
①元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑如何變化？
如何解釋這種變化趨勢(shì)？
②元素周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑如何變化？
如何解釋這種變化趨勢(shì)？
思考
01
原子半徑
同周期：從左→右，
原子半徑逐漸 。
同主族：從上→下，
原子半徑逐漸 。
增大
減小
1、原子半徑
01
原子半徑
2、原子半徑影響因素
1)電子的能層數(shù)：
2)核電荷數(shù)：
電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大
核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小
01
原子半徑
2、原子半徑影響因素
1）同周期：
2）同主族：
電子能層數(shù)增加占主導(dǎo)因素，原子半徑增大。
核電荷數(shù)增加占主導(dǎo)因素
使得原子核對(duì)電子的引力增加，從而使原子半徑減小。
01
原子半徑
3、微粒半徑比較:
“ 三看”
一看電子層數(shù)　　　
二看核電荷數(shù)
三看電子數(shù)
一般規(guī)律:
(1) 電子層數(shù)越多：半徑越大。
(2) 電子層數(shù)相同時(shí)：核電核數(shù)越大，半徑越小。
(3) 電子層數(shù)、核電荷數(shù)都相同時(shí)：電子數(shù)越多，半徑越大。
“序大徑小”、“價(jià)高徑小”
01
原子半徑
核電荷數(shù)增大
原子半徑的遞變規(guī)律及影響因素
電子能層數(shù)增多
原子半徑的周期性的遞變
影響
同主族元素從上到下
同周期主族元素從左到右
原子半徑增大
原子半徑減小
結(jié)構(gòu)
性質(zhì)
01
原子半徑
1.下列關(guān)于粒子半徑大小比較中正確的是（ ）
①r(Li＋)③r(Na)>r(Na＋) ④r(Cl)>r(Cl－) ⑤r(Si)⑥r(nóng)(Na＋)A.①②③⑥ B.①②③ C.②③⑥ D.③④⑤
B
電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，原子核對(duì)電子的引力越大，其微粒半徑越小。
r(Al3＋)01
原子半徑
2.下列各組微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的是（ ）
A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br
C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－
C
3.若短周期元素的離子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的電子層結(jié)構(gòu)。
(1)四種元素在周期表中的相對(duì)位置如何？
(2)原子序數(shù)從大到小的順序是什么？
(3)離子半徑由大到小的順序是什么？
C D
B A
a＞b＞d＞c
C3－＞D－＞B＋＞A2＋
01
原子半徑
4.下列離子半徑的大小順序正確的是(　　)
①Na＋：1s22s22p6?、赬2－：1s22s22p63s23p6
③Y2－：1s22s22p6?、躗－：1s22s22p63s23p6
A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞①
C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞①
D
電離能
02
電離能
堿金屬元素的化學(xué)性質(zhì)
加熱鈉
加熱鉀
鈉與水反應(yīng)
鉀與水反應(yīng)
02
電離能
堿金屬元素的化學(xué)性質(zhì)
4Li + O2 == 2Li2O
4Na + O2 == 2Na2O
2Na + 2H2O == 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O == 2KOH + H2↑
△
堿金屬元素的化學(xué)性質(zhì)的相似性
02
電離能
決定
相似性
強(qiáng)金屬性
原子結(jié)構(gòu)
元素的性質(zhì)
微觀
宏觀
ns1
反映
原子半徑增大
遞變性
原子失電子能力增強(qiáng)，
元素金屬性增強(qiáng)。
問題：如何定量描述原子失電子能力強(qiáng)弱？
6s1
價(jià)電子排布
2s1
3s1
4s1
5s1
Li
Na
K
Rb
Cs
電子能層數(shù)增多
02
電離能
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叫做第一電離能。
M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一電離能）
M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二電離能）
…… ……
1)表示方法：
1、電離能
用符號(hào) I1 表示，單位：kJ /mol 。
02
電離能
2)規(guī)律:
同主族：從上到下，元素的第一電離能整體趨勢(shì)_____。
減小
02
電離能
2）規(guī)律
同周期：從左到右，元素的第一電離能整體趨勢(shì)_____。
增大
ⅠA族元素第一電離能最低，
零族元素第一電離能最高。
02
電離能
為什么B、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊的元素的電離能要低，而使Li~Ne和Na~Ar的電離能曲線呈現(xiàn)鋸齒狀變化？
02
電離能
Be:1s22s2
B:1s22s22p1
Mg:1s22s22p63s2
Al:1s22s22p63s23p1
失去的電子是np能級(jí)的，該能級(jí)的能量比左邊的ns能級(jí)的能量高，則不穩(wěn)定，容易失去電子，第一電離能較低。
B和Al第一電離能：
02
電離能
N:1s22s22p3
O:1s22s22p4
P:1s22s22p63s23p3
S:1s22s22p63s23p4
N和P的電子排布：
半充滿狀態(tài)，比較穩(wěn)定，難失去電子，第一電離能較高。
02
電離能
③每周期：第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小。
④每周期：最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最大。
①同主族：從上到下元素的第一電離能整體趨勢(shì)變小。
②同周期：從左到右元素的第一電離能整體趨勢(shì)變大。
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
反常：
電離能的遞變規(guī)律
02
電離能
電離能的數(shù)值大小表示氣態(tài)原子（或離子）失電子的難易。
電離能越小，氣態(tài)原子（離子）越易失電子，元素的金屬性越強(qiáng)；
電離能越大，氣態(tài)原子（離子）越難失電子，元素的金屬性越弱。
3）電離能的意義：
02
電離能
4）應(yīng)用
判斷元素的金屬性強(qiáng)弱
第IA族堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么關(guān)系？
第IA族堿金屬元素的第一電離能從上到下逐漸變小，則原子越容易失電子，堿金屬元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，堿金屬的活潑性越強(qiáng)。
02
電離能
判斷元素的化合價(jià)
元素 Na Mg Al
各級(jí) 電離能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
為什么原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大
1.原子內(nèi)的電子越靠近原子核，受到的吸引力越大，則要離開原子所需要的能量越大，原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大；
2.隨著電子的逐個(gè)失去，陽(yáng)離子所帶的正電荷數(shù)越來(lái)越大，再要失去一個(gè)電子需克服的電性引力也越來(lái)越大，消耗的能量也越來(lái)越多，所以原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大。
02
電離能
元素 Na Mg Al
各 級(jí) 電 離 能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
4066
713
6282
1239
928
8830
學(xué)生活動(dòng)：計(jì)算鈉元素 I2-I1=
鎂元素 I2-I1= I3-I2=
鋁元素 I4-I3= I3-I2= I2-I1=
Na 1s2 2s22p6 3s1
Mg 1s2 2s22p6 3s2
Mg 1s2 2s22p6 3s23p1
02
電離能
元素 Na Mg Al
各 級(jí) 電 離 能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
4066
713
6282
1239
928
8830
（2）逐級(jí)電離能數(shù)據(jù)與鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么關(guān)系
鈉的第一電離能比第二電離能小很多，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)電子形成Na+；鎂的第一電離能和第二電離能相差不多，但第二電離能比第三電離能小很多，說(shuō)明Mg容易失去兩個(gè)電子形成Mg2+；鋁的第一電離能、第二電離能、第三電離能相差不多，但第三電離能比第四電離能小很多，說(shuō)明Al容易失去三個(gè)電子形成Al3+。
Na→Na+ Mg→Mg2+ Al→Al3+
電負(fù)性
03
電負(fù)性
KBr溶液+氯水
（加入CCl4）
Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2
KI溶液+氯水
（加入CCl4）
Cl2 + 2I- 2Cl- + I2
KI溶液+溴水
（加入CCl4）
Br2 + 2I- 2Br- + I2
鹵素的化學(xué)性質(zhì)
F
Cl
Br
I
元素非金屬性減弱
03
電負(fù)性
元素金屬性逐漸增強(qiáng)
原子的第一電離能逐漸減小
元素非金屬性逐漸減弱
能否對(duì)元素的非金屬性進(jìn)行定量描述？
03
電負(fù)性
元素相互化合時(shí)，原子中用于形成 的電子稱為 。
1、電負(fù)性
鍵合電子
化學(xué)鍵
1) 鍵合電子：
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
鍵合電子
鍵合電子
03
電負(fù)性
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
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
鍵合電子
鍵合電子
03
電負(fù)性
1932
1934
1956
1989
1
2
3
4
L.C.Allen根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)以基態(tài)自由原子價(jià)層電子的平均單位電子能量為基礎(chǔ)獲得主族元素的電負(fù)性
A.L.阿萊和E.羅周提出的建立在核和成鍵原子的電子靜電作用基礎(chǔ)上的電負(fù)性
R.S.馬利肯從電離勢(shì)和電子親和能計(jì)算的絕對(duì)電負(fù)性，即電離能和電子親和能的平均值
L.C.鮑林提出的標(biāo)度。根據(jù)熱化學(xué)數(shù)據(jù)和分子的鍵能，指定氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0，計(jì)算其他元素的相對(duì)電負(fù)性（稀有氣體未計(jì)）
03
電負(fù)性
元素的電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增，同周期或者同族有什么規(guī)律？
03
電負(fù)性
第二周期
第三周期
第四周期
電負(fù)性
活動(dòng)1：繪制同周期元素電負(fù)性隨原子序數(shù)變化的圖像
總結(jié)規(guī)律：同周期元素從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大
原子半徑
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
(nm)
03
電負(fù)性
電負(fù)性
第IA族
第VIA族
第VIIA族
活動(dòng)2：繪制同主族元素電負(fù)性隨原子序數(shù)變化的圖像
總結(jié)規(guī)律：同族元素從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小
原子半徑
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
(nm)
03
電負(fù)性
2、電負(fù)性的應(yīng)用
1) 判斷元素的金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱
電負(fù)性變大，
電負(fù)性變小
金屬性增強(qiáng),
非金屬性減弱
非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱
03
電負(fù)性
2、電負(fù)性的應(yīng)用
2）判斷金屬性與非金屬性（一般）
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
【特例】H 電負(fù)性2.1，非金屬
03
電負(fù)性
2、電負(fù)性的應(yīng)用
3) 判斷化學(xué)鍵的類型
Na
.
.
.
.
.
.
Cl
.
+
.
.
.
.
.
Cl
.
.
Na+
-
電負(fù)性 0.9
3.0
電負(fù)性的差值較大（＞1.7）：
電負(fù)性差 = 2.1
主要形成離子鍵
【特例】NaH
03
電負(fù)性
2、電負(fù)性的應(yīng)用
3) 判斷化學(xué)鍵的類型
電負(fù)性 2.1
3.0
電負(fù)性的差值較大（ ＜ 1.7）：
電負(fù)性差 = 0.9
主要形成共價(jià)鍵
H
Cl
H
.
.
.
.
Cl
.
.
+
.
.
.
.
Cl
.
.
H
.
.
【特例】HF
03
電負(fù)性
2、電負(fù)性的應(yīng)用
4）判斷共價(jià)化合物中元素的化合價(jià)的正負(fù)
電負(fù)性數(shù)值小的元素
吸引鍵合電子的能力弱
元素的化合價(jià)為正值
電負(fù)性數(shù)值大的元素
吸引鍵合電子的能力強(qiáng)
元素的化合價(jià)為負(fù)值
03
電負(fù)性
H
Cl
-1
+1
4）判斷共價(jià)化合物中元素的化合價(jià)的正負(fù)
顯負(fù)價(jià)
顯正價(jià)
C
H4
+1
-4
顯負(fù)價(jià)
顯正價(jià)
04
課堂總結(jié)
元素周期律
原子半徑
電離能
同周期：從左到右，元素的第一電離能整體趨勢(shì)_____。
增大
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
同主族：從上到下，元素的第一電離能整體趨勢(shì)_____。
減小
元素的逐級(jí)電離能越來(lái)越大
同周期：從左→右，原子半徑逐漸 。
同主族：從上→下，原子半徑逐漸 。
增大
減小
影響因素
1)電子的能層數(shù)
2)核電荷數(shù)
04
課堂總結(jié)
電負(fù)性
規(guī)律
應(yīng)用
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
1) 判斷元素的金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱
2）判斷金屬性與非金屬性（一般）
3) 判斷化學(xué)鍵的類型
4）判斷共價(jià)化合物中元素的化合價(jià)的正負(fù)
課堂練習(xí)
05
課堂練習(xí)
1．下列各組微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的是(　　)
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－
C
05
課堂練習(xí)
2.下列各組元素中，原子半徑減小，元素第一電離能逐漸升高的是
A. K、Na、Li B. C、N、O
C. Cl、S、P D. Al、Mg、Na
A
05
課堂練習(xí)
解析：A :同主族元素從下到上，原子半徑逐漸減小，故K、Na、Li的原子半徑逐漸減小，元素第一電離能逐漸升高,A項(xiàng)正確；
B :C、N、O為同周期元素，同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，N原子的2p能級(jí)處于半充滿狀態(tài)，故N的第一電離能大于O的第一電離能，
B項(xiàng)錯(cuò)誤；
C : Cl、S、P為同周期元素，同周期元素從右到左，原子半徑逐漸增大，C項(xiàng)錯(cuò)誤。
D:Al、Mg、Na為同周期元素，同周期元素從右到左，原子半徑逐漸增大，D項(xiàng)錯(cuò)誤。
05
課堂練習(xí)
3.下表列出了某短周期元素R的各級(jí)電離能數(shù)據(jù)（用I1、I2…）
關(guān)于R元素下列推斷錯(cuò)誤的是
A．R元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s2
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R的最高正價(jià)為＋2價(jià)
D．R元素的第一電離能高于同周期相鄰元素的
元素 電離能I /（KJ mol-1） I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1500 7700 10500 ……
A
05
課堂練習(xí)
解析：從表數(shù)據(jù)中看出R元素I1、I2都比較小，I3突然增大很多，說(shuō)明R易失2個(gè)電子，化合物中顯+2，最外層2個(gè)電子，第ⅡA族。
A．R元素可能是Be或Mg，故A錯(cuò)誤。
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族，故B正確。
C．R的最高正價(jià)為＋2價(jià)，故C正確。
D．R元素位于短周期第ⅡA族第一電離能高于同周期相鄰元素的，故D正確。
05
課堂練習(xí)
4.根據(jù)右列五種元素的電離能數(shù)據(jù)
判斷下列說(shuō)法不正確的是（ ）
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能與U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s區(qū)
D.原子的價(jià)電子排布式為ns2np1的可能是T元素
B
若In→In+1的值出現(xiàn)突躍,說(shuō)明最外層有n個(gè)電子
05
課堂練習(xí)
5.下列選項(xiàng)中的各組元素(從左到右)同時(shí)滿足下列三個(gè)條件的是( )
①原子半徑依次減小；②第一電離能逐漸升高；③電負(fù)性逐漸增大。
A.Na、Mg、Al B.C、O、N
C.Li、Na、K D.I、Cl、F
D
05
課堂練習(xí)
6.下列關(guān)于Al、Na原子結(jié)構(gòu)的分析正確的是（ ）
A.原子半徑：Al＞Na
B.第一電離能：Al＞Na
C.電負(fù)性：Na＞Al
D.基態(tài)原子未成對(duì)電子數(shù)：Na＞Al
B
05
課堂練習(xí)
7.具有下列選項(xiàng)中電負(fù)性數(shù)值的兩種元素的原子，最容易形成離子鍵的是（ ）
A．4.0和1.0
B．3.5和1.0
C．1.8和2.5
D．4.0和0.8
D
05
課堂練習(xí)
8.現(xiàn)有四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3
③1s22s22p3 ④1s22s22p5
則下列有關(guān)比較中正確的是（ ）
A．第一電離能：④>③>②>①
B．原子半徑：④>③>②>①
C．電負(fù)性：④>③>②>①
D．最高正化合價(jià)：④>③=②>①
A
05
課堂練習(xí)
9. 下列關(guān)于電負(fù)性的敘述不正確的是( )
電負(fù)性越大的主族元素，其原子的第一電離能越大
電負(fù)性是以氟為 4.0 作為標(biāo)準(zhǔn)的相對(duì)值
元素的電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強(qiáng)
同一周期元素從左到右，電負(fù)性逐漸變大
A
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