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(共28張PPT)
第二節　原子結構與元素的性質
第2課時　元素周期律
第一章　原子結構與性質
利用STM觀察原子
[學習目標]
1.通過對原子半徑、元素的電離能、電負性變化規律的學習，建立
“結構決定性質”的認知模型(重、難點)。
2.掌握電離能、電負性的變化規律(重點)。
引入新課
為什么門捷列夫預言的很多元素的性質與事實幾乎吻合？
元素周期律
元素性質(原子半徑、電離能、電負性等)隨核電荷數遞增發生周期性的遞變
一、原子半徑
1.原子半徑的變化規律
主族元素原子半徑的周期性變化
逐漸減小
電子層數相同
核電荷數遞增
除Li外，r(第三周期主族元素)>r(第二周期主族元素)
r(Mg)>r(Li)>r(Al)。
核對電子引力增大
原子半徑
逐漸減小
逐漸增大
電子層數增多核電荷數遞增
電子層數增多為主
原子半徑
逐漸增大
2.原子或離子半徑的比較方法
(1)同種元素的粒子半徑：
陰離子>原子>陽離子，低價陽離子>高價陽離子
(2)能層結構相同的離子：
核電荷數越大，半徑越小
r(Cl－) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)
＞ ＞ ＞
(3)帶相同電荷的離子：
r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
能層數越多，半徑越大
(4)核電荷數、能層數均不同的離子：
r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)；
r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)
r(K＋) r(Mg2＋)
可選參照離子r(Na＋)，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)
＞
一、原子半徑
思考交流
1.正誤判斷
(1)核外能層結構相同的單核粒子，半徑相同
(2)質子數相同的不同單核粒子，電子數越多，半徑越大
(3)各元素的原子半徑總比其離子半徑大
(4)同周期元素從左到右，原子半徑、離子半徑均逐漸減小
√
×
×
×
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－
√
一、原子半徑
思考交流
3.若短周期元素的離子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的電子層結構。
(1)四種元素在元素周期表中的相對位置如何？
a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期
(2)原子序數從大到小的順序是什么？
a＞b＞d＞c
(3)離子半徑由大到小的順序是什么？
　C3－＞D－＞B＋＞A2＋
一、原子半徑
粒子半徑比較的一般思路
(1)“一層”：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二核”：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小。
(3)“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數越多，
微粒半徑越大。
一、原子半徑
方法規律
二、電離能
1.第一電離能
(1)概念：
氣態基態原子
氣態基態正離子
失去一個電子
所需要的最低能量
2 8
+11
Na→Na+
1
I1
I2
... ...
從一價氣態基態正離子中再失去一個e-所需要能量稱第二電離能
衡量元素的原子失去一個電子的難易程度，
I1 越小越易失1個電子，I1 越大越難失1個電子。
(2)意義：
2.第一電離能變化規律
(1)同周期：
(2)同主族：
一般自左向右增大趨勢
自上而下減小趨勢
隨原子序數遞增
ⅡA和ⅤA反常
ⅡA > ⅢA、ⅤA > ⅥA
洪特規則特例
Be 1s22s2
N 1s22s22p3
二、電離能
3.電離能的應用
(1)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：
I1越大，非金屬性越強；I1越小，金屬性越強。
(2)逐級電離能的應用
①逐級電離能變化規律：
a.同一元素 I1I2I3……
b.當相鄰逐級電離能發生突變時，說明失去的電子
所在的能層發生了變化。
元素 電離能 Na Mg Al
I1 496 738 577
I2 4562 1451 1817
I3 6912 7733 2745
I4 9540 10540 11578
②可判斷元素化合價變化，判核外電子排布。
+1 +2 +3
二、電離能
電離能的影響因素及特例
(1) I 大小主要取決于原子核電荷數、原子半徑及原子核外電子排布。
(2) 全滿、半滿及全空的電子排布的原子穩定性較高，其 I 數值較大。
如 I稀有氣體在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態，
其 I 均比同周期相鄰元素的大。一般， I1：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
特別提醒
二、電離能
思考交流
1.正誤判斷
(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強
(2)第三周期所含元素中鈉的第一電離能最小
(3)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大
(4)H的第一電離能大于C的第一電離能
(5)在所有元素中，氟元素的第一電離能最大
(6)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大
(7)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能
√
×
×
√
×
×
√
二、電離能
思考交流
2.在下面的電子結構中，第一電離能最小的原子可能是
A.3s23p3 B.3s23p5
C.3s23p4 D.3s23p6
√
3.(1)C、N、O、S四種元素中，第一電離能最大的是_____。
(2)下列狀態的鎂中，電離最外層一個電子所需能量最大的是_____(填標號)。
N
A
二、電離能
思考交流
4.下表是鈉、鎂、鋁逐級(從上到下)失去電子的電離能：
(1)為什么同一元素的電離能逐級增大？
原子失去一個電子變成＋1價陽離子后，半徑變小，核電荷數未變而電子數目變少，原子核對電子的吸引作用增強，因而第二個電子比第一個電子更難失去，故I2>I1，同理I3>I2。
二、電離能
思考交流
4.下表是鈉、鎂、鋁逐級(從上到下)失去電子的電離能：
(2)為什么鈉、鎂、鋁化合價分別為＋1、
＋2、＋3
二、電離能
鈉的I1和I2差值很大，說明失去第1個e-比失第2個e-容易得多，所以Na易失1個e-變成＋1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，說明Mg易失去2個e-形成＋2價離子；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e-形成＋3價離子。
三、電負性
1.有關概念與意義
(1)鍵合電子：
元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子
(2)電負性：
用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。
電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
(3)電負性大小的標準：
以F為4.0和Li為1.0作為相對標準
:
..
..
Cl:
H
..
..
[ Cl:]﹣
:
Na+
鮑林L.Pauling 1901-1994
2.遞變規律
同周期：
從左到右，逐漸變大；
非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。
(2) 同族：
從上到下，逐漸變小；
金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。
三、電負性
3.應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱
①一般 <1.8 金屬
>1.8 非金屬
1.8左右 “類金屬”
②金屬元素：電負性越小，越活潑；
非金屬元素：電負性越大，越活潑。
(2)判斷元素的化合價
電負性數值大(吸引電子能力強)，顯負價，反之正價。
三、電負性
3.應用
(3)判斷化合物的類型：
>1.7 離子鍵 離子化合物； <1.7 共價鍵 共價化合物
例如：HCl AlCl3 BeCl2
3.0－2.1＝0.9<1.7
共價化合物
3.0－1.5＝1.5<1.7
共價化合物
3.0－1.5＝1.5<1.7
共價化合物
特別提醒　
①電負性差>1.7，不一定是離子化合物，如HF差為1.9，是共價化合物。
②電負性差<1.7，不一定是共價化合物，如NaH差為1.2，是離子化合物。
根據成鍵元素電負性差
三、電負性
1.正誤判斷
(1)元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小
(2)元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強
(3)同一周期電負性最大的元素為稀有氣體元素
√
×
√
思考交流
三、電負性
思考交流
2.下列說法不正確的是
A.第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小，而第ⅦA族元素的電負性
從上到下逐漸增大
B.電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度
C.元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強
D.NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點
√
三、電負性
3.一般認為，如果兩個成鍵元素的電負性差值大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性差值小于1.7，它們通常形成共價鍵。部分元素的電負性數值如表所示，判斷下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)屬于共價化合物的是___________(填序號，下同)。
(2)屬于離子化合物的是_______。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
②③⑤⑥
①④
三、電負性
自我測試
1.(2023·安徽黃山高二期末)現有四種元素基態原子的電子排布式如下：
①1s22s22p63s23p2；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p4，
則下列有關比較中正確的是
A.電負性：④>③>②>① B.原子半徑：④>③>②>①
C.第一電離能：④>③>②>① D.最高正化合價：④>③>②>①
√
自我測試
2.一種元素X的逐級電離能數據如下：
電離能/(kJ·mol－1) 元素 I1 I2 I3 I4 ……
X 578 1 817 2 745 11 578 ……
當它與氯氣反應時最可能生成的陽離子是
A.X＋ B.X2＋ C.X3＋ D.X4＋
√
自我測試
3.回答下列問題：
(1)Mn位于元素周期表中第四周期第______族。
(2)離子半徑：F－______(填“大于”“等于”或“小于”)O2－。
(3)Li＋與H－具有相同的電子結構，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__________
_______________________________________________________________。
ⅦB
小于
由于鋰的
核電荷數較大，原子核對最外層電子的吸引力較大，因此Li＋半徑小于H－
(4)光催化還原CO2制備CH4反應中，帶狀納米Zn2GeO4是該反應的良好催化劑。Zn、Ge、O的電負性由大至小的順序是__________。
O>Ge>Zn
(5)在周期表中，與Li化學性質最相似的鄰族元素是______。
(6)黃銅是人類最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu組成。
第一電離能：I1(Zn)________(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。
Mg
大于
自我測試
4.A、B、D、E、G、M六種元素位于元素周期表前四周期，原子序數依次增大。其中，元素A的一種核素無中子，B的單質既可以由分子組成也可以形成空間網狀結構，化合物DE2為紅棕色氣體，G是前四周期中電負性最小的元素，M的原子核外電子數比G多10。
請回答下列問題：
(1)基態G原子的電子排布式是___________________________，M在元素周期表中的位置是__________________。
(2)元素B、D、E的第一電離能由大到小的順序為_________(用元素符號表示，下同)，電負性由大到小的順序為_________。
1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1)
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
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