化學《元素性質(zhì)的遞變規(guī)律》課件蘇教版.ppt

第二單元元素性質(zhì)的遞變規(guī)律,一、學習目標1在必修化學的基礎上，進一步理解元素周期律。2理解元素性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增的周期性變化的本質(zhì)是核外電子排布的周期性變化。3了解元素電離能、電負性的概念和隨原子序數(shù)遞增的周期性變化的規(guī)律。4了解電離能和電負性的簡單應用。二、課時建議原子核外電子排布的周期性1課時元素第一電離能的周期性變化2課時元素電負性的周期性變化2課時,一、原子核外電子排布的周期性,練習:寫出下列原子的電子排布式、軌道表示式、原子結構示意圖、原子實表示式、原子外圍電子排布式。HHeCNNeNaClKScCrFeCuBr,回顧隨著原子序數(shù)的遞增元素原子的核外電子排布元素原子半徑元素主要化合價,呈現(xiàn)周期性變化,還有：元素的第一電離能、電負性等均呈現(xiàn)周期性變化。,核外電子排布,原子半徑,原子的最外層電子排布,元素化合價,元素主要化合價的周期性變化,ns2,ns1,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,最高正價:+1+7;最低負價:-4-1,金屬性減弱非金屬性增強,同周期從左到右半徑逐漸減小,元素周期表,元素周期律的具體表現(xiàn)形式,編排原則：,按原子序數(shù)的遞增順序從左到右排列,將電子層數(shù)相同的元素排列成一個橫行(周期）,把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行。（族）,周期表,7個周期（三短、三長、一不完全),7個副族：僅由長周期構成的族（BB）,族（3個縱行）：Fe、Co、Ni等9種元素,零族：稀有氣體元素,Na11鈉,H1氫,He2氦,Li3鋰,Be4鈹,B5硼,C6碳,N7氮,O8氧,F9氟,Ne10氖,Mg12鎂,Al13鋁,Si14硅,P15磷,S16硫,Cl17氯,Ar18氬,K19鉀,Ca20鈣,1,2,3,4,Ga31鎵,Ge32鍺,As33砷,Se34硒,Br35溴,Kr36氪,8,18,18,32,6s1,6s26p6,8,8,8,8,8,8,隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化：,每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化。,最后1個電子填充在ns軌道上，價電子的構型是ns1或ns2，位于周期表的左側，包括A和A族，它們都是活潑金屬，容易失去電子形成+1或+2價離子。,s區(qū)元素,s區(qū)和p區(qū)的共同特點是：最后1個電子都排布在最外層，最外層電子的總數(shù)等于該元素的族序數(shù)。s區(qū)和p區(qū)就是按族劃分的周期表中的主族。,最后1個電子填充在np軌道上，價層電子構型是ns2np16，位于周期表右側，包括AA族元素。大部分為非金屬。0族稀有氣體也屬于p區(qū)。,p區(qū)元素,它們的價層電子構型是(n1)d19ns12，最后1個電子基本都是填充在倒數(shù)第二層(n1)d軌道上的元素，位于長周期的中部。這些元素都是金屬，常有可變化合價，稱為過渡元素。它包括B族元素。,d區(qū)元素,價層電子構型是(n1)d10ns12，即次外層d軌道是充滿的，最外層軌道上有12個電子。它們既不同于s區(qū)，也不同于d區(qū)，故稱為ds區(qū)，它包括B和B族，處于周期表d區(qū)和p區(qū)之間。它們都是金屬，也屬過渡元素。,ds區(qū)元素,最后1個電子填充在f軌道上，價電子構型是：（n2）f014ns2,或(n2)f014(n1)d02ns2，它包括鑭系和錒系元素（各有14種元素）。,f區(qū)元素,A、A族,AA族,B族,B、B族,鑭系和錒系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d19ns12,(n1)d10ns12,（n2）f014ns2,各區(qū)元素特點,活潑金屬,大多為非金屬,過渡元素,過渡元素,小結,已知某元素的原子序數(shù)為25，試寫出該元素原子的電子排布式，并指出該元素在周期表中所屬周期、族和區(qū)。,課堂練習,A：主族,B：副族,Ga31鎵,Ge32鍺,As33砷,Se34硒,Br35溴,Kr36氪,元素周期表的結構,周期,短周期,長周期,第1周期：2種元素,第2周期：8種元素,第3周期：8種元素,第4周期：18種元素,第5周期：18種元素,第6周期：32種元素,不完全周期,第7周期：26種元素,鑭57La镥71Lu共15種元素稱鑭系元素,錒89Ac鐒103Lr共15種元素稱錒系元素,周期序數(shù)=電子層數(shù),（橫向）,金屬性最強,二、元素第一電離能的周期性變化,1。電離能,氣態(tài)原子失去一個電子形成+1價氣態(tài)陽離子所需的最低能量，叫做該元素的第一電離能，用符號I1表示，失去第二個電子所需要的能量叫做第二電離能用I2表示M（g，基態(tài)）M+（g）+eI1M+（g，基態(tài)）M2+（g）+eI2,電離能反映了原子失去電子傾向的大小。電離能越大，越難失去電子。,交流討論：,根據(jù)下圖元素第一電離能曲線圖，總結電離能的變化規(guī)律。,N,P,Be,Mg,Zn,As,5101520253035原子序數(shù),I1,136號元素的第一電離能,2。第一電離能的變化規(guī)律：同周期，主族元素從左到右，電離能呈逐漸增大的趨勢；同主族，主族元素從上到下，電離能逐漸減小；特殊：I（Be）>I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga）,3。I1與原子的核外電子排布的關系：,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。,解釋下列電離能的反常現(xiàn)象：I（Be）>I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga）,4。I2、I3及各級電離能的應用,表2-6鈉和鎂的第一、二、三電離能,分析表中數(shù)據(jù)，請試著解釋：為什么鈉易形成Na，而不易形成Na2，鎂易形成Mg2，而不易形成Mg3?,5。同一周期的元素中，稀有氣體元素的第一電離能最大，而堿金屬元素的第一電離能最小，這是為什么?,6。電離能及應用,M（g)e-=M+(g)H=I1,電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證。第一電離能的周期性變化是原子核外電子排布周期性變化的必然結果。元素的第一電離能越小表示它越容易失去電子，即該元素的金屬性越強。,第一個稀有氣體化合物的發(fā)現(xiàn)1962年英國化學家巴特列(NBartlett)在研究鉑和氟的反應時，發(fā)現(xiàn)生成了一種深紅色固體。經(jīng)X射線分析和其他實驗證明，此化合物由陽離子O2和陰離子PtF6結合而成，化學式為O2PtF6。由此，巴特列聯(lián)想到氧分子的第一電離能(02O2e)為l175.5kJmol1，與氙(Xe)的第一電離能1170kJmol1非常接近，這表明氙也可能被PtF6氧化發(fā)生類似的化學反應。于是他仿照合成O2PtF6的方法，使氙和六氟化鉑蒸氣在室溫下直接反應，立即生成了橙黃色固體，實驗分析其化學式為XePtF6。這就是首次合成的第一個稀有氣體的化合物，是化學發(fā)展史上的一次重大的突破，巴特列為開拓稀有氣體化學作出了歷史性的貢獻。,三、元素電負性的周期性變化,1。電負性的概念（X）,為了比較元素的原子吸引電子能力的大小，美國化學家鮑林(LPauling)于1932年首先提出了用電負性(electronegativity)來衡量元素在化合物中吸引電子的能力。他指定氟的電負性為4.0，并以此為標準確定其他元素的電負性。,增大,減小,同一周期，從左到右，元素電負性逐漸。同一主族，從上到下，元素電負性呈現(xiàn)趨勢。,增大,減小,為什么？,2。電負性的遞變規(guī)律,反映了原子間的成鍵能力和成鍵類型。,一般認為，電負性1.8的元素為非金屬元素，電負性1.8的元素為金屬元素。,小于,大于,3。電負性的意義,一般認為，如果兩個成鍵元素間的電負性差值大于1.7，他們之間通常形成鍵；如果兩個成鍵元素間的電負性差值小于1.7，他們之間通常形成鍵。,規(guī)律與總結,離子,共價,為什么？,概念應用,請查閱下列化合物中元素的電負性值，判斷他們哪些是離子化合物，哪些是共價化合物NaFHClNOMgOKClCH4離子化合物：。共價化合物：。,NaF、MgO、KCl,HCl、NO、CH4,規(guī)律與總結,電負性小的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價為值；電負性大的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價為值。,弱,正,強,負,概念應用,請查閱下列化合物中元素的電負性值，指出化合物中為正值的元素NaHIClNF3SO2H2SCH4NH3HBr,小結：,1。電負性的概念（X）,2。電負性的遞變規(guī)律,（1）元素非金屬性的判別一般來說金屬元素的電負性在1.8以下,非金屬元素的電負性在1.8以上,利用電負性這一概念,結合其它鍵參數(shù)可以判斷不同元素的原子(或離子)之間相互結合形成化合鍵的類型。（2）化學鍵型判別電負性相差較大（x1.7)的兩種元素的原子結合形成化合物，通常形成離子鍵。電負性相差較?。▁1.7)的兩種元素的原子結合形成化合物，通常形成共價鍵，且電負性不相等的元素原子間一般形成極性共價健。（3）判斷分子中元素的正負化合價：X大者，化合價為負；X小者，化合價為正；X=0，化合價為零。,3。電負性的應用,位、構、性三者關系,元素周期律是人們在對原子結構和元素性質(zhì)的長期研究中總結出來的科學規(guī)律，它對人們認識原子結構與元素性質(zhì)的關系具有指導意義，也為人們尋找新材料提供了科學的途徑。例如，在IA族可以找到光電材料，在A、A、VA族可以找到優(yōu)良的半導體材料。,交流討論：,解釋元素的“對角線規(guī)則”，列舉實例予以說明。,元素周期表與超導材料1953年，美國晶體學家瑪?shù)賮喫?BTMalthias)在尋找超導材料時，物理學家費米讓他“看看周期表”，“那里有那么多的元素，組合起來，你將有無限大的可能性發(fā)現(xiàn)你所需要的東西”?，?shù)賮喫贡銤撔难芯浚?jīng)過17年的漫長探索，終于得到了轉變溫度(電阻突然消失時的溫度)為20.8K的新超導材料。1986年，瑞士科學家穆勒(Muller)和德國科學家柏諾茨(Bednorz)發(fā)現(xiàn)LaBaCuO的復合氧化物具有高溫超導特性，全世界掀起了“超導熱”。化學家們順著元素周期律對第A族(如Ca、Sr)、B族(如Sc)、IB族(如Ag、Au)和B族(如Zn、Cd)中的各種元素的復合氧化物體系進行了“全面搜索”，找到了一系列的高溫超導材料。我國科學家自1986年以來，在高溫超導研究領域處于國際前列。我國是最早發(fā)現(xiàn)液氮溫區(qū)超導體的國家之一，并首先成功研制出三相交流高溫超導電纜系統(tǒng)。,