第2讲 原子结构与元素性质的周期性.ppt

第2讲 原子结构与元素性质的周期性1 [考试目标] (1)掌握元素周期律的实质,了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 (2)以第3周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 (3)以ⅠA和ⅦA族为例,掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 (4)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 (5)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(选考内容) 元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律，这个规律叫做元素周期律 一、电子排布的周期性： 周期、族与电子层构型 二、元素性质的周期性 主族ⅠAⅡAⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 主族ⅠAⅡAⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1、微粒半径大小比较规律 判断的依据 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 核电荷数： 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数： 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 具体规律 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs 3、同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F-Cl-Br-I- 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。 如：F- Na+Mg2+Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+ 6、同种元素的微粒半径：阳离子原子阴离子。 7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 注意教材必修2第14-15页 第二周期Li的原子半径 0.152nm第三周期Al的原子半径0.143nm Li Al 其它原子按照电子层优先原则（应试） 2、元素的金属性或非金属性强弱的判断依据---金属性强弱 ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后） ④互相置换反应(金属活动性顺序表) ⑤原电池反应中正负极（负极活泼） ⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负性越小，则其金属性越强 2、元素的金属性或非金属性强弱的判断依据---非金属性强弱 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应 ⑤一般来说元素第一电离能越大，电负性越大，其非金属性越强 金属活动性顺序表： KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu 例1：同周期的X、Y、Z三种元素，已知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ，则下列判断正确的是（ B ） A.原子半径 Z Y X B．Z的非金属性最强 C．氢化物还原性XH3 H2Y HZ，稳定性XH3 H2Y HZ D．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性最强 3、第一电离能： 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)。+1价正离子再失去一个电子所需能量称为第二电离能，依次类推。 ①同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5…… ②同一种元素的逐级电离能差值越大，越容易形成稳定的价态。 实例： Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子。 ③第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。 电离能大小反映了原子失去电子的难易。元素的第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金属的金属性越强。 ④电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。 主族元素的明显增加；副族元素的增高缓慢；半充满、全充满、全空状态稳定，电离能较高。 注意：Be. N. Mg. P反常。 实例：为什么Be的第一电离能大于B ？ Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。 4、电负性：用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱 元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。 一般认为，电负性大于1．8的元素为非金属元素，电负性小于1．8的是金属元素，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。电负性最大的是F元素，电负性最小的是金属元素Cs。 实例：请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 CH4 NaH NF3 元素电负性差值大小可用于衡量化合物的离子化程度。 一般认为：如果两种成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；