2.2元素性质的递变规律描述.ppt

课堂小结: 1、原子的电子排布与周期的划分 2、原子的电子排布与族的划分 主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的 电子数=价电子数 3、原子的电子构型和元素的分区 周期序数=能层数 5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。 一、原子结构与元素周期表 1.已知某元素的原子序数为50，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。 课堂练习 2.已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？ 由于是ⅥA族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4， 电子排布式[Kr]4d105s25p4 属P区 课堂练习 3.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。 第四周期，ⅦB族。 4.试确定32号元素在周期表中的位置。 第四周期，ⅣA族 5.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层 电子结构、原子序数。 [Ne]3s23p2，第14号元素 课堂练习 1.电离能 气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，失去第二个电子所需要的能量叫做第二电离能用I2表示…… M（g，基态）→M+（g）+ e－ I1 M+（g，基态）→M2+（g）+ e－ I2 单位：KJ/mol 电离能反映了原子失去电子倾向的大小。电离能越大，越难失去电子。 交流讨论： 根据下图元素第一电离能曲线图，总结电离能的变化规律。 N P Be Mg Zn As 5 10 15 20 25 30 35 原子序数 I1 1—36号元素的第一电离能 2.第一电离能的变化规律： 同周期，主族元素从左到右，电离能呈逐渐增大的趋势； 同主族，主族元素从上到下，电离能逐渐减小； 特殊： I（Be）I（B）, I（Mg）I（Al） I（N）I（O）, I（P）I（S） I（Zn）I（Ga） 3.I1与原子的核外电子排布的关系： 通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 解释下列电离能的反常现象： I（Be）I（B）, I（Mg）I（Al） I（N）I（O）, I（P）I（S） I（Zn）I（Ga） 4. I2、I3及各级电离能的应用 表2-6 钠和镁的第一、二、三电离能 元素 I1/kJ·mol－1 I2/kJ·mol－1 I3/kJ·mol－1 Na 496 4562 6912 Mg 738 1451 7733 分析表中数据，请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2＋，镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋? 5.同一周期的元素中，稀有气体元素的第一电离能最大，而碱金属元素的第一电离能最小，这是为什么? 碱金属元素核外电子排布为 ns1，同周期中（除稀有气体外）原子半径最大，易失去一个电子，形成稳定结构，因此第一电离能在同周期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6，已达稳定结构，难以失电子，因此第一电离能在同周期中最大。 6.电离能及应用 M（g) –e- = M+(g) △H=I1 电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。 第一电离能的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 第一个稀有气体化合物的发现 1962年英国化学家巴特列(N．Bartlett)在研究铂和氟的反应时，发现生成了一种深红色固体。经X射线分析和其他实验证明，此化合物由阳离子O2＋和阴离子PtF6－结合而成，化学式为O2PtF6 。由此，巴特列联想到氧分子的第一电离能(02→ O2＋＋e－)为l 175.5 kJ· mol－1，与氙(Xe)的第一电离能1 170 kJ· mol－1非常接近，这表明氙也可能被PtF6 氧化发生类似的化学反应。于是他仿照合成O2PtF6 的方法，使氙和六氟化铂蒸气在室温下直接反应，立即生成了橙黄色固体，实验分析其化学式为XePtF6。这就是首次合成的第一个稀有气体的化合物，是化学发展史上的一次重大的突破，