化学：2.2《元素性质递变规律》课件[苏教版选修3].ppt

第二单元 元素性质的递变规律;一、原子核外电子排布的周期性;回顾 随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布 元素原子半径 元素主要化合价;核外电子排布;原子半径;原子的最外层电子排布;元素化合价;元素主要化合价的周期性变化;主族;元素周期表;周 期 表;Na 11钠;;周期; 随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：; 最后1个电子填充在ns轨道上，价电子的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族，它们都是活泼金属，容易失去电子形成+1?? 或+2价离子。 ; s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，最外层电子的总数等于该元素的族序数。s区和p区就是按族划分的周期表中的主族。; 它们的价层电子构型是(n－1)d1～9ns1～2，最后1个电子基本都是填充在倒数第二层 (n－1)d轨道上的元素，位于长周期的中部。这些元素都是金属，常有可变化合价，称为过渡元素。它包括ⅢB～Ⅷ族元素。 ; 价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族，处于周期表d区和p区之间。它们都是金属，也属过渡元素。 ; 最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型是：（n－2）f 0～14ns2,或(n – 2)f 0～14 (n－1)d 0～2ns2，它包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。;;; 已知某元素的原子序数为25，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。;He 2氦;元素周期表的结构;;二、元素第一电离能的周期性变化;交流讨论：;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： ;4。I2、I3及各级电离能的应用;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?;6。电离能及应用;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，巴特列为开拓稀有气体化学作出了历史性的贡献。;三、元素电负性的周期性变化;电负性逐渐 。; 同一周期，从左到右， 元素电负性逐渐 。 同一主族，从上到下， 元素电负性呈现 趋势。;反映了原子间的成键能力和成键类型。; 一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成 键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成 键。;概念应用;规律与总结;概念应用;小结：;（1）元素非金属性的判别 一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。 （2）化学键型判别 电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。 （3）判断分子中元素的正负化合价： X 大者，化合价为负； X 小者， 化合价 为正； △X = 0， 化合价 为零。 ;位、构、性三者关系; 元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。例如，在IA族可以找到光电材料，在ⅢA、ⅣA、VA族可以找到优良的半导体材料。;元素周期表与