化学：2.2《元素性质的递变规律》课件(苏教版选修3).pptVIP

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 元素主要化合价的周期性变化 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 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。 元素的第一电离能越小表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。 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 1。电负性的概念（X） 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林(L．Pauling)于1932年首先提出了用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 电负性逐渐 。 增 大 电负性有 的趋势 减小 电负性最大 电负性最小 * 第二单元 元素性质的递变规律 一、学习目标 1．在必修化学的基础上，进一步理解元素周期律。 2．理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化。 3．了解元素电离能、电负性的概念和随原子序数递增的周期性变化的规律。 4．了解电离能和电负性的简单应用。 二、课时建议 原子核外电子排布的周期性 1课时 元素第一电离能的周期性变化 2课时 元素电负性的周期性变化 2课时 一、原子核外电子排布的周期性 练习:写出下列原子的电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图、原子实表示式、原子外围电子排布式。 ①H ②He ③C ④N ⑤Ne ⑥Na ⑦Cl ⑧K ⑨Sc ⑩Cr ⑾Fe ⑿Cu ⒀Br 呈现周期性变化 还有：元素的第一电离能、电负性等均呈现周期性变化。 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 原子半径变化规律 金属性和非金属性变化 化合价变化 最低负价 最高正价 原子核外价电子排布 ⅦA ⅥA ⅤA ⅣA ⅢA ⅡA ⅠA 主族 ns2 ns1 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1 金属性减弱非金属性增强 同周期从左到右半径逐渐减小 元素周期表 元素周期律的具体表现形式 编排原则： ⑴ 按原子序数的递增顺序从左到右排列 ⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行(周期） ⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数 递增的顺序从上到下排成纵行。（族） 周 期 表 7个周期（三短、三长、一不完全) 7个主族：由短周期和长周期 元素共同构成的族（ⅠA～ⅦA） 7个副族：仅由长周期构成的族 （ⅠB～ⅦB） Ⅷ族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等 9种元素 横的方面 （7个横行） 纵的方面 （18个纵行） 零族：稀有气体元素 Na 11钠 H 1氢 He 2氦 Li 3锂 Be 4铍 B 5硼 C 6碳 N 7氮 O 8氧 F 9氟 Ne 10氖 Mg 12镁 Al 13铝 Si 14硅 P 15磷 S 16硫 Cl 17氯 Ar 18氩 K 19钾 Ca 20钙 1 2 3 4 Ga 31镓 Ge 32锗 As 33砷 Se 34硒 Br 35溴 Kr 36氪 6 5 4 3 2 2 1s2 1s1 2 1 0族 ⅠA族 最多可容纳的外围电子数 外围电子排布 元素 数目 周期 8 3s1 3s23p6 18 4s1 4s24p6 18 5s1 5s25p6 32 6s1 6s26p6 8 2s1 2s22p6 8 8 8 8 8 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： 每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns