《元素性质的递变规律》课件9(35张PPT)(苏教版选修3)

元素性质的递变规律原子结构与性质专题二第二单元：原子核外电子排布的周期性道尔顿汤姆生卢瑟福玻尔人类认识原子结构的历史原子核外电子的运动回顾：电子层电子层原子轨道类型原子轨道数目可容纳电子数11s1222s,2p4833s,3p,3d91844s,4p,4d,4f16325---n22n2构造原理原子核外电子排步的轨道能量顺序原子核外电子的排布所遵循的原理：1、能量最低原理电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道2、泡利不相容原理

每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子3、洪特规则

在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同

对于能量相同的轨道(同一电子亚层)，当电子排布处于全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个体系的能量最低。洪特规则的特例：练习:写出下列元素的电子排布式:NaKRbCsCrCu1s22s2p63s11s22s2p63s23p64s11s22s2p63s23p63d104s24p65s1

1s22s2p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1

或[Xe]6s11s22s2p63s23p63d54s11s22s2p63s23p63d104s1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元素主要化合价的周期性变化元素周期表

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Na11钠H1氢He2氦Li3锂Be4铍B5硼C6碳N7氮O8氧F9氟Ne10氖Mg12镁Al13铝Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氩K19钾Ca20钙1234Ga31镓Ge32锗As33砷Se34硒Br35溴Kr36氪He2氦B5硼C6碳N7氮O8氧F9氟Ne10氖Al13铝Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氩IIIAIVAVAVIAVIIA0Na11钠H1氢Li3锂Be4铍Mg12镁K19钾Ca20钙IAIIA1234Sc21钪Ti22钛V23钒Cr24铬Mn25锰Fe26铁Co27钴Ni28镍Cu29铜Zn30锌IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIBA：主族B：副族Ga31镓Ge32锗As33砷Se34硒Br35溴Kr36氪元素周期表的结构周期短周期长周期第1周期：2种元素第2周期：8种元素第3周期：8种元素第4周期：18种元素第5周期：18种元素第6周期：32种元素不完全周期第7周期：26种元素镧57La–镥71Lu共15种元素称镧系元素锕89Ac–铹103Lr共15种元素称锕系元素周期序数=电子层数（横向）非金属性递增非金属性递增金属性最强非金属性最强金属性递增金属性递增同周期、同主族元素的递变规律依次增大逐渐增多相同逐渐减小周期性变化金属性减弱，非金属性增强还原性减弱，氧化性增强碱性减弱，酸性增强逐渐增强逐渐增大相同依次递增逐渐增大基本相同非金属性减弱，金属性增强氧化性减弱，还原性增强酸性减弱，碱性增强逐渐减弱项目同周期（左－右）同主族（上－下）原子结构核电荷数最外层电子数电子层数原子半径性质化合价元素的金属性和非金属性单质的氧化性还原性最高价化合物对应水化物的酸碱性气态氢化物的稳定性金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性。周期序数等于主族序数的元素具有两性.Al(OH)3+H+=Al(OH)3+OH-=.Al2O3+H+=Al2O3+OH-=.元素分区图spdsdf元素性质的递变规律物质结构与性质专题二第二单元：元素第一电离能的周期性变化电离能

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。

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I2……M（g，基态）→M+（g）+eI1M+（g，基态）→M2+（g）+eI2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。NPBeMgZnAs5101520253035原子序数I11—36号元素的第一电离能电离能的变化规律：

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：IBe>IB,IMg>IAl

IN>Io,IP>IS,

IZn>IGa钠、镁、铝的逐级电离能数据表电离能及应用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。元素性质的递变规律物质结构与性质专题二第二单元：元素电负性的周期性变化元素的电负性（X）

鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念，并指出：电负性就是表示某元素原子在化合物分子中吸引成键电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出其它元素的电负性。电负性：利用图、表、数据说明

元素电负性的变化规律：同周期，从左到右，电负性增加；同族，从上到下，电负性下降；1元素的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