选修3物质结构与性质全部课件元素递变规律

化学选修3

物质结构与性质上课课件第二单元

元素性质的递变规律完成下表:主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA原子核外电子排布ns1

最高正化合价+1

最低负化

化合价的变化规律

金属性和非金属性

原子半径的变化规律

ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5+2+3+4+5+6+7

没有负化合价-4-3-2-1正价从+1~+7,负价从-4~-1(从左到右)金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强(从左到右)从大到小(从左到右)比较元素金属性相对强弱的方法1、单质和酸或水反应放出氢气的快慢：反应剧烈，放出氢气快，则金属性较强2、最高价氧化物的水化物（即氢氧化物）碱性的相对强弱：碱性强者，其金属性就较强。3、单质之间的相互置换：比较强的可以置换出比较弱的。复习比较元素非金属性相对强弱的方法1、单质和氢气反应生成气态氢化物的难易程度及生成的气态氢化物的稳定性：比较容易生成气态氢化物，生成的气态氢化物比较稳定，则其元素非金属性比较强。2、最高价氧化物对应水化物（即酸）的酸性相对强弱：酸性比较强的，其非金属性就比较强。比较元素非金属性相对强弱的方法3、单质之间的相互置换：比较强的可以置换出比较弱的。结论：随着原子序数的递增，元素性质呈现：金属性由强到弱，非金属性由弱到强的周期性变化。练习:1、写出锂、钠、钾元素原子的电子排布式碱金属原子序数周期电子排布式锂3二ls22s1或[He]2s1

钠11三1s22s22p63s1或[Ne]3s1

钾19四1s22s22p63s23p64s1

或[Ar]4s1答案：

2、判断下列各元素原子的电子排布式是正确还是错误，如果错误在空格中改正。

（1）Li：1s2

________；

（2）Be：1s22s12p1

________；

（3）O：1s22s22p4

_______；（4）K：1s22s22p63s23p63d1

________；

（5）Cu：1s22s22p63s23p63d94s1

。

一、原子核外电子排布的周期性1~6周期元素的外围电子排布

P18表2-5周期元素数目外围电子排布最多可容纳的外围电子数ⅠA族0族121s11s222

3

4

5

6

88181832888882s13s14s15s16s12s22p63s23p64s24p65s25p66s26p6结论：随着原子序数的增加，元素原子的外围电子呈现周期性的变化：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ns1到ns2np6的周期性变化。（见课本P18）按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，如课本P18图2—11所示。除ds区外，区的名称按最后填入电子的能级的符号来命名。思考：s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?s区元素：ⅠA和ⅡA族；p区元；ⅢA～ⅦA族元素。

0族稀有气体也属于p区。d区元素：ⅢB～Ⅷ族元素；ds区元素：包括ⅠB和ⅡB族。f区元素：包括镧系和锕系元素。都是金属练习3、已知某原子的电子排布式是：

1s22s22p63s23p63d104s24p1。

（1）这元素的原子序数是多少？

（2）这元素属第几周期？第几族？是主族元素还是过渡元素？

（3）哪些电子是这个原子的价电子。答案：(1)31(2)4；IIIA；主族元素.(3)4s24p1二、元素第一电离能的周期性变化

电离能：气态电中性原子失去一个电子转化为+1价气态阳离子所需要的最低能量，叫做该元素的第一电离能。符号：I1

M（g）-e-M+（g）元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易。1、同主族元素、同周期元素的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢?2、如何解释某些元素的第一电离能的反常变化？3、为什么原子的逐级电离能越来越大?

三、元素电负性的周期性变化

1、电负性：用来描述不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力。电负性越大的原子，吸引电子的能力越大。

2、电负性的应用：（1）、一般地，电负性＞1.8为金属元素；电负性＜1.8为金属元素。（2）电负性之差＜1.7的两种元素原子之间形成的化学键为共价健；电负性之差＞1.7的两种元素原子之间形成的化学键为离子健。3、元素电负性的周期性变化：同一周期,从左到右,主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下,主族元素电负性逐渐减小.元素电负性元素周期律元素周期表的应用1.推断元素位置、结构和性质元素名称元素特征周期数、族数原子序数原子量物理或化学特性原子结构特征含量等其它特征元素的性质原子或离子结构最高或最低化合价根据分子式的计算根据化学方程式的计算课本阅读与理解比较同族元素的金属性Ba>Ca>Mg

非金属性F>Cl>Br

最高价氧化物的水化物的酸碱性 KOH>NaOH>LiOH

氢化物的稳定性CH4>SiH4比较同周期元素及其化合物的性质碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3

稳定性:HF>H2O>NH3比较不同周期元素的性质（先找出与其同周期元素参照）推断一些未知元素及其化合物的性质2.比较或推断某些性质找元素之最最活泼金属Cs、最活泼非金属F2最稳定的气态氢化物HF，含H%最大的是CH4最强酸HClO4、最强碱CsOH地壳中含量最多的金属和非金属

AlO找半导体：在分界线附近SiGeGa制农药：在磷附近PAsSClF找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：过渡元素FeNiPtPdRh3.寻找特定性质的物质在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图l—27)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。查阅资料：1、锂和镁的相似性（1）锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物（Li2O和MgO），不生成过氧化物。（2）锂、镁在加热时直接和氮反应生成氮化物（Li3N和Mg3N2），而其他碱金属不能和氮作用。（3）.锂、镁和氟化物（LiF、MgF2）、碳酸盐（Li2CO3、MgCO3）、磷酸盐（Li3PO4、Mg3（PO4）2）均难（或微）溶于水，其他相应化合物为易溶盐。（4）水合锂、镁氯化物晶体受热发生水解。（5）锂和镁、硝酸盐分解产物相似。（6）IA中只有锂能直接和碳生成Li2C2镁和碳生成Mg2C3((C=C=C)4-)（7）锂、镁的氯化物均溶于有机溶剂中表现出共价特性。

“对角线规则”科学史话：第一张元素周期表课外阅读

1829年德国化学家德贝菜纳发现当时已知的44种元素中有15种元素可分成5组，每组的三个元素性质相似，而且中间元素的相对原子质量约为较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半。例如，钙、锶、钡性质相似，锶的相对原子质量大约是钙和钡的相对原子质量之和的一半。氯、溴、碘，锂、钠、钾等组元素的情况类似，由此提出了“三素组”的概念，为发现元素性质的规律性打下了基础。…………1859年，24罗的俄国彼得堡大学年轻讲师门捷列夫来到德国海德堡大学本生的实验室进修。当年，本生和基尔霍夫发明了光谱仪，用光谱发现了一些新元素，掀起一股发现新元素热。次年，门捷列夫出席了在