鲁科版选择性必修2第1章第3节元素性质及其变化规律课件（53张）

第3节元素性质及其变化规律学习目标1.通过原子半径及其变化规律的学习,能描述主族元素原子半径变化的一般规律,并从电子排布的角度对其进行解释。2.通过电离能、电负性知识学习,理解元素电离能、电负性的含义,能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律,能从电子排布的角度对这一规律进行解释。3.通过电负性应用的学习,能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系,能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱,推测化学键的类型。任务分项突破课堂小结提升学科素养测评任务分项突破学习任务1原子半径及其变化规律自主梳理1.影响原子半径的因素越大微点拨:原子半径由电子层数、核电荷数共同决定。一般来讲电子层数相对占主导地位。如果电子层数相同、核电荷数也相同,还与最外层电子数有关,最外层电子数越多一般半径越大[例:r(Cl-)>r(Cl)]。越大越大越小项目规律原因同周期元素(从左到右)原子半径逐渐

.(除稀有气体元素外)增加的电子产生的电子间的排斥作用

核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用同主族元素(自上而下)原子半径逐渐

.电子层数的影响

核电荷增加的影响同周期过渡元素(从左到右)原子半径呈

,但变化幅度不大增加的电子都排布在

轨道上,不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核

及内层电子

的总体效果差别不大减小2.原子半径变化规律小于增大大于递减趋势(n-1)d吸引作用排斥作用3.原子半径与原子得失电子能力的关系减小(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是位于元素周期表中金属元素与非金属元素

元素的原子获得或失去电子的能力都

。增强越弱越强增大减弱越强越弱分界线周围不强互动探究元素的原子半径及相应的比例模型如图:探究元素原子半径的变化规律问题1:电子层数多的原子半径一定大吗?提示:不一定,例如锂原子比氯原子少一个电子层,但是原子半径大于氯原子。问题2:举例说明电子层结构相同的微粒,其微粒半径大小的比较有什么规律?提示:电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,原子核对外层电子的吸引作用越大,其微粒半径越小。例如:r(N3-)>r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。问题3:元素周期表中元素原子得失电子能力有什么规律?试从原子半径和价电子数角度进行定性解释。提示:同周期元素原子的电子层数相同,从左到右原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引作用逐渐增强。因此,除稀有气体元素外,从左到右,元素原子失去电子的能力越来越弱,获得电子的能力越来越强。同主族元素原子的价电子数相同,但自上而下原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱。因此,自上而下,金属元素原子失去电子的能力越来越强,非金属元素原子获得电子的能力越来越弱。同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是:位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。归纳拓展微粒半径大小的比较(1)同周期元素的原子半径:随着核电荷数增多,原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。(2)同主族元素的原子半径、相同价态阳离子半径和阴离子半径:随着核电荷数增多,半径都依次增大。(3)核外电子排布(即电子层结构)相同的离子半径:随核电荷数增多,离子半径依次减小。(4)同种元素形成的粒子半径:阳离子<中性原子<阴离子,且阳离子价态越高,半径越小。如:Fe3+<Fe2+<Fe,Cl<Cl-,H+<H<H-。(5)核电荷数和电子数都不同的粒子,一般要找参考物。如比较Al3+和S2-,可找出与Al3+电子数相同,与S2-同一主族的O2-来比较,因为Al3+<O2-,且O2-<S2-,故Al3+<S2-。1.(2022·云南丽江期末)短周期元素X、Y、Z原子序数之和为36,X、Y位于同一周期,X+与Z2-具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是(

)A.同族元素中Z的简单氢化物稳定性最强B.同周期元素中X的金属性最强C.原子半径:X>Y,离子半径:X+>Z2-D.同周期元素中Y的最高价氧化物对应水化物的酸性最强题组例练C解析:X+与Z2-具有相同的核外电子层结构,可推知Z在X、Y的上一个周期,X、Y、Z处于短周期,则X为Na、Z为O,可知Y的质子数为36-11-8=17,则Y为Cl。同主族元素自上而下非金属性逐渐减弱,非金属性越强,氢化物越稳定,故同主族中H2O最稳定,故A正确;X为Na,由同周期元素从左到右元素的金属性逐渐减弱,可知同周期元素中Na的金属性最强,故B正确;同周期元素随原子序数递增原子半径减小,故原子半径Na>Cl,电子层结构相同,核电核数越大,离子半径越小,则离子半径应为O2->Na+,故C不正确;同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强,对应的最高价氧化物的水化物的酸性逐渐增强,故Cl元素的最高价含氧酸酸性最强,故D正确。2.(2022·广东茂名一模)化合物W可用于农药生产,其结构如图所示,其中X、Y、Z、M、N是原子序数依次增大的短周期主族元素,Y与N同主族。下列说法正确的是(

)A.非金属性:Z>Y>XB.简单离子半径:N>M>YC.元素Z和M形成共价化合物D.元素Y和M形成的二元化合物都具有强氧化性A解析:M为+1价,是ⅠA族元素,由于还有N的原子序数比M大,且N能共用6对电子,则M为Na,N为S,Z可共用1对电子,则Z为F,Y能共用2对电子,Y为O,X共用4对电子,X为C;根据分析可知,X为C,Y为O,Z为F,M为Na,N为S。同周期元素从左到右非金属性增强,则非金属性Z>Y>X,故A正确;电子层数越多,离子半径越大,相同电子层结构时核电荷数越大,离子半径越小,则离子半径S2->O2->Na+,即N>Y>M,故B错误;Z为F,M为Na,形成化合物如NaF,含离子键,是离子化合物,故C错误;Y为O,M为Na,形成的二元化合物如Na2O,没有强氧化性,故D错误。学习任务2元素的电离能及其变化规律自主梳理1.电离能(1)概念:

或

失去一个电子所需要的最小能量。(2)符号:

,单位:

。气态基态原子气态基态离子IkJ·mol-1M2+(g)M3+(g)<<微点拨:不同能级组电离能通常差距非常大,同一能级组内不同能级电离能差距比较小。3.电离能的意义(1)电离能越小,该气态原子(或离子)越

失去电子。(2)电离能越大,该气态原子(或离子)越

失去电子。(3)运用元素的电离能数据判断

元素的原子在气态时

电子的难易程度。容易难金属失去4.电离能的递变规律(1)(2)同种元素的原子,电离能逐级

。增大减小增大5.电离能的影响因素核电荷数电子层互动探究如图为部分主族元素及0族元素的第一电离能比较示意图:探究1元素电离能的变化趋势问题1:仔细观察第一电离能比较示意图,说一说同周期、同主族元素的第一电离能总体变化趋势是什么样的?提示:同一周期的元素,从左到右,元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势;同主族元素,总体上自上而下第一电离能逐渐减小。问题2:同周期中ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA族元素的第一电离能出现了反常,试解释原因。提示:同周期中ⅡA族的ns能级有2个电子,为全充满的稳定结构,故第一电离能大于ⅢA族;ⅤA族的np能级有3个电子,为半充满的较稳定结构,故第一电离能大于ⅥA族。探究2元素电离能的应用问题3:如何利用电离能判断金属性与非金属性强弱?提示:一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。问题4:如何判断同一元素各级电离能之间的大小关系?提示:同一元素的逐级电离能的大小关系为I1<I2<I3<I4……原因是随着原子核外电子的逐个失去,阳离子所带正电荷数越来越高,且半径越来越小,原子核对外层电子的吸引作用增强,失电子越来越困难,电离能也越来越大。归纳拓展电离能的影响因素、递变规律及应用1.电离能的影响因素及递变规律电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响。①同周期元素具有相同的电子层数,从左到右核电荷数增大,原子的半径减小,I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大,因ⅡA、ⅤA族元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小,稀有气体元素的I1最大。②同主族元素电子层数不同,价电子数相同,从上到下,原子半径增大起主要作用,元素的I1逐渐减小。(2)核外电子排布对电离能的影响。①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时,电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大,这是因为ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满、np0全空稳定状态,ⅤA族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大,原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。②通常情况下,元素的电离能逐级增大。因为离子的电荷正值越来越大,离子半径越来越小,所以失去这些电子逐渐变难,需要的能量越来越高。③当相邻逐级电离能突然变大时,说明电子的电子层发生了变化,即同一电子层中电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。2.电离能的应用(1)比较元素金属性的强弱。一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。(2)确定元素原子的核外电子排布。由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此元素的电离能会发生突变。利用电离能的突变可以确定核外电子排布。1.(2022·山东济宁期末)下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示,单位为kJ·mol-1)。下列关于元素R的判断中一定正确的个数是(

)题组例练B电离能I1I2I3I4……R7401500770010500……①R的最高正化合价为+2价②R元素基态原子的电子排布式为1s22s2③同周期元素中第一电离能小于R的元素有一种④R元素位于元素周期表中ⅡA族A.1 B.2 C.3 D.4解析:某短周期元素R的第三电离能剧增,说明该原子最外层有2个电子,处于ⅡA族,该原子在第四电离能后还有第五电离能等,说明核外电子数数目大于4,故R为Mg元素。Mg元素最高正价为+2价,故①正确;基态Mg原子的电子排布式为1s22s22p63s2,故②错误;镁元素最外层电子排布式为3s2,为全满稳定状态,第一电离能大于同周期相邻元素的,如Na、Al等,故不止一种元素的第一电离能小于R,故③错误;Mg位于元素周期表中ⅡA族,故④正确。2.(2022·广东茂名期末)下表是第3周期部分元素的电离能数据。A元素I1/eVI2/eVI3/eV甲5.747.171.8乙7.715.180.3丙13.023.940.0丁15.727.640.7下列说法正确的是(

)A.甲的金属性比乙强B.乙的常见化合价为+1价C.丙不可能为非金属元素D.丁一定为金属元素解析:由表中数据可知,甲的第一电离能比乙低,所以甲的金属性比乙强,故A正确;乙的第三电离能明显比第一、第二电离能高了很多,所以乙的最外层只有两个电子,乙为第3周期元素,则乙为金属镁,其化合价为+2,故B错误;甲的第一电离能远远小于第二电离能,所以甲为钠。丙一定不是铝,因为铝的第一电离能比镁小,所以丙一定是非金属元素,故C错误;丁的第一电离能比丙更大,所以丁一定为非金属,故D错误。学习任务3元素的电负性及其变化规律自主梳理1.电负性(1)概念:元素的原子在化合物中

能力的标度。(2)标准:选定氟的电负性为

,并以此为标准确定其他元素的电负性。2.电负性规律(1)同一周期从左到右,元素的电负性

。(2)同一主族自上而下,元素的电负性

。吸引电子4.0递增递减3.电负性的应用(1)判断一种元素是金属元素还是非金属元素:通常电负性小于2的元素大部分为金属元素;电负性大于2的元素大部分为非金属元素;“梯子线(金属与非金属分界线)”附近元素电负性为2左右。(2)判断化合物中元素化合价的正负:化合物中,电负性大的元素易呈现

价;电负性小的元素易呈现

价。(3)判断化学键的性质:电负性差值大(大于1.7)的元素原子之间主要形成

;电负性相同或差值小(小于1.7)的非金属元素原子之间主要形成

。微点拨:根据电负性差值大于或小于1.7判断化学键性质只是一个经验规律。负正离子键共价键互动探究如图为元素的电负性(鲍林标度)示意图:探究电负性问题1:电负性大小与哪些因素有关?提示:电负性大小与原子的核电荷数、原子半径有关系,一般核电荷数越大、半径越小,电负性越大。问题2:电负性与价电子能级半充满、全充满、全空结构有没有关系?提示:关系不大,同周期(主族元素)电负性从左至右增大,没有例外(仅Pb、Bi相等较为特殊)。问题3:电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的什么位置?提示:电负性最大的元素F在元素周期表的右上角;电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。问题4:电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗?提示:不一定,该规律为经验规律,有些特殊化合物不符合此规律。如H的电负性为2.1,氟的电负性为4.0,电负性差为1.9,但HF为共价化合物。归纳拓展判断元素电负性大小的方法(1)非金属电负性>金属电负性。(2)运用同周期、同主族电负性变化规律。(3)利用气态氢化物的稳定性。(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱。(5)利用单质与H2化合的难易。(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易。(7)利用化合物中所呈现的化合价。(8)利用置换反应。1.(2022·北京东城期末)下列各组元素中,电负性依次减小的是(

)A.F、N、O B.Cl、C、FC.As、N、H D.Cl、S、As题组例练D解析:元素周期表中,同周期主族元素从左向右电负性逐渐增强,则F>O>N,A错误;同主族元素从上到下,电负性逐渐减弱,则F>Cl,B错误;同主族元素从上到下,电负性逐渐减弱,则N>As,C错误;元素周期表中,同周期主族元素从左向右电负性逐渐增强,同主族元素从上到下电负性逐渐减弱,则Cl>S>P>As,故Cl>S>As,D正确。2.(2022·湖南长沙期末)元素W、X、Y和Z在周期表中的相对位置如图所示,其中元素Z位于第4周期,W、X、Y原子的最外层电子数之和为18。下列说法正确的是(

)A.简单氢化物热稳定性:X>YB.原子半径:Z>Y>XC.可以推测单质Z是半导体材料,Z与Y可形成化合物ZY3D.电负性:W>ZD解析:元素W、X、Y和Z在周期表中的相对位置如题图所示,其中元素Z位于第4周期,则W位于第2周期,X、Y位于第3周期,设X原子的最外层电子数为a,则W、Y原子最外层电子数分别为a-1、a+1,W、X、Y原子的最外层电子数之和为18,则a+a-1+a+1=18,解得a=6,则W为N元素,X为S元素,Y为Cl元素,Z为Ge元素。非金属性越强,简单氢化物越稳定,同周期元素从左到右非金属性逐渐增强,则简单氢化物热稳定性X<Y,故A错误;同周期元素从左向右原子半径逐渐减小,同主族从上到下原子半径逐渐增大,则原子半径Z>X>Y,故B错误;单质Ge为半导体材料,Ge与Cl可以形成化合物GeCl4,故C错误;非金属性越强,电负性越大,非金属性N>Ge,则电负性W>Z,故D正确。课堂小结提升【知识整合】【易错提醒】1.误认为电子层数越多,原子半径越大。决定原子半径的因素并非仅仅是电子层数,还有核电荷数。原子半径是核电荷数与电子层数两个因素综合作用的结果,有些原子电子层数较多,但是其原子半径却较小,例:r(Cl)<r(Li)。2.误认为同周期第一电离能由小到大。ⅡA族元素最外层p能级全空,ⅤA族元素最外层p能级半充满处于相对稳定结构。所以ⅡA、ⅤA族元素第一电离能比同周期ⅢA、ⅥA族元素的都要大一些。3.误认为元素金属性与金属活动性相同。元素金属性指的是金属原子失电子能力,金属活动性指的是金属单质在水中失电子的能力,两者并不完全一致。4.误认为原子半径越小电负性越大。电负性是原子半径与核电荷数两个因素共同决定的。同周期元素,半径越小电负性越大是正确的。但不同周期则不一定,比如H原子半径最小,但电负性却在非金属中属于比较小的。学科素养测评元素的对角线规则:在元素周期表中,上一周期的左上角某些元素与相邻的下一周期的右下角另一些元素性质相似,称为对角线规则。“元素性质相似”指单质及相应化合物的物理性质、化学性质相似。如图是部分元素的第一电离能随原子序数变化的曲线(其中12～17号元素的有关数据缺失)。请回答下列问题:(1)请写出ds区铜原子基态电子排布式:

。解析:(1)铜原子的核电荷数是29,根据能量构造原理和能量最低原理,基态Cu原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。答案:(1)1s22s22p63s23p63d104s1

元素的对角线规则:在元素周期表中,上一周期的左上角某些元素与相邻的下一周期的右下角另一些元素性质相似,称为对角线规则。“元素性质相似”指单质及相应化合物的物理性质、化学性质相似。如图是部分元素的第一电离能随原子序数变化的曲线(其中12～17号元素的有关数据缺失)。请回答下列问题:(2)同主族元素的第一电离能的变化规律是

。解析:(2)同一主族元素原子从上到下,金属性增强,容易失去电子,所以第一电离能I1变化规律是从上到下逐渐减小。答案:(2)同一主族元素的原子从上到下,第一电离能逐渐减小元素的对角线规则:在元素周期表中,上一周期的左上角某些元素与相邻的下一周期的右下角另一些元素性质相似,称为对角线规则。“元素性质相似”指单质及相应化合物的物理性质、化学性质相似。如图是部分元素的第一电离能随原子序数变化的曲线(其中12～17号元素的有关数据缺失)。请回答下列问题:(3)图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是

。解析:(3)金属性越强,越容易失去电子,所以第一电离能越小,图中第一电离能最小的元素是铷,位于元素周期表的第5周期ⅠA族。答案:(3)第5周期ⅠA族元素的对角线规则:在元素周期表中,上一周期的左上角某些元素与相邻的下一周期的右下角另一些元素性质相似,称为对角线规则。“元素性质相似”指单质及相应化合物的物理性质、化学性质相似。如图是部分元素的第一电离能随原子序数变化的曲线(其中12～17号元素的有关数据缺失)。请回答下列问题:(4)根据对角线规则,Be、Al的最高价氧化物对应水化物的性质相似,它们都具有

性,能证明Be(OH)2该性质的实验结论是

。解析:(4)Al(OH)3为两性氢氧化物,则Be(OH)2也应该是两性氢氧化物,可分别用稀盐酸和NaOH溶液与Be(OH)2反应,发现Be(OH)2既能与盐酸反应生成盐和水,也能与NaOH溶液反应生成盐和水,即说明Be(OH)2是两性氢氧化物。答案:(4)两Be(OH)2既可溶于强酸又可溶于强碱(合理即可)

元素的对角线规则:在元素周期表中,上一周期的左上角某些元素与相邻的下一周期的右下角另一些元素性质相似,称为对角线规则。“元素性质相似”指单质及相应化合物的物理性质、化学性质相似。如图是部分元素的第一电离能随原子序数变化的曲线(其中12～17号元素的有关数据缺失)。请回答下列问题:(5)Na～Ar元素中,某元素M电离能如表所示:I1/(kJ·mol-1)I2/(kJ·mol-1)I3/(kJ·mol-1)I4/(kJ·mol-1)I5/(kJ·mol-1)578181727451157514830①由此判断该元素是

;

解析:(5)①从表中的数据可知,当原子失去第4个电子时,第三电离能到第四电离能增大幅度明显大于第二电离能到第三电离能增大的幅度,说明该元素失去3个电子时为稳定结构,在Na～Ar元素中只有Al元素满足条件,即该元素是Al元素。答案:(5)①Al

元素的对角线规则:在元素周期表中,上一周期的左上角某些元素与相邻的下一周期的右下角另一些元素性质相似,称为对角线规则。“元素性质相似”指单质及相应化合物的物理性质、化学性质相似。如图是部分元素的第一电离能随原子序数变化的曲线(其中12～17号元素的有关数据缺失)