1.3.2+元素性质及其变化规律++课件++年高二下学期化学鲁科版（2019）选择性必修2

1.2.2核外电子排布与元素周期表核心素养目标1.宏观辨识与微观探析：能从原子结构的微观角度理解元素性质的周期性变化，如原子半径、电离能、电负性等，同时能从宏观上描述和解释元素性质及其变化规律，建立微观结构与宏观性质之间的联系。​2.证据推理与模型认知：通过对元素性质实验数据和事实的分析，如不同元素与水、酸反应的剧烈程度，形成证据意识，能基于证据对元素性质及其变化规律进行推理和论证。同时，构建元素周期律的认知模型，如“位-构-性”模型，利用该模型预测元素的性质，解释元素之间的内在联系。​​3.科学态度与社会责任：认识到元素周期律对化学研究和生产生活的重要指导意义，培养严谨认真的科学态度。了解元素周期律在新材料研发、元素的发现和应用等方面的贡献，增强对化学学科的认同感和社会责任感。学习重难点学习重点​1.元素周期律的实质，即元素原子核外电子排布的周期性变化如何引起元素性质的周期性变化，包括原子半径、电离能、电负性、金属性和非金属性等方面的周期性变化规律。​2.同周期、同主族元素性质的递变规律及其应用，能够运用这些规律预测元素的性质，判断元素之间的金属性、非金属性强弱关系，以及比较化合物的性质等。3.​“位-构-性”三者之间的关系，能够根据元素在周期表中的位置，推断其原子结构和性质，反之，也能根据原子结构和性质确定元素在周期表中的位置。学习难点​1.理解电离能、电负性等概念及其变化规律背后的本质原因，电离能和电负性的变化不仅与原子结构有关，还涉及到电子间的相互作用等复杂因素。​2.运用元素周期律和“位-构-性”关系解决实际问题。新课导入元素的电负性及其变化规律回顾元素周期律原子半径电离能同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。增大ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。减小元素的逐级电离能越来越大同周期：从左→右，原子半径逐渐

。同主族：从上→下，原子半径逐渐

。增大减小影响因素1)电子的能层数2)核电荷数回顾卤素的化学性质KBr溶液+氯水（加入CCl4）Cl2+2Br-

2Cl-+Br2KI溶液+氯水（加入CCl4）Cl2+2I-

2Cl-+I2KI溶液+溴水（加入CCl4）Br2+2I-

2Br-+I2卤素元素自上而下非金属性逐渐减弱1.电负性元素金属性逐渐增强尽管电离能为理解元素性质及其周期性变化提供了工具，但其反映的是气态原子得失电子的难易程度，当用于描述物质中不同原子吸引电子的能力、物质中原子的电荷分布等情况时会有较大偏差。能否对元素的非金属性进行定量描述？元素非金属性逐渐减弱1.电负性定义确定依据意义用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性时元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素氟的电负性4.0作为标度计算出来的。电负性是相对值，没有单位元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越弱。1.电负性化学键可以看作两个原子为争夺电子而进行的“拔河”。图1-3-5元素的电负性(鲍林标度)1.电负性1989年，L.C.Allen根据光谱实验数据以基态自由原子价层电子的平均单位电子能量为基础获得主族元素的电负性1956年，A.L.阿莱和E.罗周提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性1934年，R.S.马利肯从电离势和电子亲和能计算的绝对电负性，即电离能和电子亲和能的平均值1932年，L.C.鲍林提出的标度。根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0，计算其他元素的相对电负性（稀有气体未计）2.电负性的周期性变化随着核电荷数的递增，元素电负性的周期性变化如图所示。一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大。一般来说，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。2.电负性的周期性变化随着核电荷数的递增，元素电负性的周期性变化如图所示。电负性最大的元素是位于元素周期表右上角的氟（稀有气体元素除外）电负性最小的元素是位于元素周期表左下角的铯（放射性元素除外）3.电负性的应用(1)判断元素的金属性与非金属性的强弱电负性大于1.8：一般为非金属元素，且电负性越大，非金属性越强小于1.8：一般为金属元素，且电负性越小，金属性越强1.8左右：一般是位于非金属三角区边界的“类金属”，它们既有金属性，又有非金属性3.电负性的应用(2)判断化学键的类型两成键元素间电负性差值大于1.7小于1.7通常形成离子键通常形成共价键PS：①电负性之差大于1.7的元素之间不一定都形成离子键，如F的电负性与H的电负性之间为1.9，但HF中的H—F为共价键。②电负性之差小于1.7的元素之间不一定都形成共价键，如H的电负性与Na的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键为离子键。3.电负性的应用请根据上述规律，试判断AlCl3和BeCl2

中的化学键类型。元素电负性Be1.5Al1.5Cl3.0相应元素电负性差值小于1.7，因此，AlCl3和BeCl2

中均为共价键，AlCl3和BeCl2

均为共价化合物。3.电负性的应用(3)判断化合物中各元素化合价的正负电负性的大小能够衡量元素原子在化合物中吸引电子能力的大小电负性小的元素原子电负性大的元素原子在化合物中吸引电子的能力弱元素的化合价为正值在化合物中吸引电子的能力强元素的化合价为负值3.电负性的应用“对角线规则”是指：某些主族元素与位于其右下方的主族元素的有些性质是相似的。主族元素与位于其右下方的主族元素的电负性相差不大，如：Li和Mg的电负性数据接近，Be和Al的电负性数据均为1.5，B和Si的电负性数据接近。因此，元素电负性也可以作为“对角线”经验规则的依据之一。(4)解释对角线规则原子结构与元素性质的周期性变化规律1.原子结构与元素性质的周期性变化规律（1）元素周期律的实质——元素原子核外电子排布的周期性①同族元素性质相似的原因是元素原子的价电子排布相似；同族元素性质递变的原因是元素核外电子层数的增加。②同周期元素性质变化的原因是元素原子核电荷数的增加，导致价电子数递增。（2）周期性变化规律原子结构与元素性质同周期主族元素（左→右）同主族元素（上→下）最外层电子数原子半径相同逐渐增多（1e-→7e-）逐渐减小逐渐增大1.原子结构与元素性质的周期性变化规律原子结构与元素性质同周期主族元素（左→右）同主族元素（上→下）主要化合价第一电离能电负性得失电子能力元素的金属性和非金属性最高价氧化物对应水化物的酸碱性非金属元素气态氢化物的稳定性最高正价相同(O、F除外)；最低负价相同；最高正价：+1→+7(O、F除外)；最低负价：-4→-1总体上呈增大的趋势逐渐减小逐渐减小逐渐增大失电子能力减弱；得电子能力增强失电子能力增强；得电子能力减弱金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱碱性逐渐减弱；酸性逐渐增强碱性逐渐增强；酸性逐渐减弱逐渐增强逐渐减弱2.元素“位—构—性”的关系原子结构元素在周期表中的位置元素性质决定反映决定反映同周期：递变性

左→右同主族：递变性、相似性质子数=电子总数=核电荷数=原子序数最外层电子数=主族序数电子层数=周期序数得失电子能力，金属性、非金属性强弱，电负性，第一电离能大小最外层电子数核电荷数电子层数决定得失电子能力质子数决定元素种类随堂训练1.下列关于电负性的叙述不正确的是()

电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大

电负性是以氟为4.0作为标准的相对值

元素的电负性越大，元素的非金属性越强同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大A随堂训练2.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5则下列有关比较中正确的是 (

)AA.第一电离能：④＞③＞②＞①B.原子半径：④＞③＞②＞①C.电负性：④＞③＞②＞①D.最高正化合价：④＞③＝②＞①随堂训练3.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子数比G多10。请回答下列问题:(1)基态G原子的电子排布式是

,M在元素周期表中的位置是

。(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为

(用元素符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为

。

1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1第四周期第ⅠB族N>O>CO>N>C随堂训练4.有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.1,3.5,1.5,2.5,0.8，请回答下列问题：(1)A是________，B是________，C是________，D是__________，E是________(用元素符号填空，下同)。(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是______________，非金属性最强的是__________。HOAISKK