元素性质的递变规律-oyf.ppt

1、第二单元 元素性质的递变规律,福州三中 欧阳锋,请同学们回忆一下：我们学过的元素主要性质有哪些？他们各有怎样的递变规律？,1.金属性 2.非金属性 3.元素的主要化合价 4.原子半径,同一周期从左到右逐渐减弱 同一主族从上到下逐渐增强,知 识 复 习,同一周期从左到右逐渐增强 同一主族从上到下逐渐减弱,同周期最高正价从+1价到+7 价 负价从-4到-1价, 同一主族化合价相似。,同一周期从左到右逐渐减小 同一主族从上到下逐渐增大,原子核外电子排布的周期性变化,元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径及元素的第一电离能、电负性等呈现周期性变化的主要原因是：,原子核外电子排布的周期性,n

2、s2,ns1,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,最高正价:+1+7;最低负价:-4-1,从左到右金属性递减非金属性递增,同周期(从左到右)半径逐渐减小,表2-4主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化,你知道吗? p书17,8,18,18,6s1,6s26p6,8,8,8,8,8,8,交流 与 讨论 p17,32,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ns1到ns2np6的周期性变化。,最后1个电子填充在ns轨道上，外围电子的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包括A和A族

3、，它们都是活泼金属(除H外)，容易失去电子形成+1 或+2价离子。,s区元素,s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，最外层电子的总数等于该元素的族序数(0族除外）。,最后1个电子填充在np轨道上，外围电子构型是ns2np16，位于周期表右侧，包括AA族元素。大部分为非金属。0族稀有气体也属于p区。,p区元素,它们的外围电子构型是(n1)d19ns12，最后1个电子基本都是填充在倒数第二层 (n1)d轨道上的元素，位于长周期的中部。这些元素都是金属，常有可变化合价，称为过渡元素。它包括B族元素。,d区元素,外围电子构型是(n1)d10ns12，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有

4、12个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，故称为ds区，它包括B和B族，处于周期表d区和p区之间。它们都是金属，也属过渡元素。,ds区元素,最后1个电子填充在f轨道上，外围电子构型是：（n2）f014ns2,或(n 2)f 014 (n1)d 02ns2，它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。,f区元素,元素的外围电子构型与其在周期表中的位置的关系,外围电子构型中无d电子的为 元素，分布在 区、 区；若有d电子的则为过渡元素，包括 族、 族，分布在 区、 区 最外层电子数3的元素在 区,主族和0族,s p,副 VIII,d ds,P,A、A族,AA族，0族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns

5、1、ns2,ns2np16,(n1)d19ns12,(n1)d10ns12,（n2）f 014ns2,各区元素特点,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,小结,副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。,1. 过渡元素？,2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？,这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。,处于非金属三角区边缘

6、的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。,已知某元素的原子序数为25，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。,课堂练习,25Mn 原子结构示意图 2 8 13 2 电子排布式 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s2 第4周期 第VIIB族 d区,元素第一电离能的周期性变化,知识回顾,请同学们回忆一下：什么是元素的金属性和非金属性？同周期元素的金属性和非金属性如何变化？,一、元素第一电离能,原子失去一个电子形成1 阳离子所需的 能量叫做元素的第一电离能。符号为 .单位是 .,I1,KJ/mol,气态

7、,气态,最低,概念应用,738KJmol-1,496KJ,第一电离能越小，原子越 失去电子，金属性越 ；第一电离能越大，原子越 失去电子，金属性越 。,问题探究一,元素第一电离能大小与原子失电子能力有何关系？,容易,难,强,弱,电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。,元素的第一电离能的周期性,问题探究二,元素的第一电离能有什么变化规律呢？,同周期从左到右，第一电离有逐渐 的趋势；同主族从上到下，第一电离能逐渐 。,增 大,减 小,为什么？,总体上：金属元素的第一电离能都 ，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都 。,在同一周期中第一电离

8、能最小的是 元素，最大的是 元素。,碱金属,稀有气体,较 大,较 小,规律与总结,为什么？,影响电离能大小的因素,原子核电荷数（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。 原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。 电子层结构稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。,1、下列叙述中正确的是 （ ） A、同周期元素中，VIIA 族元素的原子半径最大 B、VIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 C、室温时，零族元素的单质都是气体 D、同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大,课堂练习,

9、C,2、判断下列元素间的第一电离能的大小： Na K N P F Ne Cl S Mg Al O N,课堂练习,拓展视野,根据第一电离能的定义，你能说出什么是第二电离能、第三电离能.吗？讨论后回答,气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的最低能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5,同一种元素的逐级电离能的大小关系,I1I2I3I4I5,问题探究三,观察分析下表电离能数据回答问题：,为什么锂元素易形成Li，而不易形成Li2；镁元素易形成Mg2，而不易形成Mg3？,从表

10、中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因此Na容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；即Na易形成Na，而不易形成Na2 。镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2，而不易形成Mg3。,元素电负性的周期性变化,元素电负性的周期性变化,电负性是用来衡量元素在化合物中 的能力的物理量。指定氟的电负性为 ，并以此为标准确定其他元素的电负性。,一、电负性的概念：,吸引电子,4.0,增 大,减小,同一周期从左到右，主族元素电负性逐渐 ，表明其吸引电子的能力逐渐 。同一主族从上到下，元素电负性呈现 趋势，表明其吸引电子的能力逐渐 。,二

11、、电负性的递变规律：,增 大,减 小,增 大,减 小,为什么？,三、电负性的意义,反映了原子间的成键能力和成键类型。,一般认为，电负性 1.8的元素为非金属元素，电负性 1.8的元素为金属元素。,小于,大于,一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成 键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成 键。,规律与总结,离 子,共 价,为什么？,概念应用,请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物 NaF HCl NO MgO KCl CH4 离子化合物： 。 共价化合物： 。,NaF、 MgO、 KCl,HCl、 NO、

12、 CH4,规律与总结,电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值。,弱,正,强,负,概念应用,请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物中为正值的元素 CH4 NaH NF3 NH3 SO2 H2S ICl HBr,1、下列各组元素按电负性由大到小顺序排列的是( ) A. F N O B. O Cl F C. As P H D. Cl S As,D,2、下列哪个系列的排列顺序正好是电负性减小的顺序( ) A. K Na Li B. O Cl H C. As P H D. 三者都是,B,巩固练习,4、下列不是元素电

13、负性的应用的是( ) A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度,D,3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( ) A.共价键 B.离子键 C.金属键,B,巩固练习,巩固练习,5、已知四种元素的电子排布式为： A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5 D.ns2np6 则他们的第一电离能按从大到小的顺序为 ，电负性的大小顺序为 。,DCAB,DCBA,6、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 ； 电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 ；电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。(不考虑放射性元素!),Na,Ar,Cl,Na,Cs,He,C