化學(xué)《元素性質(zhì)的遞變規(guī)律》課件蘇教版.ppt

《化學(xué)《元素性質(zhì)的遞變規(guī)律》課件蘇教版.ppt》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《化學(xué)《元素性質(zhì)的遞變規(guī)律》課件蘇教版.ppt（47頁珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

第二單元元素性質(zhì)的遞變規(guī)律,一、學(xué)習(xí)目標(biāo)1．在必修化學(xué)的基礎(chǔ)上，進(jìn)一步理解元素周期律。2．理解元素性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增的周期性變化的本質(zhì)是核外電子排布的周期性變化。3．了解元素電離能、電負(fù)性的概念和隨原子序數(shù)遞增的周期性變化的規(guī)律。4．了解電離能和電負(fù)性的簡(jiǎn)單應(yīng)用。二、課時(shí)建議原子核外電子排布的周期性1課時(shí)元素第一電離能的周期性變化2課時(shí)元素電負(fù)性的周期性變化2課時(shí),一、原子核外電子排布的周期性,練習(xí):寫出下列原子的電子排布式、軌道表示式、原子結(jié)構(gòu)示意圖、原子實(shí)表示式、原子外圍電子排布式。①H②He③C④N⑤Ne⑥Na⑦Cl⑧K⑨Sc⑩Cr⑾Fe⑿Cu⒀Br,回顧隨著原子序數(shù)的遞增元素原子的核外電子排布元素原子半徑元素主要化合價(jià),呈現(xiàn)周期性變化,還有：元素的第一電離能、電負(fù)性等均呈現(xiàn)周期性變化。,核外電子排布,原子半徑,原子的最外層電子排布,元素化合價(jià),元素主要化合價(jià)的周期性變化,ns2,ns1,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,最高正價(jià):+1→+7;最低負(fù)價(jià):-4→-1,金屬性減弱非金屬性增強(qiáng),同周期從左到右半徑逐漸減小,,元素周期表,元素周期律的具體表現(xiàn)形式,編排原則：,⑴按原子序數(shù)的遞增順序從左到右排列,,⑵將電子層數(shù)相同的元素排列成一個(gè)橫行(周期）,⑶把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行。（族）,周期表,7個(gè)周期（三短、三長(zhǎng)、一不完全),7個(gè)副族：僅由長(zhǎng)周期構(gòu)成的族（ⅠB～ⅦB）,Ⅷ族（3個(gè)縱行）：Fe、Co、Ni等9種元素,零族：稀有氣體元素,Na11鈉,H1氫,He2氦,Li3鋰,Be4鈹,B5硼,C6碳,N7氮,O8氧,F9氟,Ne10氖,Mg12鎂,Al13鋁,Si14硅,P15磷,S16硫,Cl17氯,Ar18氬,K19鉀,Ca20鈣,1,2,3,4,Ga31鎵,Ge32鍺,As33砷,Se34硒,Br35溴,Kr36氪,8,18,18,32,6s1,6s26p6,8,8,8,8,8,8,隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化：,每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化。,最后1個(gè)電子填充在ns軌道上，價(jià)電子的構(gòu)型是ns1或ns2，位于周期表的左側(cè)，包括ⅠA和ⅡA族，它們都是活潑金屬，容易失去電子形成+1或+2價(jià)離子。,s區(qū)元素,s區(qū)和p區(qū)的共同特點(diǎn)是：最后1個(gè)電子都排布在最外層，最外層電子的總數(shù)等于該元素的族序數(shù)。s區(qū)和p區(qū)就是按族劃分的周期表中的主族。,最后1個(gè)電子填充在np軌道上，價(jià)層電子構(gòu)型是ns2np1～6，位于周期表右側(cè)，包括ⅢA～ⅦA族元素。大部分為非金屬。0族稀有氣體也屬于p區(qū)。,,,,,p區(qū)元素,它們的價(jià)層電子構(gòu)型是(n－1)d1～9ns1～2，最后1個(gè)電子基本都是填充在倒數(shù)第二層(n－1)d軌道上的元素，位于長(zhǎng)周期的中部。這些元素都是金屬，常有可變化合價(jià)，稱為過渡元素。它包括ⅢB～Ⅷ族元素。,d區(qū)元素,價(jià)層電子構(gòu)型是(n－1)d10ns1～2，即次外層d軌道是充滿的，最外層軌道上有1～2個(gè)電子。它們既不同于s區(qū)，也不同于d區(qū)，故稱為ds區(qū)，它包括ⅠB和ⅡB族，處于周期表d區(qū)和p區(qū)之間。它們都是金屬，也屬過渡元素。,ds區(qū)元素,最后1個(gè)電子填充在f軌道上，價(jià)電子構(gòu)型是：（n－2）f0～14ns2,或(n–2)f0～14(n－1)d0～2ns2，它包括鑭系和錒系元素（各有14種元素）。,f區(qū)元素,ⅠA、ⅡA族,ⅢA～ⅦA族,ⅢB～Ⅷ族,ⅠB、ⅡB族,鑭系和錒系,ns1、ns2,ns2np1～6,(n－1)d1～9ns1～2,(n－1)d10ns1～2,（n－2）f0～14ns2,各區(qū)元素特點(diǎn),活潑金屬,大多為非金屬,過渡元素,過渡元素,,小結(jié),已知某元素的原子序數(shù)為25，試寫出該元素原子的電子排布式，并指出該元素在周期表中所屬周期、族和區(qū)。,課堂練習(xí),,A：主族,B：副族,Ga31鎵,Ge32鍺,As33砷,Se34硒,Br35溴,Kr36氪,元素周期表的結(jié)構(gòu),周期,短周期,長(zhǎng)周期,第1周期：2種元素,第2周期：8種元素,第3周期：8種元素,第4周期：18種元素,第5周期：18種元素,第6周期：32種元素,不完全周期,第7周期：26種元素,鑭57La–镥71Lu共15種元素稱鑭系元素,錒89Ac–鐒103Lr共15種元素稱錒系元素,周期序數(shù)=電子層數(shù),（橫向）,,,,,金屬性最強(qiáng),二、元素第一電離能的周期性變化,1。電離能,氣態(tài)原子失去一個(gè)電子形成+1價(jià)氣態(tài)陽離子所需的最低能量，叫做該元素的第一電離能，用符號(hào)I1表示，失去第二個(gè)電子所需要的能量叫做第二電離能用I2表示……M（g，基態(tài)）→M+（g）+e－I1M+（g，基態(tài)）→M2+（g）+e－I2,電離能反映了原子失去電子傾向的大小。電離能越大，越難失去電子。,交流討論：,根據(jù)下圖元素第一電離能曲線圖，總結(jié)電離能的變化規(guī)律。,N,P,Be,Mg,Zn,As,5101520253035原子序數(shù),I1,1—36號(hào)元素的第一電離能,2。第一電離能的變化規(guī)律：同周期，主族元素從左到右，電離能呈逐漸增大的趨勢(shì)；同主族，主族元素從上到下，電離能逐漸減??；特殊：I（Be）>I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga）,3。I1與原子的核外電子排布的關(guān)系：,通常情況下，當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7)和全滿(p6、d10、f14)結(jié)構(gòu)時(shí)，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。,解釋下列電離能的反?，F(xiàn)象：I（Be）>I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga）,4。I2、I3及各級(jí)電離能的應(yīng)用,表2-6鈉和鎂的第一、二、三電離能,分析表中數(shù)據(jù)，請(qǐng)?jiān)囍忉專簽槭裁粹c易形成Na＋，而不易形成Na2＋，鎂易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋?,5。同一周期的元素中，稀有氣體元素的第一電離能最大，而堿金屬元素的第一電離能最小，這是為什么?,6。電離能及應(yīng)用,M（g)–e-=M+(g)△H=I1,電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證。第一電離能的周期性變化是原子核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。元素的第一電離能越小表示它越容易失去電子，即該元素的金屬性越強(qiáng)。,第一個(gè)稀有氣體化合物的發(fā)現(xiàn)1962年英國(guó)化學(xué)家巴特列(N．Bartlett)在研究鉑和氟的反應(yīng)時(shí)，發(fā)現(xiàn)生成了一種深紅色固體。經(jīng)X射線分析和其他實(shí)驗(yàn)證明，此化合物由陽離子O2＋和陰離子PtF6－結(jié)合而成，化學(xué)式為O2PtF6。由此，巴特列聯(lián)想到氧分子的第一電離能(02→O2＋＋e－)為l175.5kJmol－1，與氙(Xe)的第一電離能1170kJmol－1非常接近，這表明氙也可能被PtF6氧化發(fā)生類似的化學(xué)反應(yīng)。于是他仿照合成O2PtF6的方法，使氙和六氟化鉑蒸氣在室溫下直接反應(yīng)，立即生成了橙黃色固體，實(shí)驗(yàn)分析其化學(xué)式為XePtF6。這就是首次合成的第一個(gè)稀有氣體的化合物，是化學(xué)發(fā)展史上的一次重大的突破，巴特列為開拓稀有氣體化學(xué)作出了歷史性的貢獻(xiàn)。,三、元素電負(fù)性的周期性變化,1。電負(fù)性的概念（X）,為了比較元素的原子吸引電子能力的大小，美國(guó)化學(xué)家鮑林(L．Pauling)于1932年首先提出了用電負(fù)性(electronegativity)來衡量元素在化合物中吸引電子的能力。他指定氟的電負(fù)性為4.0，并以此為標(biāo)準(zhǔn)確定其他元素的電負(fù)性。,增大,減小,同一周期，從左到右，元素電負(fù)性逐漸。同一主族，從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)趨勢(shì)。,增大,減小,為什么？,2。電負(fù)性的遞變規(guī)律,反映了原子間的成鍵能力和成鍵類型。,一般認(rèn)為，電負(fù)性1.8的元素為非金屬元素，電負(fù)性1.8的元素為金屬元素。,小于,大于,3。電負(fù)性的意義,一般認(rèn)為，如果兩個(gè)成鍵元素間的電負(fù)性差值大于1.7，他們之間通常形成鍵；如果兩個(gè)成鍵元素間的電負(fù)性差值小于1.7，他們之間通常形成鍵。,規(guī)律與總結(jié),離子,共價(jià),為什么？,概念應(yīng)用,請(qǐng)查閱下列化合物中元素的電負(fù)性值，判斷他們哪些是離子化合物，哪些是共價(jià)化合物NaFHClNOMgOKClCH4離子化合物：。共價(jià)化合物：。,NaF、MgO、KCl,HCl、NO、CH4,規(guī)律與總結(jié),電負(fù)性小的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價(jià)為值；電負(fù)性大的元素在化合物中吸引電子的能力，元素的化合價(jià)為值。,弱,正,強(qiáng),負(fù),概念應(yīng)用,請(qǐng)查閱下列化合物中元素的電負(fù)性值，指出化合物中為正值的元素NaHIClNF3SO2H2SCH4NH3HBr,小結(jié)：,1。電負(fù)性的概念（X）,2。電負(fù)性的遞變規(guī)律,（1）元素非金屬性的判別一般來說金屬元素的電負(fù)性在1.8以下,非金屬元素的電負(fù)性在1.8以上,利用電負(fù)性這一概念,結(jié)合其它鍵參數(shù)可以判斷不同元素的原子(或離子)之間相互結(jié)合形成化合鍵的類型。（2）化學(xué)鍵型判別電負(fù)性相差較大（△x≥1.7)的兩種元素的原子結(jié)合形成化合物，通常形成離子鍵。電負(fù)性相差較?。ā鱴＜1.7)的兩種元素的原子結(jié)合形成化合物，通常形成共價(jià)鍵，且電負(fù)性不相等的元素原子間一般形成極性共價(jià)健。（3）判斷分子中元素的正負(fù)化合價(jià)：X大者，化合價(jià)為負(fù)；X小者，化合價(jià)為正；△X=0，化合價(jià)為零。,3。電負(fù)性的應(yīng)用,位、構(gòu)、性三者關(guān)系,元素周期律是人們?cè)趯?duì)原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)的長(zhǎng)期研究中總結(jié)出來的科學(xué)規(guī)律，它對(duì)人們認(rèn)識(shí)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的關(guān)系具有指導(dǎo)意義，也為人們尋找新材料提供了科學(xué)的途徑。例如，在IA族可以找到光電材料，在ⅢA、ⅣA、VA族可以找到優(yōu)良的半導(dǎo)體材料。,交流討論：,解釋元素的“對(duì)角線規(guī)則”，列舉實(shí)例予以說明。,元素周期表與超導(dǎo)材料1953年，美國(guó)晶體學(xué)家瑪?shù)賮喫?B．T．Malthias)在尋找超導(dǎo)材料時(shí)，物理學(xué)家費(fèi)米讓他“看看周期表”，“那里有那么多的元素，組合起來，你將有無限大的可能性發(fā)現(xiàn)你所需要的東西”?，?shù)賮喫贡銤撔难芯?，?jīng)過17年的漫長(zhǎng)探索，終于得到了轉(zhuǎn)變溫度(電阻突然消失時(shí)的溫度)為20.8K的新超導(dǎo)材料。1986年，瑞士科學(xué)家穆勒(Muller)和德國(guó)科學(xué)家柏諾茨(Bednorz)發(fā)現(xiàn)La－Ba－Cu－O的復(fù)合氧化物具有高溫超導(dǎo)特性，全世界掀起了“超導(dǎo)熱”?；瘜W(xué)家們順著元素周期律對(duì)第ⅡA族(如Ca、Sr)、ⅢB族(如Sc)、IB族(如Ag、Au)和ⅡB族(如Zn、Cd)中的各種元素的復(fù)合氧化物體系進(jìn)行了“全面搜索”，找到了一系列的高溫超導(dǎo)材料。我國(guó)科學(xué)家自1986年以來，在高溫超導(dǎo)研究領(lǐng)域處于國(guó)際前列。我國(guó)是最早發(fā)現(xiàn)液氮溫區(qū)超導(dǎo)體的國(guó)家之一，并首先成功研制出三相交流高溫超導(dǎo)電纜系統(tǒng)。,