高中化學 1.3原子結構與元素性質課件 魯科版選修3.ppt
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第三節(jié) 原子結構與元素性質,元素周期律的內容是______________________________而呈現(xiàn)周期性的變化。該規(guī)律的實質是:_________呈現(xiàn)周期性變化的原因是_____________呈現(xiàn)周期性的變化。 同一周期的元素從左→右元素_____性逐漸減弱,元素 _______性逐漸增強;同一主族的元素從上→下元素_____性逐漸增強,元素_______性逐漸減弱。,1.,2.,元素的性質隨著原子序數(shù)的遞增,元素性質,元素原子結構,金屬,非金屬,金屬,非金屬,了解電離能的概念與內涵,認識主族元素電離能的變化規(guī)律,知道電離能與元素化合價的關系。 知道元素電負性與元素性質的關系,認識主族元素電負性的變化規(guī)律,體會原子結構與元素周期律的本質聯(lián)系。,1.,2.,電離能的定義 _______________________________________________叫做電離能,單位_________。常用符號I表示。_________ ________________________________叫做第一電離能,用符號I1表示;______________________________________叫做第二電離能,用符號I2表示。如果對同一基態(tài)原子有第一、第二、第三、第四電離能,則___________,即I1I2I3I4…,1.,氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量,kJ·mol-1,氣態(tài)中性,原子失去第一個電子所需要的能量,氣態(tài)一價陽離子失去一個電子所需要的能量,將逐漸增大,電離能與金屬活潑性的關系 由電離能的定義推知,電離能越小,表示在氣態(tài)時該原子___________,反之,電離能越大,表明氣態(tài)時該原子 ___________,因此運用電離能數(shù)值大小可以判斷_______ ____________________________。 影響電離能的因素 電離能的數(shù)值大小主要取決于原子的_________、_______以及_________。,2.,越易失電子,越難失電子,金屬原,子在氣態(tài)時失電子的難易程度,3.,核電荷數(shù),電子層,原子半徑,元素第一電離能的周期性變化規(guī)律 由電離能大小可以看出,對同一周期元素:_______第一電離能最小,_________元素的第一電離能最大;從左到右呈現(xiàn)_________的變化趨勢,原因是同周期元素 _________相同,但隨著核電荷數(shù)的增大和原子半徑的減小,_______________________________。 同主族元素自上而下,第一電離能_____,表明自上而下原子越來越容易_____電子。原因:同主族元素價電子數(shù)相同,原子半徑逐漸增大,原子核對外層電子__________減小。,4.,堿金屬,稀有氣體,逐漸增大,電子層數(shù),原子核對外層電子有效吸引力增大,減小,失去,有效吸引力,過渡元素同周期從左到右,第一電離能變化不太規(guī)則,隨著原子序數(shù)的增加第一電離能從左到右略有增加,原因是:增加的電子大部分排在________________________ 上,核對外層電子的___________變化不是太大。注意:無論是同周期元素還是同主族元素,原子半徑減小與第一電離能增大是一致的。 總之,第一電離能的周期性遞變規(guī)律是________________ _______________變化的結果。,(n-1)d軌道或(n-2)f軌道,有效吸引力,原子半徑、核外,電子排布周期性,電負性 (1)含義:元素的原子在化合物中________能力的標度。元素的電負性越大,表示其原子在化合物中_________的能力越___;反之,電負性越小,相應原子在化合物中吸引電子的能力越小。 (2)標準:以最活潑的非金屬氟的電負性為____作為標準,計算得出其他元素的電負性。,1.,吸引電子,吸引電子,大,4.0,電負性的周期性變化規(guī)律 (1)同一周期從左到右,元素的電負性_________。 (2)同一主族,自上而下,元素的電負性逐漸_____。因此電負性大的元素集中在_______________,電負性小的元素集中在_______________。 電負性的應用 (1)元素的電負性可用于判斷一種元素是_________還是 ___________,以及其活潑性_____。 (2)利用電負性還可以判斷化合物中元素化合價的正負: 電負性大的元素呈現(xiàn)_____,電負性小的呈現(xiàn)正價。,2.,3.,逐漸增大,減小,周期表的右上角,周期表的左下角,金屬元素,非金屬元素,強弱,負價,(3)利用元素的電負性差值可以判斷化學鍵的性質。 一般認為:如果兩成鍵元素間的電負性差值大于1.7,它們之間通常形成離子鍵,相應的化合物為離子化合物;如果兩成鍵元素間的電負性差值小于1.7,它們之間通常形成共價鍵,相應的化合物為共價化合物。當電負性差值為零時,通常形成非極性共價鍵;差值不為零時,形成極性共價鍵。,元素的金屬性和非金屬性及其強弱的判斷 (1)金屬的電負性一般小于2,非金屬的電負性一般大于2,而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右,它們既有金屬性,又有非金屬性。 (2)金屬元素的電負性越小,金屬性越強;非金屬元素的電負性越大,非金屬性越強。,4.,逐級電離能的含義及其與化合價的關系。 提示 逐級電離能就是指第一電離能、第二電離能……第n電離能,分別用I1、I2…In表示且有I1I2…In。討論逐級電離能與化合價的關系主要是指與金屬元素化合價的關系。一般來講,在電離能較低時,原子失去電子形成陽離子的價態(tài)為該元素的常見價態(tài)。如Na的第一電離能較小,第二電離能突然增大(相當于第一電離能的10倍),故Na的化合價為+1,而Mg在第三電離能、Al在第四電離能發(fā)生突變,故Mg、Al的化合價分別為+2、+3。,【慎思1】,同周期第ⅡA族、ⅤA族元素第一電離能反常的原因。 提示 在每一周期中,ⅡA族元素原子的第一電離能比ⅢA族元素原子的第一電離能大,如I1(Mg)I1(Al);ⅤA族元素原子的第一電離能比ⅥA族元素原子的第一電離能大,如I1(P)I1(S)。其原因為ⅡA族元素原子的最外層電子排布為ns2,屬于全滿結構,原子能量較低,具有較大的第一電離能,而同周期的ⅢA族元素原子最外層電子排布為ns2np1,原子能量較高,具有相對較小的第一電離能。故ⅡA族元素原子的第一電離能比同周期ⅢA族元素原子的大。同理ⅤA族元素原子的最外層電子排布為ns2np3為半充滿狀態(tài),具有相對較大的第一電離能。,【慎思2】,如何利用電負性判斷元素以及化合價的類型?應用電離能和電負性時注意哪些特殊情況? 提示 (1)一般認為:電負性小于2的元素為金屬元素,大于2的元素大部分為非金屬元素;在化合物中電負性大的元素呈負價,電負性小的元素呈正價。 (2)其它特殊規(guī)律 ①通常情況下,第一電離能大的主族元素電負性大,但ⅡA族、ⅤA族元素原子的價電子排布分別為ns2、ns2np3,為全滿和半滿結構,這兩族元素原子第一電離能反常。,【慎思3】,②金屬活動性表示的是在水溶液中金屬單質中的原子失去電子的能力,而電離能是指金屬元素在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力,二者對應條件不同,所以排列順序不完全一致。,電離能 (1)定義:氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量叫做電離能。 ①常用符號I表示,單位為kJ·mol-1 ②意義:通常用電離能來表示原子或離子失去電子的難易程度。 (2)第一電離能:處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子,生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第一電離能,常用符號I1表示。,1.,(3)第二電離能:由+1價氣態(tài)陽離子再失去1個電子形成+2價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第二電離能,常用符號I2表示,依次還有第三、第四電離能等。 通常,原子的第二電離能高于第一電離能,第三電離能又高于第二電離能。 根據(jù)電離能的定義可知,電離能越小,表示在氣態(tài)時該原子越容易失去電子;反之,電離能越大,表明在氣態(tài)時該原子越難失去電子。因此,運用電離能數(shù)值可以判斷金屬原子在氣態(tài)時失電子的難易程度。,(4)電離能大小影響因素:電離能與原子軌道能有關,其大小取決于原子的有效核電荷(數(shù))和主量子數(shù)。 主量子數(shù)相同時,有效核電荷數(shù)越大,電離能越大。 有效核電荷數(shù)相同時,主量子數(shù)越大,電離能越小。 第一電離能與元素失電子難易程度的關系:第一電離能越大越難失去電子,第一電離能越小越易失去電子。 特別提醒:(1)理解電離能定義時把握兩點:一點是氣態(tài)(原子或離子)二點是最小能量。 (2)電離能是原子核外電子排布的實驗佐證,根據(jù)電離能的數(shù)值可以判斷核外電子的分層排布,層與層之間電離能相差較大,電離能數(shù)值呈突躍性變化,同層內電離能差別較小。,電離能的變化規(guī)律 (1)同周期元素:從左到右,元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢,表示元素原子越來越難失去電子。隨著核電荷數(shù)增大和原子半徑減小,核對外層電子的有效吸引作用依次增強的必然結果。 (2)同主族元素:自上而下第一電離能逐漸減小,表明自上而下原子越來越容易失去電子。這是因為同主族元素原子的價電子數(shù)相同,原子半徑逐漸增大,原子核對核外電子的有效吸引作用逐漸減弱。 總之,第一電離能的周期性遞變規(guī)律是原子半徑、核外電子排布周期性變化的結果。,2.,注意:元素第一電離能的周期性變化規(guī)律中的一些反常: ①同一周期,隨元素核電荷數(shù)的增加,元素第一電離能呈增大的趨勢。 ②同周期主族元素:從左到右:第一電離能依次明顯增大(但其中有些曲折)。 反常的原因:多數(shù)與全空(p0、d0)、全滿(p6、d10)和半滿(p3、d5)構型是比較穩(wěn)定的構型有關。,元素的化合價與原子結構的關系 元素的化合價與原子的核外電子排布,尤其是與價電子排布有著密切的關系。 元素的最高正化合價等于它所在族序數(shù); 非金屬元素的最高正化合價和它的負化合價的絕對值之和等于8(氫元素除外); 稀有氣體元素原子的電子層結構是全充滿的穩(wěn)定結構,其原子既不易失去電子也不易得到電子,因此稀有氣體元素的化合價在通常情況下為0; 過渡金屬元素的價電子較多,并且各級電離能相差不大,因此具有多種價態(tài),如錳元素的化合價為+2~+7。,3.,特別提醒:金屬元素在所有的化合物中均顯正價,非金屬元素既可能顯正價,也有可能顯負價。非金屬元素相互作用時,得電子能力強的顯負價,得電子能力弱的顯正價。,(2011·陜西渭南高二月考)根據(jù)下表所列電離能I/kJ·mol-1的數(shù)據(jù),下列判斷中錯誤的是 ( )。 A.元素X和Y可能是同周期元素 B.元素X不可能是ⅡA族元素 C.元素X與氯形成化合物時,化學式可能是XCl D.元素Y在化學性質上與錫相似,【例1】?,解析 選D。由數(shù)據(jù)分析X中I2?I1,X易呈+1價,為ⅠA族,所以B對,C對,Y中I4?I3,易呈+3價,應在ⅢA族。可能和X同周期,所以A對。但性質不能與錫相似,因為錫在ⅣA族,D錯。 答案 D,(1)熟記下圖中I1的變化曲線。,不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量(設其為E)如圖所示,試根據(jù)元素在周期表中的位置,分析圖中曲線的變化特點,并回答下列問題。,【體驗1】?,(1)同主族內不同元素的E值的變化特點是_____________ _____。各主族中E值的這種變化特點體現(xiàn)了元素性質的________________變化規(guī)律。 (2)同周期內,隨原子序數(shù)的增大,E值增大。但個別元素的E值出現(xiàn)反常現(xiàn)象,試預測下列關系中正確的是________(填寫編號)。 ①E(砷)E(硒) ②E(砷)E(硒) ④E(溴)E(硒) (3)估計1 mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍:________E________。 (4)10號元素E值較大的原因是______________________。,解析 此題考查了元素第一電離能的變化規(guī)律和學生的歸納總結能力。 (1)同主族元素最外層電子數(shù)相同,隨著原子半徑逐漸增大,原子核對最外層電子的吸引力逐漸減小,所以失去最外層電子所需能量逐漸減小。 (2)根據(jù)圖像可知,同周期元素E(氮)E(氧),E(磷)E(硫),E值出現(xiàn)反?,F(xiàn)象。故可推知第四周期E(砷)E(硒)。但ⅥA族元素和ⅦA族元素的E值未出現(xiàn)反常。所以E(溴)E(硒)。此處應填①、③。,(3)1 mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子比同周期元素鉀要難,比同主族元素Mg要容易,故其E值應在419~738之間。 (4)10號元素是Ne,它的原子最外層已經成為8電子穩(wěn)定結構,故其E值較大。 答案 (1)隨著原子序數(shù)的增大,E值變小 周期性 (2)①、③ (3)419 738或填E(鉀) E(鎂) (4)10號元素是氖,該元素原子的最外層電子排布已達到8個電子穩(wěn)定結構,(1)定義:用來表示當兩個不同原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。鮑林給電負性下的定義是“電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度”。 (2)意義:元素的電負性越大,表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強;反之,電負性越小,相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。 加深對元素周期律的理解 (1)同族元素在性質上的相似性,取決于原子的價電子排布的相似性:而同族元素在性質上的遞變性,取決于原子核外電子層數(shù)的增加。,(2)主族元素是金屬元素或非金屬元素取決于原子中價電子的多少。 (3)電負性數(shù)值大小與化合物中各元素化合價正負的關系 電負性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱,元素的化合價為正值;電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強,元素的化合價為負價。,已知元素的電負性和元素的化合價一樣,也是元素的一種基本性質。下面給出14種元素的電負性。 (1)根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù),可推知元素的電負性具有的變化規(guī)律是________________________________________。 (2)判斷下列物質是離子化合物還是共價化合物? Mg3N2、 BeCl2、 AlCl3、 SiC,【例2】?,解析 元素的電負性隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及表中數(shù)值:Mg3N2中電負性差值為1.8,大于1.7,形成離子鍵,為離子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC電負性差值分別為1.3、1.3、0.8,均小于1.7,形成共價鍵,為共價化合物。 答案 (1)隨原子序數(shù)的遞增,元素的電負性與原子半徑一樣呈周期性的變化。 (2)Mg3N2為離子化合物,SiC、BeCl2、AlCl3均為共價化合物。,(1)熟記常見元素的電負性(如H及例2中表)。 (2)注意用一般規(guī)律來判斷化學鍵的類型。,不同元素的原子在分子內吸引電子的能力大小可用數(shù)值x來表示,若x越大,其原子吸引電子能力越強,在所形成的分子中成為帶負電荷的一方。下面是某些短周期元素的x值:,【體驗2】?,(1)通過分析x值變化規(guī)律,確定N、Mg最接近的x值范圍:________x(Mg)________,________x(N)________。 (2)推測x值與原子半徑的關系是____________。上表中短周期元素x值的變化特點,體現(xiàn)了元素性質的________變化規(guī)律。 (3)某有機化合物結構簡式為: ,其中 C— N鍵中,你認為共用電子對偏向于________(寫原子名稱)一方。,(4)經驗規(guī)律告訴我們:當成鍵的兩原子相應元素的x差值(Δx)即Δx1.7時,一般為離子鍵;Δx1.7時,一般為共價鍵。試推斷:AlBr3中化學鍵類型是________。 解析 (1)確定x值的范圍應注意取同周期遞變和同主族遞變的交集。 (2)分析同周期和同主族元素x值的遞變,均可得出x值隨原子半徑的增大而減小。 (3)對比C、N的x值,應用題干中的信息,即可得出共用電子對偏向于氮一方。 (4)Cl與Al的Δx為3.16-1.61=1.551.7,Br的x值小于Cl的x值,故AlBr3中成鍵的兩原子相應元素的Δx1.7,為共價鍵。,答案 (1)0.93 1.57 2.55 3.44 (2)原子半徑越大,x值越小 周期性 (3)氮 (4)共價鍵,第ⅡA族中的鎂、第ⅤA族中的磷等第一電離能都出現(xiàn)反常,它們比相鄰元素的第一電離能都要大,這是為什么? 解析 考查第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布的關系,通常情況下,當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)結構時,原子的能量較低,該元素具有較大的第一電離能。 第ⅡA族中的鎂、第ⅤA族中的磷等第一電離能都出現(xiàn)反常,它們比相鄰元素的第一電離能都要大,要說明這個問 題必須從分析原子的核外電子排布入手。,【案例】,Mg的電子排布式為:1s22s22p63s2,當Mg失去一個電子后電子排布式為:1s22s22p63s1,Mg的最外層全充滿狀態(tài)很難失去一個電子,其第一電離能較大;而Al的電子排布式為:1s22s22p63s23p1,當Al失去一個電子后電子排布式為:1s22s22p63s2,Al失去一個電子變?yōu)樽钔鈱尤錆M狀態(tài),故Al的第一電離能較小。磷的電子排布式為:1s22s22p63s23p3,當磷失去一個電子后電子排布式為:1s22s22p63s23p2,由3p能級半充滿狀態(tài)很難失去一個電子,其第一電離能較大。硫的電子排布式為:1s22s22p63s23p4,當硫失去一個電子后電子排布式為:1s22s22p63s23p3,硫易失去一個電子變?yōu)榘氤錆M狀態(tài),故硫的第一電離能較小。磷的第一電離能比硫的大。 答案 見解析,- 配套講稿:
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- 高中化學 1.3原子結構與元素性質課件 魯科版選修3 1.3 原子結構 元素 性質 課件 魯科版 選修
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