[高二化学]【选修原子结构——元素周期律新人教[原创]】.pptVIP

1、原子核外电子排布周期性变化 2、原子结构和化合价周期性变化 同周期元素的主要化合价： 最高正价：+1递增到+7。 非金属负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。 学与问 为什么同周期中主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，而同主族中从上到下逐渐增大？ 同周期主族元素从左到右，核电荷的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子件的斥力增大带来原子半径增大的趋势。 同周期从上到下原子半径增大是由于电子能层的增加，电子间的斥力增加使原子半径增大。 学与问 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 第一电力能越小，越容易失去电子，金属的活泼性越强。因此，碱金属的第一电力能越小，金属的活泼性越强。 思考与交流 仔细观察第三周期中各元素第一电离能的变化趋势，发现镁的第一电离能比铝的大，为什么？ 学与问 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 因为随着电子的逐个失去后，阳离子所带正电荷数越来越多，对电子吸引力增强，要再失去一个电子需要克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越多，从而电离能越来越大。 P19 页表中数据可以看出Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（相当于第一电离能的10倍），故Na的化合价为+1。而Mg的第三电离能、Al的第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为+2、+3。 6、元素电负性的周期性变化 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。 电负性的规律 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性）。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（非金属性、氧化性） 电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素） 电负性的应用 问题解决 查阅下列化合物中的元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物？ NaF NO KCl CH4 电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 CH4 NaH NF3 SO2 H2S ICl HBr * 1865年,英国人纽兰兹 Newlands 把当时已知的元素按原子量由小到大的顺序排列,发现每8种元素之后,会重复出现相似的性质.他把他的发现称为八音律,就象音乐里的八度音程一样. 二、元素周期律 ——元素周期律是指元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变 除第一周期外, 各周期均以填充 s 轨道的元素开始, 并以填充满p 轨道的元素告终. 6s1 6s26p6 5s1 5s25p6 4s1 4s24p6 3s1 3s23p6 2s1 2s22p6 1s1 1s2 外围电子数有1 8个 最高正价+|负价| 8 （氟、氧例外） 3、原子半径的周期性变化 1）决定因素： 能层数 核电荷数 2）递变规律： 能层数相同从左到右Z增加，r逐渐减小 最外层电子数相同，从上到下Z增加，r逐渐增大 试一试： 原子半径可以用纳米（nm）为单位。下列是氮、镁、氟、氯四种元素的原子半径数据，其中属于氟原子的是（ ） A、0.071nm B、0.075nm C、0.099nm D、0.160nm A 试比较H和Li两原子的半径大小？ 知识升华 那么在LiH中Li+和H-的半径大小关系又是如何呢？ 离子半径大小比较： 1 同周期，Z增大离子r逐渐减小 2 同主族，能层数增加离子半径增加 3 同元素的原子和离子，核外电子数越多，半径越大 4 核外电子数相同的不同元素离子，核电荷数越大，半径越小 考考你 下列微粒半径的比较中，正确的是（ ） A、Na+ Na B、Cl- Cl C、Ca2+ Cl- D、K+ Na+ BD 具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C，下列分析正确的是 （ ） A、原子序数：C B A B、微粒半径关系：Bn- An+ C、C微粒是稀有气体元素的原子 D、原子半径关系是A B C 想一想 BC 4、金属性与非金属性的周期变化 5、电离能的周期性变化 1）第一电离能：M（g） - e- →M+（g）+I1 ①概念：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 ②第一电离能的意义： 衡量元素的原子失去一个电子的难易程度 2）第一电离能的周期性变化 递变规律： 同