电负性第一电离的周期性变化.pptVIP

* * 第二课时 高淳县湖滨高级中学高二化学备课组 复习: 1.原子的电子排布与周期的划分 2.族序数与价电子数的关系 ns1 → ns2np6（第一周期除外） 碱金属 稀有气体 主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：大多数族序数 =（n-1)d+ns的电子数 =价电子数 3.按电子排布，可把周期表里的元素划分为5个区，哪5个区？这些区分别有几个纵列？外围电子排布为？ S ns1 ns2 p ns2np1~6 （除He） d （n-1）d1～9 ns1～2 f （n-2）f0～14（n-1）d0～2 ns2 ds （n-1）d10ns1～2 元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变,称为元素周期律. 元素性质的周期性变化是由元素原子核外电子排布周期性变化决定的. 二、元素周期律 1、原子半径 元素周期表中的同周期的主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中同主族的元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？ ⑴两个决定因素 ①电子的能层数 ②核电荷数 ⑵规律: 随着原子序数的递增,原子半径发生周期性变化 同周期元素，从左到右,原子半径逐渐减小 同主族元素,从上到下，原子半径逐渐增大 ⑶比较原子半径的方法: ①先看电子层数 电子层数越多，原子半径越大， ②若电子层数相同，再看核电荷数 核电荷数越大，原子半径越小 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。 意义:衡量元素的原子失去一个电子的难易. 2、电离能 规律:随着核电荷数递增，元素的第一电离能呈现周期性变化 同周期：从左到右，逐渐增大 同主族：从上到下，逐渐减小 1、碱金属的电离能与其活泼性存在什么联系? 2、你能解释为什么同周期元素，从左到右，第一电离能增大，而同主族元素，从上到下，第一电离能减小吗？ 3、下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 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? 4562 7733 11575 3、电负性 ⑴概念 键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 电负性：用来描述不同元素的原子对键合电 子吸引力的大小。 ⑵意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，元素非金属性越强。 ⑶标准：以氟为4.0和锂为1.0作为相对标准 ⑷规律: 随着原子序数的递增,元素原子的电负性呈现 周期性变化 同周期,从左到右,元素原子的电负性增大 同主族,从上到下,元素原子的电负性减小 下图是用表格中的数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图。 ⑸应用: 1、判断元素金属性和非金属性的强弱 金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属” (如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 2、判断化学键的类型 一般认为，△电负性＞1.7，形成离子键 △电负性＜1.7，形成共价键 3、判断化合物中元素化合价的正负 电负性大的元素显负价 电负性小的元素显正价 动手实践： 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图l—27)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 查阅资料： 1、锂和镁的相似性 （1）锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物（Li2O和MgO），不生成过氧化物。 （2）锂、镁在加热时直接和氮反应生成氮化物（Li3N和Mg3N2），而其他碱金属不能和氮作用。 （3）锂、镁和氟化物（LiF、MgF2）、碳酸盐（Li2CO3、MgCO3）、磷酸盐（Li3PO4、Mg3（PO4）2）均难（或微）溶于水，其他相应化合物为易溶盐。 （4）水合锂、镁氯化物晶体受热发生水解。 （5）锂和镁、硝酸盐分解产物相似。 ······· 2、Be和Al的氢氧化物均为两性氢氧化物 3、B和Si的含氧酸都是弱酸 ········ Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2； Be、Al的电负性分别为1.5、1.5； B、Si的电负性分别为2.0、1.8； 它们的电负性接近，说明它们对键合电