1.3.1+元素性質(zhì)及其變化規(guī)律++課件++年高二下學期化學魯科版（2019）選擇性必修2

1.3.1元素性質(zhì)及其變化規(guī)律核心素養(yǎng)目標1.宏觀辨識與微觀探析：能從原子結(jié)構(gòu)的微觀角度理解元素性質(zhì)的周期性變化，如原子半徑、電離能、電負性等，同時能從宏觀上描述和解釋元素性質(zhì)及其變化規(guī)律，建立微觀結(jié)構(gòu)與宏觀性質(zhì)之間的聯(lián)系。?2.證據(jù)推理與模型認知：通過對元素性質(zhì)實驗數(shù)據(jù)和事實的分析，如不同元素與水、酸反應的劇烈程度，形成證據(jù)意識，能基于證據(jù)對元素性質(zhì)及其變化規(guī)律進行推理和論證。同時，構(gòu)建元素周期律的認知模型，如“位-構(gòu)-性”模型，利用該模型預測元素的性質(zhì)，解釋元素之間的內(nèi)在聯(lián)系。??3.科學態(tài)度與社會責任：認識到元素周期律對化學研究和生產(chǎn)生活的重要指導意義，培養(yǎng)嚴謹認真的科學態(tài)度。了解元素周期律在新材料研發(fā)、元素的發(fā)現(xiàn)和應用等方面的貢獻，增強對化學學科的認同感和社會責任感。學習重難點學習重點?1.元素周期律的實質(zhì)，即元素原子核外電子排布的周期性變化如何引起元素性質(zhì)的周期性變化，包括原子半徑、電離能、電負性、金屬性和非金屬性等方面的周期性變化規(guī)律。?2.同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律及其應用，能夠運用這些規(guī)律預測元素的性質(zhì)，判斷元素之間的金屬性、非金屬性強弱關(guān)系，以及比較化合物的性質(zhì)等。3.?“位-構(gòu)-性”三者之間的關(guān)系，能夠根據(jù)元素在周期表中的位置，推斷其原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)，反之，也能根據(jù)原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)確定元素在周期表中的位置。學習難點?1.理解電離能、電負性等概念及其變化規(guī)律背后的本質(zhì)原因，電離能和電負性的變化不僅與原子結(jié)構(gòu)有關(guān)，還涉及到電子間的相互作用等復雜因素。?2.運用元素周期律和“位-構(gòu)-性”關(guān)系解決實際問題?；仡檰栴}：學習過元素周期表內(nèi)容，你知道元素哪些性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增呈現(xiàn)周期性變化？隨元素原子核電荷數(shù)的遞增，元素的以下性質(zhì)會呈現(xiàn)周期性變化：元素化合價金屬性和非金屬性原子半徑原子半徑及其變化規(guī)律根據(jù)量子力學理論，在原子核外，從原子核附近到離核很遠的地方，電子都有可能出現(xiàn)，因此原子并不是一個具有明確“邊界”的實體，即原子并沒有經(jīng)典意義上的半徑。但是，由于核外電子運動區(qū)域的大小對于元素原子的性質(zhì)有很大的影響，為了便于討論這方面的問題，人們便假定原子是一個球體，并采用統(tǒng)計的方法來測定原子半徑。1.原子半徑的周期性變化規(guī)律1.原子半徑的測定方法方法一：根據(jù)固態(tài)單質(zhì)的密度算出1mol原子的體積，再除以阿伏伽德羅常數(shù)，得到一個原子在固態(tài)單質(zhì)中平均占有體積，進而得到原子半徑。1.原子半徑的周期性變化規(guī)律方法二：制定化合物中兩個相鄰原子的核間距為兩個原子的半徑之和，再通過實驗測定分子或固體中原子的核間距，從而求得相關(guān)原子的原子半徑。（常用）2.原子半徑的種類①共價半徑：由共價分子或共價晶體中原子的核間距計算得出。②范德華半徑（范式半徑）：由分子晶體中共價分子之間的最短距離計算得出。③金屬半徑：由金屬晶體中原子之間的最短距離計算得出。金屬：有共價半徑、金屬半徑。

稀有氣體：只有范式半徑。非金屬（除稀有氣體）：有共價半徑和范式半徑，且總有r范>r共。1.原子半徑的周期性變化規(guī)律影響原子半徑大小的因素原子半徑電子的能層數(shù)核電荷數(shù)電子的能層越多，電子之間的排斥作用越大，將使原子的半徑增大核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小二者共同作用使原子半徑呈現(xiàn)周期性的遞變注意：因為稀有氣體元素與其他元素的原子半徑的測定依據(jù)不同，一般不將其原子半徑與其他原子的半徑相比較。1.原子半徑的周期性變化規(guī)律從上到下，原子半徑逐漸增大。同主族元素同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小。主要原因：同主族元素從上到下，隨著能層數(shù)的增加，離核更遠的外層軌道填入電子，能層數(shù)的影響大于核電荷數(shù)增加的影響。主要原因：同周期主族元素從左到右，增加的電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用小于核電荷數(shù)增加導致的核對外層電子的吸引作用。2.微粒半徑比較方法一看電子層數(shù)

二看核電荷數(shù)三看電子數(shù)一般規(guī)律:(1)電子層數(shù)越多：半徑越大。(2)電子層數(shù)相同時：核電核數(shù)越大，半徑越小。(3)電子層數(shù)、核電荷數(shù)都相同時：電子數(shù)越多，半徑越大。“序大徑小”、“價高徑小”PS：因為稀有氣體元素與其他元素的原子半徑的確定依據(jù)不用，故比較同周期元素原子半徑的變化規(guī)律時，排除稀有氣體元素原子。3.原子半徑的周期性變化規(guī)律的應用利用原子半徑和價電子數(shù)可以定性解釋元素周期表中元素原子得失電子能力所呈現(xiàn)的遞變規(guī)律。得失電子能力原因同周期元素同主族元素綜合結(jié)果除稀有氣體元素外，從左到右，元素原子失去電子的能力越來越弱，獲得電子的能力越來越強。同周期主族元素原子的電子層數(shù)相同，從左到右原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的吸引作用逐漸增強。自上而下，金屬元素原子失去電子的能力越來越強，非金屬元素原子獲得電子的能力越來越弱。同主族元素原子的價電子數(shù)相同，但自上而下原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引作用逐漸減弱。位于元素周期表中金屬元素與非金屬元素分界線周圍元素的原子獲得或失去電子的能力都不強。元素的電離能及其變化規(guī)律1.電離能為滿足科學研究和生產(chǎn)實踐的需要，對原子得失電子的能力僅有定性的分析往往是不夠的，因此人們不斷嘗試尋找能定量地衡量或比較原子得失電子能力的方法。M(g)==M+(g)+e-

I1(第一電離能)M+(g)==M2+(g)+e-

I2(第二電離能)M2+(g)==M3+(g)+e-

I3(第三電離能)（1）定義：氣態(tài)基態(tài)原子或氣態(tài)基態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量。符號:I

單位:kJ·mol-1（2）元素的逐級電離能電離能I1I3I2鈹原子1.電離能（3）意義第一電離能數(shù)值越小，表示在氣態(tài)時該原子失去電子越容易，即元素的金屬性越強；第一電離能數(shù)值越大，表明在氣態(tài)時該原子失去電子越難，即元素的金屬性越弱。2.元素的第一電離能的變化規(guī)律元素的第一電離能的周期性電離能的數(shù)值大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑以及核外電子排布同周期主族元素：第一電離能從左至右呈現(xiàn)升高的趨勢。2.元素的第一電離能的變化規(guī)律同周期元素的變化規(guī)律規(guī)律原因同周期元素從左到右，第一電離能整體呈增大趨勢。每個周期的第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小，最后一種元素（稀有氣體）的電離能最大。同周期元素的原子的電子層數(shù)相同，但隨著核電荷數(shù)增大，原子核對外層電子的吸引作用增強，失去電子的能力逐漸減弱。2.元素的第一電離能的變化規(guī)律同主族元素的變化規(guī)律規(guī)律原因同主族元素從上到下，第一電離能逐漸減小。同主族元素的原子的價層電子數(shù)相同，但自上而下，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引作用減弱，失去電子的能力逐漸增強。PS：0族元素的第一電離能的變化規(guī)律與同主族元素一致2.元素的第一電離能的變化規(guī)律過渡元素的變化規(guī)律規(guī)律原因過渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則，同周期過渡元素中隨著元素原子核電荷數(shù)的增加，第一電離能略有增加。對過渡元素原子來說，增加的電子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f軌道上，原子核對外層電子的吸引作用變化不是太大。2.元素的第一電離能的變化規(guī)律元素的第一電離能的周期性為什么B、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低，而使Li—Ne和Na—Ar的電離能曲線呈現(xiàn)鋸齒狀變化？2.元素的第一電離能的變化規(guī)律對于B和Al這兩個鋸齒狀變化，一般解釋為：B和Al的第一電離能失去的電子是np能級的，該能級電子的能量比左邊Be和Mg失去的ns能級電子的高。對于O和S這兩個鋸齒狀變化，一般解釋為：N和P的電子排布是半充滿的，比較穩(wěn)定，電離能較高。2.元素的第一電離能的變化規(guī)律3.電離能的應用堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性之間存在什么聯(lián)系？第IA族堿金屬元素的第一電離能從上到下逐漸變小，則原子越容易失電子，堿金屬元素的金屬性逐漸增強，堿金屬的活潑性越強。（1）判斷元素的金屬性強弱金屬的活動性表示的是在水溶液中中金屬單質(zhì)中的原子失去電子的能力，而金屬元素的電離能指的是金屬元素的基態(tài)原子（或離子）在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力，二者對應的條件不同，所以金屬的活動性順序與金屬元素電離能的大小順序不完全一致。3.電離能的應用元素的逐級電離能數(shù)通常情況下，第一電離能小于第二電離能小于第三電離能......（2）判斷元素的化合價3.電離能的應用為什么原子的逐級電離能越來越大?1.原子內(nèi)的電子越靠近原子核，受到的吸引力越大，則要離開原子所需要的能量越大，原子的逐級電離能越來越大；2.隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多，所以原子的逐級電離能越來越大。（2）判斷元素的化合價3.電離能的應用（2）判斷元素的化合價元素

NaMgAl各級電離能(kJ·mol-1)4967385784562145118176912773327459543105401157513353136301483016610179951837620114217032329340667136282123992888303.電離能的應用（2）判斷元素的化合價逐級電離能數(shù)據(jù)與鈉、鎂、鋁的化合價有什么關(guān)系?鈉的第一電離能比第二電離能小很多，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成Na+；鎂的第一電離能和第二電離能相差不多，但第二電離能比第三電離能小很多，說明Mg容易失去兩個電子形成Mg2+；鋁的第一電離能、第二電離能、第三電離能相差不多，但第三電離能比第四電離能小很多，說明Al容易失去三個電子形成Al3+。歸納總結(jié)電離能概念電離能：元素原子失去電子所需的最低能量第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需的最低能量變化規(guī)律同周期主族元素：第一電離能從左至右呈現(xiàn)升高的趨勢（ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA反常）同周期元素：第一電離能從上到下呈現(xiàn)減小的趨勢同一元素：電離能逐級增大應用判斷金屬性強弱：第一電能越小，元素金屬性越強根據(jù)電離能的突躍：判斷元素的化合價（突躍一般為10倍左右）隨堂訓練1．下列各組微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的是(

)A．Na、K、Rb B．F、Cl、BrC．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－C隨堂訓練2.下列各組元素中，原子半徑減小，元素第一電離能逐漸升高的是

A.K、Na、LiB.C、N、O

C.Cl、S、PD.Al、Mg、NaA隨堂訓練3.下表列出了某短周期元素R的各級電離能數(shù)據(jù)（用I1、I2…）關(guān)于R元素下列推斷錯誤的是（

）A．R元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s2B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族