《第2課時(shí) 元素的性質(zhì)及其變化規(guī)律》參考課件

第3節(jié)元素的性質(zhì)及其變化規(guī)律第2課時(shí)元素的電負(fù)性及其變化規(guī)律二、元素的電離能及其變化規(guī)律1.定義：氣態(tài)基態(tài)原子或氣態(tài)基態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量叫做電離能。2.符號(hào)：I單位：KJ/mol3.表示式：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）4.電離能的意義：表示氣態(tài)原子失去電子難易程度的物理量。復(fù)習(xí)回顧5.影響電離能大小因素⑴核電荷數(shù)：電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越多、半徑越小、核對(duì)外層電子引力越大、越不易失去電子，電離能越大。⑵原子半徑：同族原子半徑越大、原子核對(duì)外層電子的引力越小，越易失電子，電離能越小。⑶電子層結(jié)構(gòu)：穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)（同周期末層）電離能最大。6、元素第一電離能變化規(guī)律⑴金屬元素的第一電離能都較小，非金屬元素和稀有氣體元素的第一電離能都較大。⑵同一周期元素的第一電離能，從左到右總體上是呈增大趨勢(shì)。同一主族元素的第一電離能從上到下逐漸減小。⑶過(guò)渡元素第一電離能變化不太大。7、電離能的應(yīng)用：⑶利用逐級(jí)電離能判斷化合價(jià)，判斷原子失去電子的數(shù)目或形成的陽(yáng)離子的電荷。。如K：I1?I2＜I3，表明K原子容易失去一個(gè)電子形成＋1價(jià)陽(yáng)離子。⑴確定核外電子排布。如Li：I1?I2＜I3，表明Li核外3個(gè)電子排布K、L層，最外層只1個(gè)電子。⑵判斷元素性質(zhì)強(qiáng)弱或判斷金屬原子在氣態(tài)時(shí)失電子的難易程度。I1越大，元素非金屬性越強(qiáng)；I1越小，元素金屬性越強(qiáng)。學(xué)習(xí)目標(biāo)核心素養(yǎng)培養(yǎng)1.認(rèn)識(shí)元素的電負(fù)性的周期性變化。證據(jù)推理與模型認(rèn)知2.知道原子核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化是導(dǎo)致電負(fù)性周期性變化的原因。宏觀辨識(shí)與微觀探析3.了解元素周期律的應(yīng)用價(jià)值。知識(shí)體系閱讀課本第24~26頁(yè)，了解元素的電負(fù)性的概念，電負(fù)性的標(biāo)準(zhǔn)和意義，元素電負(fù)性變化規(guī)律，電負(fù)性的應(yīng)用。閱讀學(xué)習(xí)(3)意義:元素的電負(fù)性越大，表示其原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)元素的原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子的能力越弱。三、元素的電負(fù)性及其變化規(guī)律1.電負(fù)性(1)定義:用來(lái)描述兩個(gè)不同原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對(duì)強(qiáng)弱。鮑林給元素的電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”。(2)標(biāo)準(zhǔn)：選定氟的電負(fù)性為4.0，并以此為標(biāo)準(zhǔn)進(jìn)而計(jì)算出其他元素的電負(fù)性。(3)對(duì)副族而言，同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)同主族元素的變化趨勢(shì)。因此，電負(fù)性大的元素位于元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元素周期表的左下角。2.電負(fù)性的變化規(guī)律(1)對(duì)主族元素，同一周期從左到右，電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)逐漸增大，原子半徑逐漸減小，原子核對(duì)外層電子的吸引力逐漸增強(qiáng)，元素電負(fù)性逐漸增大。(2)同一主族從上到下，核電荷數(shù)逐漸增大，隨電子層數(shù)的增多，原子半徑逐漸增大，原子核對(duì)外層電子的吸引力逐漸減弱，元素的電負(fù)性逐漸減小。(2)判斷元素的化合價(jià)的正負(fù)。①電負(fù)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(jià)為正值。②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸收電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。3.電負(fù)性的應(yīng)用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱。①金屬的電負(fù)性一般小于2，非金屬的電負(fù)性一般大于2。(1.8)②金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。(3)判斷化學(xué)鍵的類型。一般地，如果兩種成鍵元素的電負(fù)性差值較大(＞1.7)時(shí)易形成離子鍵；如果兩種成鍵元素的電負(fù)性差值較小(＜1.7)時(shí)易形成共價(jià)鍵。2、下列不是元素電負(fù)性的應(yīng)用的是()A.判斷一種元素是金屬還是非金屬B.判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)C.判斷化學(xué)鍵的類型D.判斷化合物的溶解度D1、電負(fù)性差值大的元素之間形成的化學(xué)鍵主要為()A.共價(jià)鍵B.離子鍵C.金屬鍵D.配位鍵B練習(xí)3.在下列空格中，填上適當(dāng)?shù)脑胤?hào)。(1)在第3周期中，第一電離能最小的元素是，第一電離能最大的元素是；電負(fù)性最小的元素是，電負(fù)性最大的元素是。(2)在元素周期表中，第一電離能最小的元素是，第一電離能最大的元素是；電負(fù)性最小的元素是，電負(fù)性最大的元素是。(不考慮放射性元素)NaArClNaCsHeCsF4、一般認(rèn)為：如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性相差大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性相差小于1.7，它們通常形成共價(jià)鍵。查閱下列元素的電負(fù)性數(shù)值，判斷：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2共價(jià)化合物（）離子化合物（）②③⑤⑥①④元素NaLiMgBeAlSiBPCSNClOF電負(fù)性0.91.01.21.51.51.82.02.12.52.53.03.03.54.01．實(shí)質(zhì)：元素性質(zhì)的周期性變化取決于元素原子核外電子排布的周期性變化。四、元素周期律的實(shí)質(zhì)2．具體表現(xiàn)(2)主族元素是金屬元素還是非金屬元素取決于原子中價(jià)電子的多少。⑴同周期、同主族元素的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)遞變規(guī)律

同周期(從左→右)同主族(從上→下)最外層電子數(shù)從1遞增到7(第一周期除外)相同金屬性逐漸減弱逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸增強(qiáng)逐漸減弱主要化合價(jià)最高正價(jià)從＋1→＋7(O、F除外)，非金屬元素最低負(fù)價(jià)＝－(8－族序數(shù))(H等除外)最高正價(jià)＝族序數(shù)(O、F除外)，非金屬元素最低負(fù)價(jià)＝－(8－族序數(shù))(H等除外)原子半徑逐漸減小逐漸增大氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)逐漸減弱最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸堿性堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強(qiáng)堿性逐漸增強(qiáng)，酸性逐漸減弱第一電離能總體呈增大趨勢(shì)逐漸減小電負(fù)性逐漸增大逐漸減小3、元素周期律⑵元素周期表中電負(fù)性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關(guān)系8、有A、B、C、D、E5種元素，它們的核電荷數(shù)依次增大，且都小于20。其中C、E是金屬元素；A和E屬同一族，它們?cè)拥淖钔鈱与娮优挪紴閚s1。B和D也屬同一族，它們?cè)幼钔鈱拥膒能級(jí)電子數(shù)是s能級(jí)電子數(shù)的兩倍，C原子最外層上電子數(shù)等于D原子最外層上電子數(shù)的一半。A、B、C、D、E五種元素的電負(fù)性分別為2.1，3.5，1.5，2.5，0.8，請(qǐng)回答下列問(wèn)題：(1)A是__，B是__，C是__，D是__，E是__(用化學(xué)符號(hào))(2)由電負(fù)性判斷，以上五種元素中金屬性最強(qiáng)的是___，非金屬性最強(qiáng)的是___。(3)當(dāng)B與A、C、D分別形成化合物時(shí)，B顯___價(jià)，其他元素顯___價(jià)。(4)當(dāng)B與A、C、D、E(與E形成E2B)分別形成化合物時(shí)，化合物中有離子鍵的是，有共價(jià)鍵的是__________________。HOAlSKKO負(fù)正Al2O3、K2OH2O、SO2、SO39.下圖中的曲線分別表示元素的某種性質(zhì)與核電荷數(shù)