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

1.2.2核外電子排布與元素周期表核心素養(yǎng)目標(biāo)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(fù)性等，同時(shí)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(rèn)知：通過對元素性質(zhì)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)和事實(shí)的分析，如不同元素與水、酸反應(yīng)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(jìn)行推理和論證。同時(shí)，構(gòu)建元素周期律的認(rèn)知模型，如“位-構(gòu)-性”模型，利用該模型預(yù)測元素的性質(zhì)，解釋元素之間的內(nèi)在聯(lián)系。??3.科學(xué)態(tài)度與社會責(zé)任：認(rèn)識到元素周期律對化學(xué)研究和生產(chǎn)生活的重要指導(dǎo)意義，培養(yǎng)嚴(yán)謹(jǐn)認(rèn)真的科學(xué)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(yīng)用等方面的貢獻(xiàn)，增強(qiáng)對化學(xué)學(xué)科的認(rèn)同感和社會責(zé)任感。學(xué)習(xí)重難點(diǎn)學(xué)習(xí)重點(diǎn)?1.元素周期律的實(shí)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(fù)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(yīng)用，能夠運(yùn)用這些規(guī)律預(yù)測元素的性質(zhì)，判斷元素之間的金屬性、非金屬性強(qiáng)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(xué)習(xí)難點(diǎn)?1.理解電離能、電負(fù)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(fù)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(fù)雜因素。?2.運(yùn)用元素周期律和“位-構(gòu)-性”關(guān)系解決實(shí)際問題。新課導(dǎo)入元素的電負(fù)性及其變化規(guī)律回顧元素周期律原子半徑電離能同周期：從左到右，元素的第一電離能整體趨勢_____。增大ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA同主族：從上到下，元素的第一電離能整體趨勢_____。減小元素的逐級電離能越來越大同周期：從左→右，原子半徑逐漸

。同主族：從上→下，原子半徑逐漸

。增大減小影響因素1)電子的能層數(shù)2)核電荷數(shù)回顧鹵素的化學(xué)性質(zhì)KBr溶液+氯水（加入CCl4）Cl2+2Br-

2Cl-+Br2KI溶液+氯水（加入CCl4）Cl2+2I-

2Cl-+I2KI溶液+溴水（加入CCl4）Br2+2I-

2Br-+I2鹵素元素自上而下非金屬性逐漸減弱1.電負(fù)性元素金屬性逐漸增強(qiáng)盡管電離能為理解元素性質(zhì)及其周期性變化提供了工具，但其反映的是氣態(tài)原子得失電子的難易程度，當(dāng)用于描述物質(zhì)中不同原子吸引電子的能力、物質(zhì)中原子的電荷分布等情況時(shí)會有較大偏差。能否對元素的非金屬性進(jìn)行定量描述？元素非金屬性逐漸減弱1.電負(fù)性定義確定依據(jù)意義用來描述兩個(gè)不同原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對強(qiáng)弱。鮑林給元素的電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性時(shí)元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”鮑林的電負(fù)性是以最活潑的非金屬元素氟的電負(fù)性4.0作為標(biāo)度計(jì)算出來的。電負(fù)性是相對值，沒有單位元素的電負(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。1.電負(fù)性化學(xué)鍵可以看作兩個(gè)原子為爭奪電子而進(jìn)行的“拔河”。圖1-3-5元素的電負(fù)性(鮑林標(biāo)度)1.電負(fù)性1989年，L.C.Allen根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)以基態(tài)自由原子價(jià)層電子的平均單位電子能量為基礎(chǔ)獲得主族元素的電負(fù)性1956年，A.L.阿萊和E.羅周提出的建立在核和成鍵原子的電子靜電作用基礎(chǔ)上的電負(fù)性1934年，R.S.馬利肯從電離勢和電子親和能計(jì)算的絕對電負(fù)性，即電離能和電子親和能的平均值1932年，L.C.鮑林提出的標(biāo)度。根據(jù)熱化學(xué)數(shù)據(jù)和分子的鍵能，指定氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0，計(jì)算其他元素的相對電負(fù)性（稀有氣體未計(jì)）2.電負(fù)性的周期性變化隨著核電荷數(shù)的遞增，元素電負(fù)性的周期性變化如圖所示。一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大。一般來說，同族元素從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。2.電負(fù)性的周期性變化隨著核電荷數(shù)的遞增，元素電負(fù)性的周期性變化如圖所示。電負(fù)性最大的元素是位于元素周期表右上角的氟（稀有氣體元素除外）電負(fù)性最小的元素是位于元素周期表左下角的銫（放射性元素除外）3.電負(fù)性的應(yīng)用(1)判斷元素的金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱電負(fù)性大于1.8：一般為非金屬元素，且電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)小于1.8：一般為金屬元素，且電負(fù)性越小，金屬性越強(qiáng)1.8左右：一般是位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”，它們既有金屬性，又有非金屬性3.電負(fù)性的應(yīng)用(2)判斷化學(xué)鍵的類型兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7小于1.7通常形成離子鍵通常形成共價(jià)鍵PS：①電負(fù)性之差大于1.7的元素之間不一定都形成離子鍵，如F的電負(fù)性與H的電負(fù)性之間為1.9，但HF中的H—F為共價(jià)鍵。②電負(fù)性之差小于1.7的元素之間不一定都形成共價(jià)鍵，如H的電負(fù)性與Na的電負(fù)性之差為1.2，但NaH中的化學(xué)鍵為離子鍵。3.電負(fù)性的應(yīng)用請根據(jù)上述規(guī)律，試判斷AlCl3和BeCl2

中的化學(xué)鍵類型。元素電負(fù)性Be1.5Al1.5Cl3.0相應(yīng)元素電負(fù)性差值小于1.7，因此，AlCl3和BeCl2

中均為共價(jià)鍵，AlCl3和BeCl2

均為共價(jià)化合物。3.電負(fù)性的應(yīng)用(3)判斷化合物中各元素化合價(jià)的正負(fù)電負(fù)性的大小能夠衡量元素原子在化合物中吸引電子能力的大小電負(fù)性小的元素原子電負(fù)性大的元素原子在化合物中吸引電子的能力弱元素的化合價(jià)為正值在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)元素的化合價(jià)為負(fù)值3.電負(fù)性的應(yīng)用“對角線規(guī)則”是指：某些主族元素與位于其右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。主族元素與位于其右下方的主族元素的電負(fù)性相差不大，如：Li和Mg的電負(fù)性數(shù)據(jù)接近，Be和Al的電負(fù)性數(shù)據(jù)均為1.5，B和Si的電負(fù)性數(shù)據(jù)接近。因此，元素電負(fù)性也可以作為“對角線”經(jīng)驗(yàn)規(guī)則的依據(jù)之一。(4)解釋對角線規(guī)則原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律1.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律（1）元素周期律的實(shí)質(zhì)——元素原子核外電子排布的周期性①同族元素性質(zhì)相似的原因是元素原子的價(jià)電子排布相似；同族元素性質(zhì)遞變的原因是元素核外電子層數(shù)的增加。②同周期元素性質(zhì)變化的原因是元素原子核電荷數(shù)的增加，導(dǎo)致價(jià)電子數(shù)遞增。（2）周期性變化規(guī)律原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)同周期主族元素（左→右）同主族元素（上→下）最外層電子數(shù)原子半徑相同逐漸增多（1e-→7e-）逐漸減小逐漸增大1.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)同周期主族元素（左→右）同主族元素（上→下）主要化合價(jià)第一電離能電負(fù)性得失電子能力元素的金屬性和非金屬性最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性非金屬元素氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性最高正價(jià)相同(O、F除外)；最低負(fù)價(jià)相同；最高正價(jià)：+1→+7(O、F除外)；最低負(fù)價(jià)：-4→-1總體上呈增大的趨勢逐漸減小逐漸減小逐漸增大失電子能力減弱；得電子能力增強(qiáng)失電子能力增強(qiáng)；得電子能力減弱金屬性逐漸減弱；非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)；非金屬性逐漸減弱堿性逐漸減弱；酸性逐漸增強(qiáng)堿性逐漸增強(qiáng)；酸性逐漸減弱逐漸增強(qiáng)逐漸減弱2.元素“位—構(gòu)—性”的關(guān)系原子結(jié)構(gòu)元素在周期表中的位置元素性質(zhì)決定反映決定反映同周期：遞變性

左→右同主族：遞變性、相似性質(zhì)子數(shù)=電子總數(shù)=核電荷數(shù)=原子序數(shù)最外層電子數(shù)=主族序數(shù)電子層數(shù)=周期序數(shù)得失電子能力，金屬性、非金屬性強(qiáng)弱，電負(fù)性，第一電離能大小最外層電子數(shù)核電荷數(shù)電子層數(shù)決定得失電子能力質(zhì)子數(shù)決定元素種類隨堂訓(xùn)練1.下列關(guān)于電負(fù)性的敘述不正確的是()

電負(fù)性越大的主族元素，其原子的第一電離能越大

電負(fù)性是以氟為4.0作為標(biāo)準(zhǔn)的相對值

元素的電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強(qiáng)同一周期元素從左到右，電負(fù)性逐漸變大A隨堂訓(xùn)練2.現(xiàn)有四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下：①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5則下列有關(guān)比較中正確的是 (

)AA.第一電離能：④＞③＞②＞①B.原子半徑：④＞③＞②＞①C.電負(fù)性：④＞③＞②＞①D.最高正化合價(jià)：④＞③＝②＞①隨堂訓(xùn)練3.A、B、D、E、G、M六種元素位于元素周期表前四周期,原子序數(shù)依次增大。其中,元素A的一種核素?zé)o中子,B的單質(zhì)既可以由分子組成也可以形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu),化合物DE2為紅棕色氣體,G是前四周期中電負(fù)性最小的元素,M的原子核外電子數(shù)比G多10。請回答下列問題:(1)基態(tài)G原子的電子排布式是

,M在元素周期表中的位置是

。(2)元素B、D、E的第一電離能由大到小的順序?yàn)?/p>

(用元素符號表示,下同),電負(fù)性由大到小的順序?yàn)?/p>

。

1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1第四周期第ⅠB族N>O>CO>N>C隨堂訓(xùn)練4.有A、B、C、D、E五種元素，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，它們原子的最外層電子排布為ns1。B和D也屬同一族，它們原子最外層的p能級電子數(shù)是s能級電子數(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，請回答下列問題：(1)A是________，B是________，C是________，D是__________，E是________(用元素符號填空，下同)。(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__________。HOAISKK