【世纪金榜】2015-2016学年高中化学 2.2元素性质的递变规律课件 苏教版选修3

课件66张PPT。第二单元　
元素性质的递变规律一、原子核外电子排布的周期性
1.主族元素核外电子排布和元素性质的周期性变化:ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5+1+2+3+4+5+6+7-4-3-2-1+1+7-4-1减弱增强减小2.元素的外围电子排布:3.元素周期表的分区:ⅠAⅡAns1～2ns2np1～6(n-1)d1～9ns1～2ⅠB族、ⅡB族金属元素f二、元素第一电离能的周期性变化气态一个电子气态阳离子最低I1难易程度越容易越难全空、半满、全满三、元素电负性的周期性变化吸引电子4.0变大变小离子键共价键【自我小测】
1.思考辨析:
(1)最外层电子排布为ns1或ns2的元素一定为金属元素。　(　　)
分析:×。H的最外层电子排布为1s1,He的最外层电子排布为1s2,二者都是非金属元素。(2)电负性最大的元素在元素周期表的右上角。　(　　)
分析:√。同周期元素从左到右,电负性逐渐增强,同主族元素从上到下,电负性逐渐减弱,由此可见,电负性最大的元素在元素周期表的右上角。
(3)铝的第一电离能大于钾的第一电离能。　(　　)
分析:√。元素的第一电离能,同周期自左向右有增大趋势,同主族自上向下逐渐减小。(4)主族元素的电负性越大,非金属性越强。　(　　)
分析:√。主族元素的电负性和非金属性变化趋势一致。(5)Be的第一电离能大于B,N的第一电离能大于O,P的第一电离能大于S,Mg的第一电离能大于Al。　(　　)
分析:√。
根据洪特规则当原子轨道处于全满、全空或半满时,原子较稳定,失去电子时需要的能量较多,所以第一电离能Be比B大,N比O大,P比S大,Mg比Al大。(6)M(g) M2+所需的能量是其第一电离能的2倍。　(　　)
分析:×。应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电离能最小,再失去的电子是能量较低的电子,且失去第一个电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强,从而使电离能越来越大。2.能够证明电子在原子核外是分层排布的事实是　(　　)
A.电负性 B.电离能
C.原子序数 D.原子半径【解析】选B。原子核外的电子是分层排布的,同一电子层的电子具有的能量相近,而不同电子层的电子具有的能量差别较大。电离能反映了原子或离子失去一个电子所消耗的能量,故失去同一电子层上的电子消耗的能量差别较小,而失去不同电子层上的电子消耗的能量差别较大,故可根据失去一个电子消耗的能量发生突变而确定原子核外电子是分层排布的。3.(SJ·P25改编)在下面的电子结构中,同周期第一电离能最小的原子可能是　(　　)
A.ns2np3　　　　　　B.ns2np5
C.ns1 D.ns2np6
【解析】选C。各选项分别对应元素为:A属于第ⅤA族,B属于第ⅦA族,C属于第ⅠA族,D属于0族,根据元素第一电离能在同周期间的变化规律,自左到右,元素原子的电离能逐渐变大,可知C的第一电离能最小。4.下列各组元素按电负性大小排列正确的是　(　　)
A.O>Cl>F B.F>N>O
C.As>P>N D.Cl>S>P
【解析】选D。同周期元素自左向右电负性逐渐增大,同主族元素自上向下电负性逐渐减小。5.已知某元素+3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5,该元素在周期表中的位置是　(　　)
A.第3周期Ⅷ族,p区
B.第3周期ⅤB族,ds区
C.第4周期Ⅷ族,d区
D.第4周期ⅤB族,f区
【解析】选C。+3价离子的核外有23个电子,则原子核外有26个电子,26号元素是铁,位于第4周期Ⅷ族,位于d区。一、核外电子排布和元素周期表的关系
【自主导练】
1.(2015·临沂高二检测)已知几种元素原子的核外电子排布情况,分别判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表中的位置。【解题指南】解答本题要注意以下两点:
(1)电子层数=周期数;
(2)主族元素的最外层电子数=族序数(O、F除外)。
【解析】A为Mg,12号元素,由电子排布式可知其位置为第3周期ⅡA族;
B为23号元素V,电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2,故其位置为第4周期ⅤB族;
C为14号元素Si,位于周期表第3周期ⅣA族;
D为15号元素P,位于周期表第3周期ⅤA族。答案:【方法规律】元素位置和结构的互推方法
(1)原子结构和元素在周期表中位置的互推。
①电子层数=周期数。
②主族元素的最外层电子数=族序数。
③主族元素的最高正价(O、F除外)=族序数=8-|最低负价|。
(2)依据元素的原子序数推断元素在周期表中的位置:依据核外每个电子层最多排布电子规律、每个周期元素种数,推出稀有气体的原子序数,结合周期表中各纵行的排列规律,确定未知元素所在的周期及族。2.某元素原子的外围电子排布式为3s23p5,则该元素位于第______
周期　　　　族,该元素最高化合价是　　　　。
【解析】根据外围电子排布式为3s23p5,可推知该元素是氯,在第3周期ⅦA族,最高化合价是+7。
答案:3　ⅦA　+73.元素周期表中前7周期的元素如下表所示:(1)第6、7周期比第4、5周期多了14种元素,其原因是
_________________________________________________________
________________________________________________________。
(2)周期表中第　　　　族所含元素最多,第　　　　族元素形成化合物种类最多。(3)请分析周期数与元素数的关系,然后预言第8周期最多可能含有
的元素种数为　　　　。
A.18　　　　B.32　　　　C.50　　　　D.64
(4)居里夫人发现的镭是元素周期表中第7周期的第ⅡA族元素,下列
关于镭的性质的描述中不正确的是　　　　。
A.在化合物中呈+2价　　　　　　B.氢氧化物呈两性
C.单质与水反应,放出氢气 D.碳酸盐难溶于水【解析】元素周期表是学好化学的有效工具,因此对元素周期表的掌握必须要有相当的条理性、严密性,做到周期表的结构稔熟于心。
(1)第6、7周期中由于在第ⅢB族出现了镧系、锕系,使元素种数比前面周期的要多。也因为如此,第ⅢB族所含元素最多。
(2)已知有机物的种类远远多于无机物,而有机物中含有碳元素,可知第ⅣA族元素形成的化合物种类最多。(3)根据上表可通过分析数据归纳出潜在的规律:由此预测第8周期元素数应为2×52=50,答案为C。
(4)在周期表中同族元素,从上到下金属性依次增强,因此,可以确定镭单质与水反应放出氢气;其氢氧化物呈现出比氢氧化钡更强的碱性,而不可能呈两性。所以不正确的是B。答案:(1)第6、7周期中在第ⅢB族出现了镧系、锕系元素
(2)ⅢB　ⅣA　(3)C　(4)B【总结归纳】
1.核外电子排布与周期的关系:
(1)周期数=电子层数。(2)各周期元素个数与相应的原子轨道的关系。各周期元素的数目等于相应原子轨道所能容纳的电子总数。2.核外电子排布与族的关系:
(1)对主族元素:主族元素的族序数=原子的最外层电子数。
(2)对副族元素:d区:外围电子数=副族序数(当外围电子数=8、9、10时为Ⅷ族元素);
(3)ds区:外围s电子数=副族序数。【警示】(1)外围电子不一定是最外层电子。对于主族元素,外围电子就是最外层电子,但对于过渡元素来说,外围电子还包括倒数第二层上的电子。
(2)对于主族元素来说,最外层电子数等于主族序数,电子层数等于周期数。
(3)并不是所有过渡元素均属于d区,ⅠB族、ⅡB族为ds区。
(4)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的外围电子排布基本相同。外围电子排布为(n-1)d1～10ns1～2,外围电子数=纵列数(不一定是族序数)。【针对训练】
下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中,正确的是　(　　)
A.基态原子的N层上只有一个电子的元素,一定是ⅠA族元素
B.原子的外围电子排布为(n-1)d6～8ns2的元素一定是副族元素
C.基态原子的p能级上半充满的元素一定位于p区
D.基态原子的外围电子排布为(n-1)dxnsy的元素的族序数一定为x+y【解析】选C。基态原子最外层电子为4s1的元素不一定是ⅠA族元素,可能是过渡元素如Cr、Cu,A错;外围电子排布为(n-1)d6～8ns2的元素属于第Ⅷ族,不属于副族,B错;外围电子排布为(n-1)dxnsy的元素的族序数不一定为x+y,如第Ⅷ族和第ⅠB、ⅡB族元素,D错。【补偿训练】W、X、Y、Z是原子序数依次增大的四种短周期元素。已知:
①四种元素的电子层数之和等于10,且它们分别属于连续的四个主族;
②四种元素的原子中半径最大的是X原子。下列说法正确的是(　　)
A.W和X位于第2周期
B.Y和Z分别是Al和Si
C.W和X分别是O和F
D.Z的金属性可能比X的金属性强【解析】选B。由电子层数之和为10,原子半径最大的是X推知X、Y、Z位于第3周期,W位于第1周期,则W为H,X为Mg、Y为Al、Z为Si,则Si的金属性比Mg的弱。二、电离能的递变规律及应用
1.元素的第一电离能呈现周期性变化:
(1)同周期元素:从左到右,第一电离能总体上呈现增大的趋势,表示元素原子失电子越来越难。
(2)同主族的元素:自上而下第一电离能逐渐减小,表示元素原子失电子越来越易。(3)同一周期中,第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一电离能要大,第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大,这是因为第ⅡA族元素的最外层的p轨道呈全空状态,第ⅤA族元素的最外层p轨道呈半充满状态。全空状态和半充满状态相对稳定。2.电离能的应用:
(1)用来衡量原子失去电子的难易,比较金属的活泼性和元素的金属性。一般地,元素的第一电离能越小,金属性越强。
(2)判断元素易失去电子的数目和元素的化合价:
元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此会发生突变)。【点拨】(1)根据电离能数据,确定元素核外电子的排布。如锂元素I1?I2(2)根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价,如钾元素I1?I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱:I1越大,元素的非金属性越强;I1越小,元素的金属性越强。【针对训练】
1.(2015·邯郸高二检测)元素的原子半径、金属性、非金属性、电离能等性质,随着原子序数的递增呈现周期性变化。不同元素的第一电离能(设其为E)如图所示。试根据元素在周期表中的位置,分析图中曲线的变化特点,并回答下
列问题:
(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是　　　　　　　　　　,
各周期中E值的这种变化特点体现了元素性质的　　　变化规律。(2)同周期内,随原子序数增大,E值增大。但个别元素的E值出现反
常现象。试预测下列关系式中正确的是　　　　(填写编号)。
①E(砷)>E(硒)　　　②E(砷)③E(溴)>E(硒)　　　④E(溴)(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需能量E值的范
围:　　　　(1)电离能表示原子失电子能力强弱;
(2)电离能的大小与原子核外电子排布有密切的关系。【解析】(1)从H、Li、Na、K等可以看出,同主族元素随元素原子序数的增大,E值变小;从H到He,Li到Ne,从Na到Ar,均呈现明显的周期性变化。
(2)从第2、3周期可以看出,第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。
(3)根据同主族、同周期规律可以推测:E(K)答案:(1)随着原子序数增大,E值变小　周期性　(2)①③
(3)485　738【互动探究】(1)上题图中4号、7号元素的E值较大的原因是什么?
提示:4号元素的轨道表示式为 ,2p全空,因此较为
稳定;7号元素的轨道表示式为 ,2p轨道半满较为稳定。
(2)10号元素E值较大的原因是什么?
提示:10号元素的电子排布式为1s22s22p6,最外层已达8个电子的稳定结构,因此E值较大。2.(2015·苏州高二检测)电离能是指1 mol气态原子(或阳离子)失去1 mol电子形成1 mol气态阳离子(或更高价阳离子)所需要吸收的能量。现有核电荷数小于18的元素A,其电离能数据如下(I1表示失去第1个电子的电离能,In表示失去第n个电子的电离能,单位为eV)。(1)外层电子离核越远,能量越高,电离能越　　　　(填“大”或
“小”);阳离子电荷数越高,再失去电子时,电离能越　　　(填
“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属　　　　个电子层。
(3)去掉11个电子后,该元素还有　　　　个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是　　　　。【解析】(1)电子离核越远,能量越高,受原子核的引力越小,失去越容易,则电离能越小;阳离子电荷数越高,离子半径越小,原子核对核外电子的引力越大,失去越难,则电离能越大。
(2)据题目数据,I1、I2较小,I3突然增大,说明最外层有2个电子,I3到I10变化较小,但I11突然增大,说明次外层有8个电子,又由于核电荷数小于18,所以A为Mg。
(3)镁元素的原子去掉11个电子后,还有1个电子。
(4)镁元素的最高价氧化物对应的水化物为Mg(OH)2。
答案:(1)小　大　(2)3　(3)1　(4)Mg(OH)2【补偿训练】(双选)下列说法中正确的是　(　　)
A.第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能小
C.在所有元素中,氟的第一电离能最大
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大
【解析】选A、B。同周期中碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体元素最大,故A正确,C不正确;由于Mg为3s2而Al为3s23p1,故铝的第一电离能小于镁;钾比镁更易失电子,钾的第一电离能小于镁,D不正确。三、电负性的递变规律及应用
1.电负性的变化规律。
随着原子序数的递增,元素的电负性呈现周期性变化。在同一周期中,主族元素的电负性随原子序数的增加而增大,表明其吸引电子的能力逐渐增强;同一主族,元素的电负性随电子层数的增加而呈现减小的趋势,表明其吸引电子的能力逐渐减弱。2.电负性的应用:
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。
①金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。
②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)判断元素的化合价。
①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。
②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。(3)判断化学键的类型。
①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键。
②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键。【点拨】电负性与第一电离能的关系
由于电负性是衡量原子吸引键合电子的能力,所以电负性大的元素,其原子吸引电子的能力强,不易失去电子,故电负性大的元素原子的第一电离能也大。【针对训练】
1.(2015·六安高二检测)元素的电负性随着原子序数的递增呈现周期性变化。下面给出13种元素的电负性(X)的数值:试结合元素周期律知识完成下列问题:
(1)经验规律告诉我们:当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时,所形成的一般为离子键;当小于1.7时,一般为共价键。试推断MgCl2中的化学键类型是　　　　。
(2)根据上表给出的数据,简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系:_________________________;
简述第2周期元素(除惰性气体外)的X的数值大小与原子半径之间的关系:________________________________________________。(3)请你预测元素Br与I的X数值的大小关系:　　　　。
(4)某化合物分子中含有S—N键,你认为该共用电子对偏向　　　　(填元素符号)。【解题指南】解答本题要注意以下两点:
(1)电负性的大小与原子核外电子排布有密切的关系;
(2)根据题目中电负性差值的信息判断化学键的类型。【解析】Mg的电负性数值是1.2,Cl是3.0,差值是1.8,所以该化合物中的化学键为离子键,X为电负性,电负性的数值越大,非金属性越强,电负性的数值越小,金属性越强,其递变规律为同周期主族元素,从左往右电负性依次增大;同主族元素,从上往下电负性依次减小,再由原子半径的递变规律可得正确结论。
答案:(1)离子键　(2)元素的X数值越大,元素的非金属性越强(或元素的X数值越小,元素的金属性越强)　原子半径越小,X的数值越大　(3)Br大于I　(4)N2.(2015·郑州高二检测)x、y为两种元素的原子,x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构,由此可知　(　　)
A.x的原子半径大于y的原子半径
B.x的电负性大于y的电负性
C.x阴离子的半径小于y阳离子的半径
D.x的第一电离能小于y的第一电离能
【解析】选B。由x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构可知,y在x的下一周期,y为金属元素,x为非金属元素。【补偿训练】1.元素X、Y、Z原子序数之和为36,X、Y在同一周期,X+与Z2-具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是　(　　)
A.同周期元素中X的金属性最强
B.原子半径X>Y,离子半径X+>Z2-
C.同族元素中Z的简单氢化物稳定性最强
D.同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强【解析】选B。由元素X、Y、Z原子序数之和为36,X+与Z2-具有相同的核外电子层结构,知X元素为钠元素,Z元素为氧元素,故Y元素原子序数为36-11-8=17,故Y元素为氯元素。离子半径X+A.碱性:NaOHB.氧化性:Na+C.电负性:Na>Mg>Al
D.第一电离能:NaMg(OH)2>Al(OH)3,A错;金属元素单质的还原性越强,其对应离子的氧化性越弱,故B正确;同周期元素电负性自左向右逐渐增大,因此电负性NaAl>Na,D错。