苏教版高二化学选修三《物质结构与性质》专题二第二单元《元素性质的递变规律》教学课件（2课时）
文档属性
| 名称 | 苏教版高二化学选修三《物质结构与性质》专题二第二单元《元素性质的递变规律》教学课件（2课时） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 452.9KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2016-06-03 15:03:19 | ||
图片预览
文档简介
课件39张PPT。 第二单元
元素性质的递变规律 一、元素周期表的结构周期短周期长周期第1周期：2 种元素第2周期：8 种元素第3周期：8 种元素第4周期：18 种元素第5周期：18 种元素第6周期：32 种元素不完全周期第7周期：26种元素镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素周期序数 = 电子层数（能层数） （横行） 族主族：副族：ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 第VIII 族：稀有气体元素主族序数=最外层电子数=价电子数
=最高正价数（纵行） 零族：共七个主族ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 共七个副族三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间 1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是( )
A 只有x+1
B 可能是x+8或x+18
C 可能是x+2
D 可能是x+1或x+11或x+25 课堂练习D2、甲乙是同主族的相邻两元素，若甲的原子序数是X，则乙的原子序数不可能是（ ）
A、X+2
B、X+8
C、X+16
D、X+18C3、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：
Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径
Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH，是一种极强的碱
C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物
D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸Ｃ4、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为 （ ）
A. H2XO3 B. H3XO4 C. H2XO4 D. HXO4C5.下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是( )
A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2- B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl-
C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2- D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+C6.具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C，
下列分析正确的是（ ）
A.原子序数关系：C＞B＞A
B.微粒半径关系： Bn-＞ An+
C.C微粒是稀有气体元素的原子.
D.原子半径关系是：A＜B＜CBC二、原子的电子排布与族序数关系在周期中有18个纵列,一般说来,每个族序数和外围电子数是相等的.
主族元素：族序数=原子的最外层电子数
=外围电子数
副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数
=外围电子数 按照元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区s区分区元素分布外围电子排布元素性质特点ns1-2IA和IIA族除H外，均为活泼金属p区ns2np1-6IIIA~VIIA族 零族元素除H外，所有非金属元素都在p区第IIIB族到VIII族元素(镧系、锕系除外)d区(n-1) d1-9ns1-2d轨道也不同程度地参与化学键的形成ds区(n-1) d10ns1-2IB和IIB族金属元素f区镧系和锕系元素最外层电子数基本相同，化学性质相似。(n-2)f0-14(n-1) d0-2ns2三、原子的电子构型和元素的分区S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。 ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素 。f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。7、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的外围电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？ 由于是ⅥA族， 外围电子排布为5s25p4，电子排布式[Kr]4d105s25p4属P区8.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置及所属区。 第四周期，ⅦB族、d区。9.试确定32号元素在周期表中的位置及所属区。 第四周期，ⅣA族、P区 10.判断处于第三周期，ⅣA族元素的外围
电子结构、原子序数。 3s23p2，第14号元素练习：四、元素第一电离能的周期性变化1、概念 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol。 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。探究一观察下图，总结第一电离能的变化律。2、元素第一电离能的变化规律：(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。3、电离能的意义：b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。(1)同周期：
a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；图2-12表示了1~~36号元素的第一电离能 1、请从原子结构角度分析为什么呈现这样的变化规律？即同周期从左至右失去电子越来越难，同主族从上至下失去电子越来越容易。探究二：电离能的影响因素有哪些？2、观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能的大小，可以发现镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。为什么稀有气体元素的第一电离能特别的大？从核外电子排布的规律来看，可能是什么原因？ⅡA是全充满结构、ⅤA是半充满。 通过上述的一些分析,你能得出影响原子电离能的因素有哪些？ 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。
原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。
电子层结构——核外电子排布（全空、半满、全满）ⅡA、ⅤA族和0族小结1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？思考：钠和镁的第一、二、三的电离能如表所示，分析表中数据，请解释为什么钠元素易形成 Na＋，而不易形成Na2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。探究三：电离能有哪些应用？交流与讨论小结电离能的意义：①一般情况下，金属元素原子电离能越小，金属性越强②依据电离能的数据可以分析元素的化合价 电 离 能 增 大
电 He 电
离 离
能 能
减 增
小 Cs 大
电 离 能 减 小小结：元素电离能在周期表中的变化规律课堂练习1.下列说法正确的是（ ）
A.第3周期所含的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大
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.A反常现象最大的是稀有气体的元素：He从左到右呈现增大趋势（最小的是碱金属）K＜Na＜Mg课堂练习2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
原子可能是 (? ? )
A? ns2np3 B? ns2np5
C? ns2np4 D? ns2np6C3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）:课堂练习 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。（三）元素电负性的周期性变化1、基本概念电负性：衡量元素在化合物中吸引电子的能力（电负性是相对值，没单位）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。鲍林L.Pauling
1901-1994鲍林研究电负性的手搞元素电负性的周期性变化规律（1） 在图2-14中找出电负性最大和电负性最小的元素，并总结出元素电负性的随原子序数的递增有什么变化规律？增 大减小同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。
同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。电负性的规律电负性大小与金属、非金属的关系 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。电负性的应用1．判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素）.3节2．估计化学键的类型
在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。
电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。电负性的应用一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2
共价化合物（ ）
离子化合物（ ）②③⑤⑥①④课堂练习：活动与探究2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，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。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，
Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。元素周期律的实质：
元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。 原子半径 、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。元素周期律的内容包括：小 结课堂练习 根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：
(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：
(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为：
(3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)： Be+2OH-＝BeO22-+H2↑NaOH溶液Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O共价1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。
4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
5、气态O原子的电子排布为：
6、?半径：K+>Cl-
7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五周期有2×52=50种元素。概念辩析×√××××√×再见
元素性质的递变规律 一、元素周期表的结构周期短周期长周期第1周期：2 种元素第2周期：8 种元素第3周期：8 种元素第4周期：18 种元素第5周期：18 种元素第6周期：32 种元素不完全周期第7周期：26种元素镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素周期序数 = 电子层数（能层数） （横行） 族主族：副族：ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 第VIII 族：稀有气体元素主族序数=最外层电子数=价电子数
=最高正价数（纵行） 零族：共七个主族ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 共七个副族三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间 1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是( )
A 只有x+1
B 可能是x+8或x+18
C 可能是x+2
D 可能是x+1或x+11或x+25 课堂练习D2、甲乙是同主族的相邻两元素，若甲的原子序数是X，则乙的原子序数不可能是（ ）
A、X+2
B、X+8
C、X+16
D、X+18C3、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：
Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径
Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH，是一种极强的碱
C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物
D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸Ｃ4、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为 （ ）
A. H2XO3 B. H3XO4 C. H2XO4 D. HXO4C5.下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是( )
A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2- B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl-
C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2- D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+C6.具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C，
下列分析正确的是（ ）
A.原子序数关系：C＞B＞A
B.微粒半径关系： Bn-＞ An+
C.C微粒是稀有气体元素的原子.
D.原子半径关系是：A＜B＜CBC二、原子的电子排布与族序数关系在周期中有18个纵列,一般说来,每个族序数和外围电子数是相等的.
主族元素：族序数=原子的最外层电子数
=外围电子数
副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数
=外围电子数 按照元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区s区分区元素分布外围电子排布元素性质特点ns1-2IA和IIA族除H外，均为活泼金属p区ns2np1-6IIIA~VIIA族 零族元素除H外，所有非金属元素都在p区第IIIB族到VIII族元素(镧系、锕系除外)d区(n-1) d1-9ns1-2d轨道也不同程度地参与化学键的形成ds区(n-1) d10ns1-2IB和IIB族金属元素f区镧系和锕系元素最外层电子数基本相同，化学性质相似。(n-2)f0-14(n-1) d0-2ns2三、原子的电子构型和元素的分区S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。 ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素 。f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。7、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的外围电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？ 由于是ⅥA族， 外围电子排布为5s25p4，电子排布式[Kr]4d105s25p4属P区8.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置及所属区。 第四周期，ⅦB族、d区。9.试确定32号元素在周期表中的位置及所属区。 第四周期，ⅣA族、P区 10.判断处于第三周期，ⅣA族元素的外围
电子结构、原子序数。 3s23p2，第14号元素练习：四、元素第一电离能的周期性变化1、概念 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol。 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。探究一观察下图，总结第一电离能的变化律。2、元素第一电离能的变化规律：(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。3、电离能的意义：b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。(1)同周期：
a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；图2-12表示了1~~36号元素的第一电离能 1、请从原子结构角度分析为什么呈现这样的变化规律？即同周期从左至右失去电子越来越难，同主族从上至下失去电子越来越容易。探究二：电离能的影响因素有哪些？2、观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能的大小，可以发现镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。为什么稀有气体元素的第一电离能特别的大？从核外电子排布的规律来看，可能是什么原因？ⅡA是全充满结构、ⅤA是半充满。 通过上述的一些分析,你能得出影响原子电离能的因素有哪些？ 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。
原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。
电子层结构——核外电子排布（全空、半满、全满）ⅡA、ⅤA族和0族小结1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？思考：钠和镁的第一、二、三的电离能如表所示，分析表中数据，请解释为什么钠元素易形成 Na＋，而不易形成Na2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。探究三：电离能有哪些应用？交流与讨论小结电离能的意义：①一般情况下，金属元素原子电离能越小，金属性越强②依据电离能的数据可以分析元素的化合价 电 离 能 增 大
电 He 电
离 离
能 能
减 增
小 Cs 大
电 离 能 减 小小结：元素电离能在周期表中的变化规律课堂练习1.下列说法正确的是（ ）
A.第3周期所含的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大
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.A反常现象最大的是稀有气体的元素：He从左到右呈现增大趋势（最小的是碱金属）K＜Na＜Mg课堂练习2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
原子可能是 (? ? )
A? ns2np3 B? ns2np5
C? ns2np4 D? ns2np6C3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）:课堂练习 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。（三）元素电负性的周期性变化1、基本概念电负性：衡量元素在化合物中吸引电子的能力（电负性是相对值，没单位）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。鲍林L.Pauling
1901-1994鲍林研究电负性的手搞元素电负性的周期性变化规律（1） 在图2-14中找出电负性最大和电负性最小的元素，并总结出元素电负性的随原子序数的递增有什么变化规律？增 大减小同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。
同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。电负性的规律电负性大小与金属、非金属的关系 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。电负性的应用1．判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素）.3节2．估计化学键的类型
在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。
电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。电负性的应用一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2
共价化合物（ ）
离子化合物（ ）②③⑤⑥①④课堂练习：活动与探究2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，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。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，
Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。元素周期律的实质：
元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。 原子半径 、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。元素周期律的内容包括：小 结课堂练习 根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：
(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式：
(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为：
(3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)： Be+2OH-＝BeO22-+H2↑NaOH溶液Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O共价1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。
4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
5、气态O原子的电子排布为：
6、?半径：K+>Cl-
7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五周期有2×52=50种元素。概念辩析×√××××√×再见