高中化学苏教版 (2019)选择性必修2第二单元元素性质的递变规教课ppt课件

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1. 知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。2.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。3.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性。
一原子半径及其变化规律 1.影响因素
3. 比较微粒半径大小的方法（1）同周期元素，从左到右，原子半径依次减小。（2）同主族元素，从上到下，原子或同价态离子半径依次增大。（3）阳离子半径小于相应的原子半径，阴离子半径大于相应的原子半径，如r（Na+）r（Cl-）>r（K+）>r（Ca2+）。（5）不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r（Fe2+）>r（Fe3+），r（Cu+）>r（Cu2+）。
例 1　下列微粒半径大小比较错误的是（　　）A. K>Na>Li　　　　　　B. Na+>Mg2+>Al3+　C. Mg2+>Na+>F-　D. Cl->F->F解析：A对，同主族元素，由上到下，原子半径逐渐增大。B对，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。C错，应该为F->Na+>Mg2+。D对，同主族元素，由上到下，离子半径增大，同种元素的阴离子半径大于相应的原子半径。答案：C
上图为元素的第一电离能的变化趋势，从图中可以看出下列规律：①同周期，从左到右元素的第一电离能呈现逐渐增大的趋势(最小的是碱金属，最大的是稀有气体)。同一周期元素的第一电离能，从左往右总体上呈现从小到大的变化趋势，但并非单调地增大，有反常现象。例如同一周期的第一电离能：第ⅡA族元素＞第ⅢA族的元素，第ⅤA族元素＞第ⅥA族元素。这是因为第ⅡA族和第ⅤA族的元素的价电子排布分别为ns2、ns2np3，是全空和半充满的电子构型。而原子核外的电子排布的能量相等的轨道上形成全空、半充满、全充满的结构时，原子的能量较低，原子较稳定，则该原子比较难失去电子，故第ⅡA族元素、第ⅤA族元素的第一电离能反常。可见元素的第一电离能的变化是由元素原子的核外电子排布决定的。
(2)逐级电离能①第二电离能：失去一个电子形成的基态正离子再失去一个电子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示。依次还有第三电离能等。同一周期元素的第一电离能并不是严格递增的。如第一电离能B＜Be，O＜N。原因是：能量相同的原子轨道在全满、半满、全空时体系能量最低，原子较稳定，因此，价电子排布处于半满的轨道的元素，其第一电离能比邻近原子的第一电离能大，如N原子的第一电离能大于O原子的第一电离能。②原子的逐级电离能越来越大首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
例 2　气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。已知元素X、Y的第一电离能X>Y，则下列说法正确的是A.若X与Y在元素周期表中位于同一周期，则原子序数一定X>YB.如果X与Y在元素周期表中位于同一主族，则一定XY，如I1（10Ne）>I1（9F），I1（7N）>I1（8O）。答案：B
分析上图可知(1)同周期，自左向右，主族元素原子的电负性逐渐增大；(2)同主族，自上向下，主族元素原子的电负性逐渐减小；(3)电负性一般不用来讨论稀有气体。
例 3　下列有关电负性的说法中正确的是（　　）A.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大B.在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小C.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性D.在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价解析：A错，主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能变化有起伏，如电负性：O>N，但第一电离能：O

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