2020-2021学年第3节 元素性质及其变化规律教学演示ppt课件

这是一份2020-2021学年第3节 元素性质及其变化规律教学演示ppt课件，共24页。PPT课件主要包含了复习回顾，电离能的应用，LiNaK，s22s22p2，知识体系，阅读学习，电负性，电负性的变化规律，电负性的应用，②③⑤⑥等内容，欢迎下载使用。

二、元素的电离能及其变化规律
1.定义：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。2.符号：I 单位：KJ/ml3、表示式：M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能） M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能） M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能）4、电离能的意义：表示气态原子失去电子难易程度的物理量。
5、影响电离能大小因素⑴核电荷数：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。 ⑵原子半径：同族原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。⑶电子层结构：稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。
6、元素第一电离能变化规律
⑴金属元素的第一电离能都较小,非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。
⑵同一周期元素的第一电离能，从左到右总体上是呈增大趋势。同一主族元素的第一电离能 从上到下逐渐减小。
⑶过渡元素第一电离能变化不太大。
⑶利用逐级电离能判断化合价，判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷。。 如K： I1≪I2＜I3 ，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。
⑴确定核外电子排布。 如Li：I1≪I2＜I3,表明Li核外3个电子排布K、L层,最外层只1个电子。
⑵判断元素性质强弱或判断金属原子在气态时失电子的难易程度。I1 越大，元素非金属性越强；I1 越小，元素金属性越强。
示例1：观察分析下表电离能数据回答：
试解释为什么锂元素易形成Li＋，而不易形成Li2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？
从表中数据可知：Li元素的I2远大于I1，因此Li容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；即Li易形成Li＋，而不易形成Li2＋ 。镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。
示例2、在反应 O2＋PtF6＝ O2PtF6 中， O2(g) = O2+(g) +e- I1 =1171.5kJ·ml-1。而 Xe(g) = Xe+(g) +e- I1 =1175.7 kJ·ml-1。Xe和PtF6能否发生反应？写出反应方程式，并分析各元素价态。
O2＋PtF6＝ O2PtF6 Xe＋PtF6＝ XePtF6
O2PtF6和 XePtF6是离子化合物，O2+：+1价 F：-1价 Pt：+5价 Xe：+1价。
1、判断X、Y、Z化合价？
突变，通常相差》4~5倍以上
3、有一种元素的逐级电离能数据如下：
当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是( )A.X+ B.X2+ C.X3+ D.X4+
4、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列： ①K Na Li ②B C Be N ③He Ne Ar ④ Na Al S P
N> C >Be> B
He >Ne > Ar
P >S >Al> Na
8、分析下列图表，回答问题。(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
则该元素是_____(填写元素符号)。
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第_____族。
10、请完成下列各题：(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的____，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的有____种。
(2)碳原子的核外电子排布式为_________。与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是 。
N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定。
(3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：__________。
1s22s22p63s2
阅读课本第24~26页，了解元素的电负性的概念，电负性的标准和意义，元素电负性变化规律，电负性的应用。
(3)意义:元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；反之,电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越弱。
三、元素的电负性及其变化规律
(1)定义:用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。
(2)标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标准进而计算出其他元素的电负性。
(3)对副族而言,同族元素的电负性也大体呈现同主族元素的变化趋势。因此,电负性大的元素位于元素周期表的右上角,电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
(1)对主族元素,同一周期从左到右,电子层数相同,核电荷数逐渐增大,原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引力逐渐增强,元素电负性逐渐增大。
(2)同一主族从上到下,核电荷数逐渐增大,随电子层数的增多,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱,元素的电负性逐渐减小。
(2)判断元素的化合价的正负。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收电子的能力强,元素的化合价为负值。
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。①金属的电负性一般小于2,非金属的电负性一般大于2。(1.8)②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。
(3)判断化学键的类型。一般地,如果两种成键元素的电负性差值较大(＞1.7)时易形成离子键;如果两种成键元素的电负性差值较小(＜1.7)时易形成共价键。
2、下列不是元素电负性的应用的是( ) A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度
1、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( ) A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键
3、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 ； 电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 ；电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。(不考虑放射性元素)
4、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：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2共价化合物（ ） 离子化合物（ ）
1．实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
(2)主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中价电子的多少。
⑴同周期、同主族元素的结构与性质递变规律
⑵元素周期表中电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
8、有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.1,3.5,1.5,2.5,0.8，请回答下列问题：
(1)A是__，B是__，C是__，D是__，E是__(用化学符号)(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是___，非金属性最强的是___。(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显___价，其他元素显___价。(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是 ，有共价键的是________。
H2O、SO2、SO3
9.下图中的曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)：
把与元素有关性质相符的曲线的标号填入相应横线上：⑴A族元素原子的价电子数____。⑵第3周期元素的最高正化合价___。⑶F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋四种离子的离子半径___。⑷第2周期元素的原子半径(不包括稀有气体)_____。⑸第2周期元素的第一电离能____。