原子结构与元素性质第三课时

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,黑龙江省庆安一中 孙秀民,第五级,*,*,第一章 原子结构与性质,第二节 原子结构与元素的性质,(,第五课时,),1,上 节 知 识 扫 描,二、元素周期律,4,电离能,（,1,）概念,（,2,）元素第一电离能的变化规律：,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；,b.,第,A,元素,A,的元素；第,A,元素,A,元素,同主族,：自上而下第一电离能逐渐减少。,同一元素的各级电离能是逐渐增大,的，即,I,1,I,2,I,3,I,1,可以形成,+1,价或,+2,价阳离子，而难以形成,+3,价离子。,3,3.,为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？,因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。,思考,1.,为什么碱金属从,Li,到,Fr,的第一电离能逐渐减小,?,2.,为什么同一周期第一电离能是碱金属的最小，而稀有气体的最大,?,4,5,电负性,（阅读课本,18,）,（,1,）基本概念,化学键：,元素相互化合，,相邻,的原子之间产生的,强烈,的化学作用力，叫做化学键。,键合电子：,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性：,用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。,（电负性是相对值，没单位）,5,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,6,（,2,）电负性的标准和数值,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。,7,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）。,（,3,）电负性的规律,8,（,4,）电负性的应用,1,判断元素的金属性和非金属性,金属元素的电负性一般小于,1.8,，非金属元素一般大于,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）,.,电负性,1.8,电负性,1.8,电负性,1.8,为,金属,为,“,类金属,”,如锗,为,非金属,电负性越大，非金属性越强,9,3,节,2,判断化学键的类型,一般：成键元素原子的,电负性差,1.7,，离子键,成键元素原子的,电负性差,1.7,，共价键,电负性的应用,例：,Al,：,1.5,，,Cl,：,3.0 F:4.0,3.0-1.5=1.5,AlCl,3,共价键、为共价化合物,4.0-1.5=2.5 AlF,3,离子键、为离子化合物,10,3,节,3,判断化学键的极性强弱,若两种不同元素的原子间形成共价键，必是极性键，成键原子间的电负性之差越大，键的极性越强,电负性的应用,极性：,H-FH-,Cl,H-BrH-I,C-OC-H;H-OC-H,11,3,节,4,判断共价化合物中元素的化合价,一般：,电负性大的显负价，电负性小的显正价,电负性的应用,例：,NaH,中，,Na,：,0.9 H,：,2.1,Na,显正价，,H,显负价,例：,NaBH,4,中，,Na,：,0.9 H,：,2.1,B,：,2.0,试判断各元素的化合价,12,科学探究,1.,下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作,IA,、,VIIA,元素的电负性变化图。,13,14,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,Li,2,O,、,MgO,，,Be(OH),2,、,Al(OH),3,都是两性氢氧化物，,H,3,BO,3,、,H,2,SiO,3,都是弱酸。,这些都说明,“,对角线规则,”,的正确性。,15,1.,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：,NaFAlCl,3,NOMgOBeCl,2,CO,2,共价化合物（）,离子化合物（）,元素,Al,B,Be,C,CI,F,Li,Mg,N,Na,O,P,S,Si,电负性,1.5,2.0,1.5,2.5,3.0,4.0,1.0,1.2,3.0,0.9,3.5,2.1,2.5,1.8,课堂练习：,16,课堂练习,2.,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,AlCl,3,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)BeCl,2,是 化合物,(,填,“,离子,”,或,“,共价,”,),，其电子式为 ，,BeCl,2,水溶液显酸性，原因是,(,用离子方程式表示,),：,Be+2OH,-,BeO,2,2-,+H,2,NaOH,溶液,Be(OH),2,+2OH,-,BeO,2,2-,+2H,2,O,共价,Be,2+,+2H,2,O Be(OH),2,+2H,+,Cl,Be,Cl,17,1,、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,20,0,C 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,HClO,4,H,2,SO,4,，,碱性：,NaOH,Mg(OH),2,8,、第一周期有,21,2,=2,，第二周期有,22,2,=8,，则第五周期有,25,2,=50,种元素。,概念辩析,18,