資源簡介

(共32張PPT)
1.3.1 元素性質及其變化規律
核心素養目標
1.宏觀辨識與微觀探析：
能從原子結構的微觀角度理解元素性質的周期性變化，如原子半徑、電離能、電負性等，同時能從宏觀上描述和解釋元素性質及其變化規律，建立微觀結構與宏觀性質之間的聯系。
2.證據推理與模型認知：
通過對元素性質實驗數據和事實的分析，如不同元素與水、酸反應的劇烈程度，形成證據意識，能基于證據對元素性質及其變化規律進行推理和論證。同時，構建元素周期律的認知模型，如 “位 - 構 - 性” 模型，利用該模型預測元素的性質，解釋元素之間的內在聯系。
3.科學態度與社會責任：
認識到元素周期律對化學研究和生產生活的重要指導意義，培養嚴謹認真的科學態度。了解元素周期律在新材料研發、元素的發現和應用等方面的貢獻，增強對化學學科的認同感和社會責任感。
學習重難點
學習重點
1.元素周期律的實質，即元素原子核外電子排布的周期性變化如何引起元素性質的周期性變化，包括原子半徑、電離能、電負性、金屬性和非金屬性等方面的周期性變化規律。
2.同周期、同主族元素性質的遞變規律及其應用，能夠運用這些規律預測元素的性質，判斷元素之間的金屬性、非金屬性強弱關系，以及比較化合物的性質等。
3. “位 - 構 - 性” 三者之間的關系，能夠根據元素在周期表中的位置，推斷其原子結構和性質，反之，也能根據原子結構和性質確定元素在周期表中的位置。
學習難點
1.理解電離能、電負性等概念及其變化規律背后的本質原因，電離能和電負性的變化不僅與原子結構有關，還涉及到電子間的相互作用等復雜因素。
2.運用元素周期律和 “位 - 構 - 性” 關系解決實際問題。
回顧
問題：學習過元素周期表內容，你知道元素哪些性質隨原子序數遞增呈現周期性變化？
隨元素原子核電荷數的遞增，元素的以下性質會呈現周期性變化：
元素化合價
金屬性和非金屬性
原子半徑
原子半徑及其變化規律
PART 01
根據量子力學理論，在原子核外，從原子核附近到離核很遠的地方，電子都有可能出現，因此原子并不是一個具有明確“邊界”的實體，即原子并沒有經典意義上的半徑。但是，由于核外電子運動區域的大小對于元素原子的性質有很大的影響，為了便于討論這方面的問題，人們便假定原子是一個球體，并采用統計的方法來測定原子半徑。
1.原子半徑的周期性變化規律
1. 原子半徑的測定方法
方法一：根據固態單質的密度算出1mol原子的體積，再除以阿伏伽德羅常數，得到一個原子在固態單質中平均占有體積，進而得到原子半徑。
1.原子半徑的周期性變化規律
方法二：制定化合物中兩個相鄰原子的核間距為兩個原子的半徑之和，再通過實驗測定分子或固體中原子的核間距，從而求得相關原子的原子半徑。（常用）
2. 原子半徑的種類
①共價半徑：由共價分子或共價晶體中原子的核間
距計算得出。
②范德華半徑（范式半徑）：由分子晶體中共價分
子之間的最短距離計算得出。
③金屬半徑：由金屬晶體中原子之間的最短距離計算得出。
金屬：有共價半徑、金屬半徑。 稀有氣體：只有范式半徑。
非金屬（除稀有氣體）：有共價半徑和范式半徑，且總有 r 范> r 共。
1.原子半徑的周期性變化規律
影響原子半徑大小的因素
原子半徑
電子的能層數
核電荷數
電子的能層越多，電子之間的排斥作用越大，將使原子的半徑增大
核電荷數越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小
二者共同作用使原子半徑呈現周期性的遞變
注意：因為稀有氣體元素與其他元素的原子半徑的測定依據不同，一般不將其原子半徑與其他原子的半徑相比較。
1.原子半徑的周期性變化規律
從上到下，原子半徑逐漸增大。
同主族元素
同周期元素
從左到右，原子半徑逐漸減小。
主要原因：同主族元素從上到下，隨著能層數的增加，離核更遠的外層軌道填入電子，能層數的影響大于核電荷數增加的影響。
主要原因：同周期主族元素從左到右，增加的電子產生的電子間的排斥作用小于核電荷數增加導致的核對外層電子的吸引作用。
2.微粒半徑比較方法
一看電子層數　　　
二看核電荷數
三看電子數
一般規律:
(1) 電子層數越多：半徑越大。
(2) 電子層數相同時：核電核數越大，半徑越小。
(3) 電子層數、核電荷數都相同時：電子數越多，半徑越大。
“序大徑小”、“價高徑小”
PS：因為稀有氣體元素與其他元素的原子半徑的確定依據不用，故比較同周期元素原子半徑的變化規律時，排除稀有氣體元素原子。
3.原子半徑的周期性變化規律的應用
利用原子半徑和價電子數可以定性解釋元素周期表中元素原子得失電子能力所呈現的遞變規律。
得失電子能力 原因
同周期元素
同主族元素
綜合結果 除稀有氣體元素外，從左到右，元素原子失去電子的能力越來越弱，獲得電子的能力越來越強。
同周期主族元素原子的電子層數相同，從左到右原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的吸引作用逐漸增強。
自上而下，金屬元素原子失去電子的能力越來越強，非金屬元素原子獲得電子的能力越來越弱。
同主族元素原子的價電子數相同，但自上而下原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引作用逐漸減弱。
位于元素周期表中金屬元素與非金屬元素分界線周圍元素的原子獲得或失去電子的能力都不強。
元素的電離能及其變化規律
PART 02
1.電離能
為滿足科學研究和生產實踐的需要，對原子得失電子的能力僅有定性的分析往往是不夠的，因此人們不斷嘗試尋找能定量地衡量或比較原子得失電子能力的方法。
M(g)==M+(g)+e-　I1(第一電離能)
M+(g) ==M2+(g)+e-　I2(第二電離能)
M2+(g)== M3+ (g)+e-　I3(第三電離能)
（1）定義：氣態基態原子或氣態基態離子失去一個電子所需要的最小能量。
符號: I 單位: kJ·mol-1
（2）元素的逐級電離能
電離能
I1
I3
I2
鈹
原
子
1.電離能
（3）意義
第一電離能數值越小，表示在氣態時該原子失去電子越容易，即元素的金屬性越強；
第一電離能數值越大，表明在氣態時該原子失去電子越難，即元素的金屬性越弱。
2.元素的第一電離能的變化規律
元素的第一電離能的周期性
電離能的數值大小主要取決于原子的核電荷數、原子半徑以及核外電子排布
同周期主族元素：第一電離能從左至右呈現升高的趨勢。
2.元素的第一電離能的變化規律
同周期元素的變化規律
規律
原因
同周期元素從左到右，第一電離能整體呈增大趨勢。每個周期的第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小，最后一種元素（稀有氣體）的電離能最大。
同周期元素的原子的電子層數相同，但隨著核電荷數增大，原子核對外層電子的吸引作用增強，失去電子的能力逐漸減弱。
2.元素的第一電離能的變化規律
同主族元素的變化規律
規律
原因
同主族元素從上到下，第一電離能逐漸減小。
同主族元素的原子的價層電子數相同，但自上而下，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引作用減弱，失去電子的能力逐漸增強。
PS：0族元素的第一電離能的變化規律與同主族元素一致
2.元素的第一電離能的變化規律
過渡元素的變化規律
規律
原因
過渡元素的第一電離能的變化不太規則，同周期過渡元素中隨著元素原子核電荷數的增加，第一電離能略有增加。
對過渡元素原子來說，增加的電子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f軌道上，原子核對外層電子的吸引作用變化不是太大。
2.元素的第一電離能的變化規律
元素的第一電離能的周期性
為什么B、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低，而使Li—Ne和Na—Ar的電離能曲線呈現鋸齒狀變化？
2.元素的第一電離能的變化規律
對于B和Al這兩個鋸齒狀變化，一般解釋為：
B和Al的第一電離能失去的電子是np能級的，該能級電子的能量比左邊Be和Mg失去的ns能級電子的高。
對于O和S這兩個鋸齒狀變化，一般解釋為：
N和P的電子排布是半充滿的，比較穩定，電離能較高。
2.元素的第一電離能的變化規律
3.電離能的應用
堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性之間存在什么聯系？
第IA族堿金屬元素的第一電離能從上到下逐漸變小，則原子越容易失電子，堿金屬元素的金屬性逐漸增強，堿金屬的活潑性越強。
（1）判斷元素的金屬性強弱
金屬的活動性表示的是在水溶液中中金屬單質中的原子失去電子的能力，而金屬元素的電離能指的是金屬元素的基態原子（或離子）在氣態時失去電子成為氣態陽離子的能力，二者對應的條件不同，所以金屬的活動性順序與金屬元素電離能的大小順序不完全一致。
3.電離能的應用
元素的逐級電離能數
通常情況下，第一電離能小于第二電離能小于第三電離能......
（2）判斷元素的化合價
3.電離能的應用
為什么原子的逐級電離能越來越大
1.原子內的電子越靠近原子核，受到的吸引力越大，則要離開原子所需要的能量越大，原子的逐級電離能越來越大；
2.隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多，所以原子的逐級電離能越來越大。
（2）判斷元素的化合價
3.電離能的應用
（2）判斷元素的化合價
元素 Na Mg Al
各級電離能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
4066
713
6282
1239
928
8830
3.電離能的應用
（2）判斷元素的化合價
逐級電離能數據與鈉、鎂、鋁的化合價有什么關系
鈉的第一電離能比第二電離能小很多，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成Na+；鎂的第一電離能和第二電離能相差不多，但第二電離能比第三電離能小很多，說明Mg容易失去兩個電子形成Mg2+；鋁的第一電離能、第二電離能、第三電離能相差不多，但第三電離能比第四電離能小很多，說明Al容易失去三個電子形成Al3+。
歸納總結
電離能
概念
電離能：元素原子失去電子所需的最低能量
第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需的最低能量
變化規律
同周期主族元素：第一電離能從左至右呈現升高的趨勢（ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA反常）
同周期元素：第一電離能從上到下呈現減小的趨勢
同一元素：電離能逐級增大
應用
判斷金屬性強弱：第一電能越小，元素金屬性越強
根據電離能的突躍：判斷元素的化合價（突躍一般為10倍左右）
隨堂訓練
1．下列各組微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的是(　　)
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－
C
隨堂訓練
2.下列各組元素中，原子半徑減小，元素第一電離能逐漸升高的是
A. K、Na、Li B. C、N、O
C. Cl、S、P D. Al、Mg、Na
A
隨堂訓練
3.下表列出了某短周期元素R的各級電離能數據（用I1、I2…）關于R元素下列推斷錯誤的是（ ）
A．R元素基態原子的電子排布式為1s22s2
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R的最高正價為＋2價
D．R元素的第一電離能高于同周期相鄰元素的
元素 電離能I /（KJ mol-1） I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1500 7700 10500 ……
A
隨堂訓練
4.根據右列五種元素的電離能數據
判斷下列說法不正確的是（ ）
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能與U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s區
D.原子的價電子排布式為ns2np1的可能是T元素
B
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