2.2 元素性质的递变规律 第2课时（教学课件）化学苏教版选择性必修2

苏教版选择性必修 2 专题2 原子结构与元素性质 第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化 第二单元 元素性质的递变规律 1 元素电负性的周期性变化 2 1 元素第一电能能的周期性变化 学习内容导览 2 1.认识第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。 2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化导致元素性质周期性变化的原因。 重点：1.元素第一电离能的周期性变化。 2.元素电负性的周期性变化。 难点：1.对元素第一电离能、电负性周期性变化的理解。 2. 电离能和电负性的应用。 素养锚定·课标定位 化学键类型与原子吸引电子能力的关联 交流研讨 为什么钠与氯元素以离子键结合形成离子化合物，氢元素与氯元素以共价键结合形成共价化合物？ 活泼非金属元素与活泼金属元素以离子键结合形成离子化合物。 非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。 成键原子吸引电子能力的差异，决定了形成化学键的类型。 情境启思·任务缘起 元素第一电离能的周期性变化 01 5 一、元素第一电离能的周期性变化 任务一 某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量 1.定义 2.符号和单位 符号：Ｉ1 单位：kJ/mol M(g) - e- → M+(g) 3.表示形式 如：钠元素的I1=496KJ/mol是指Na(g)-e－→Na＋(g)时所需的最小能量为496KJ/mol 细研深究：对元素的第一电离能的认知 分层研学·探理悟新 6 一、元素第一电离能的周期性变化 任务一 细研深究：对元素的第一电离能的认知 4.元素的第一电离能表示的意义 衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度 第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。 钠元素的I1=496kJ·mol⁻¹ 钾元素的I1=418.8kJ·mol⁻¹ 第一电离能： Na＞K Na比K 更难失电子 分层研学·探理悟新 7 一、元素第一电离能的周期性变化 思考交流：请以第2、3周期元素为例，总结同周期元素第一电离能的变化规律 (1)第一电离能呈现增大的趋势； (3)ⅡA族的B、Mg和ⅤA族的N、P出现反常情况；第一电离能均变于相邻主族的元素。 (2)对同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。 任务一 细研深究：对元素的第一电离能的认知 分层研学·探理悟新 8 一、元素第一电离能的周期性变化 思考交流1：同周期元素第一电离能变化规律的原因是什么？ (1)规律的成因：一般来说，同周期元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。 (2)反常的原因：通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，第一电离能较大。 任务一 细研深究：对元素的第一电离能的认知 分层研学·探理悟新 9 具体事例：P和S第一电离能大小的比较 P与S的外围电子轨道表示式： 3s 3p P 3s 3p S P的3p轨道电子处于半充满稳定状态，原子的能量较低，造成第一电离能偏高 B(2s2)、Mg(2s2)：s轨道为全充满状态 N(2s22p3)、P(3s23p3)：p轨道为半充满状态 第一电离能： ⅡA＞ⅢA、ⅤA ＞ ⅥA 任务一 细研深究：对元素的第一电离能的认知 一、元素第一电离能的周期性变化 分层研学·探理悟新 一、元素第一电离能的周期性变化 思考交流2：同主族元素第一电离能变化规律及原因是什么？ 同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 1.变化规律 同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。 2.变化原因 任务一 细研深究：对元素的第一电离能的认知 分层研学·探理悟新 11 任务二 拓展提升：对元素第二、三电离能的理解和应用 1.定义 2.表示符号 (1)第二电离能：某元素的+1价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量，称为该元素的第二电离能； (2)第三电离能：某元素的+2价气态离子失去1个电子，形成+3价气态离子所需要的最低能量，称为该元素的第二电离能。 符号：I2 、 I3 如果是第n电离能呢？ 一、元素第一电离能的周期性变化 分层研学·探理悟新 12 思考交流：根据钠、镁的各级电离能数据，分析下列问题 问题1：同一元素的各级电离能数值大小有什么规律？ 同一元素的各级电离能逐级变大，即I1<I2<I3……。 问题2：Mg的I3为什么远大于I2？ 失去的第3个电子为2p6中的， 2p6全充满，非常稳定 任务二 拓展提升：对元素第二、三电离能的理解和应用 一、元素第一电离能的周期性变化 分层研学·探理悟新 13 问题3：为什么钠元素的原子容易形成Na+，而不易形成Na2+，镁元素的原子易形成Mg2+，而不易形成Mg3+？ Na的电子排布为1s22s22p63s1，易失去最外层的1个电子 Na+的电子排布为1s22s22p6，具有稀有气体的电子层结构，不易失去电子 Mg的电子排布为1s22s22p63s2，易失去最外层的2个电子 Mg2+的电子排布为1s22s22p6，具有稀有气体的电子层结构，不易失去电子 任务二 拓展提升：对元素第二、三电离能的理解和应用 一、元素第一电离能的周期性变化 分层研学·探理悟新 14 逆向分析：你能否根据电离能的变化规律，判断元素的可能形成的化合价？ 突变 突变 结论1：若 Iₙ₊₁≫ Iₙ（出现明显突跃），则元素通常失去 n 个电子后达到相对稳定结构，常见化合价为 +n。 结论2：突跃越大，说明达到该价态后越“难”再失去电子，该化合价越稳定。 任务二 拓展提升：对元素第二、三电离能的理解和应用 一、元素第一电离能的周期性变化 分层研学·探理悟新 15 任务三 学以致用：电离能的应用 Li的逐级电离能I1«I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子。 如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。 1.确定元素原子的核外电子排布 2.判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 3.判断元素的金属性、非金属性强弱 一、元素第一电离能的周期性变化 分层研学·探理悟新 16 【例1】(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离能___，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的元素有___种。N的第一电离能大于O的，原因是__________________________________________。 (2) Cu与Ni的第二电离能分别为：1959kJ•mol﹣1和 1753kJ•mol﹣1，ICu＞INi的原因是________________________________________________。 N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定　 Cu+电子排布呈全充满状态，比较稳定，失电子 需要能量高，第二电离能数值大。 大 5 一、元素第一电离能的周期性变化 典例剖析·逻辑释疑 【变式1】某元素的第一至第七电离能（kJ·mol-1）如下： 该元素最有可能位于元素周期表的族是（　　） A. ⅠA B. ⅡA C. ⅢA D. ⅣA C 一、元素第一电离能的周期性变化 典例剖析·逻辑释疑 元素电负性 的周期性变化 02 19 二、元素电负性的周期性变化 任务一 细研深究：对元素电负性的认知 衡量元素在化合物中吸引电子的能力。 1.含义 2.意义 电负性越大，吸引电子的能力越强；反之，则越弱。 3.大小的标准 以氟的电负性为4.0作为相对标准。 电负性是相对值，没有单位。 电负性较小 电负性较大 分层研学·探理悟新 20 思考交流：同周期或者同族元素的电负性有什么规律？ 规律1：同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外) 规律2：同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 二、元素电负性的周期性变化 任务一 细研深究：对元素电负性的认知 分层研学·探理悟新 21 任务二 学以致用：元素电负性的应用 应用1.判断元素的金属性与非金属性的强弱 电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱； 电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。 电负性 ＞ 1.8 非金属元素 电负性 ＜ 1.8 金属元素 电负性 ≈ 1.8 类金属元素 F的电负性最大 Cs的电负性最小 参考值 二、元素电负性的周期性变化 分层研学·探理悟新 22 (1)判断依据：电负性数值小(吸引电子能力弱)，显正价，反之负价。 任务二 应用2.判断元素化合价的正负 H C H H H CH4 -4 +1 C的电负性大于H的，显负价 H Si H H H SiH4 +4 -1 Si的电负性小于H的，显正价 H的电负性小于Si的，显负价 (2)具体事例： 二、元素电负性的周期性变化 学以致用：元素电负性的应用 分层研学·探理悟新 应用3.判断化学键类型 (1)判断依据：电负性数值差。一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间形成共价键价。 ◆温馨提示 ①电负性差>1.7，不一定形成离子键，如HF差为1.9，形成的是共价键。 ②电负性差<1.7，不一定形成共价键，如NaH差为1.2，形成的是离子键。 二、元素电负性的周期性变化 任务二 学以致用：元素电负性的应用 分层研学·探理悟新 电负性的差值较大 离子键 Na . . . . . . Cl . + . . . . . Cl . . Na+ - 电负性差 2.1 电负性 0.9 3.0 电负性的差值较小 共价键 H . . . . . . O + . . . . . O . H 电负性差 0.4 电负性 2.1 2.5 + H H (2)具体事例： 应用3.判断化学键类型 ◆温馨提示 电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 势力悬殊→强抢电子模式 势均力敌→共用电子模式 二、元素电负性的周期性变化 任务二 学以致用：元素电负性的应用 分层研学·探理悟新 有机化合物CH3I和CF3I发生水解的主要反应分别是：CH3I+H2O→CH3OH+HI CF3I+H2O→CF3H+HIO。从电负性的角度分析两种有机物的水解产物为什么不同？ 深度思考：水解产物的判断 四种元素的电负性分别为C：2.5、H：2.1、I：2.5、F：4.0， (1)在CH3I分子中由于H的电负性较小，H原子的电子偏向C原子，使得C原子的电负性变小，使C的电负性小于I，在CH3I中I的化合价为负值，水解时I原子易结合水分子中的H+生成HI； (2)在CF3I分子中，F的电负性很大，C原子的电子偏向F原子，使得C原子的电负性变大，使C的电负性大于I，在CF3I分子中，I的化合价为正值，水解时，I原子易结合水分子中的OH-，生成I(OH)，即HIO。 二、元素电负性的周期性变化 任务二 学以致用：元素电负性的应用 电负性与原子所处的具体的化学环境紧密相关。 分层研学·探理悟新 任务三 细研深究：对“对角线”规则的认知 1.含义 对角线”规则：又称斜线关系。是指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素的性质相类似。 2.具体事例 在第2、3周期中，典型元素有3对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。 可以从元素的电负性值相近解释“对角线”规则： 锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。 二、元素电负性的周期性变化 分层研学·探理悟新 27 (1)锂和镁的相似性： ① 在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则生成过氧化物、超氧化物； ② 能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应； ③ 氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。 (2)铍和铝的相似性： ① 单质在冷的浓硝酸中钝化； ② 氧化物、氢氧化物都有两性； ③ 氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 3.具体事例表现 (3)硼和硅的相似性： ① 密度相近 (2.35 g·cm-3 和2.336 g·cm-3)； ② 简单气态氢化物都能直接被氧气氧化； ③ 最高价氧化物的水化物都是弱酸等。 二、元素电负性的周期性变化 任务三 细研深究：对“对角线”规则的认知 分层研学·探理悟新 【例1】下列说法不正确的是(　 　) A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大 B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第 ⅦA 族的观点 A 二、元素电负性的周期性变化 典例剖析·逻辑释疑 【变式1】下列对电负性的理解不正确的是( ) A.电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 B.一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素 C.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关 D 二、元素电负性的周期性变化 典例剖析·逻辑释疑 【例2】下列不能根据元素电负性判断的性质是( ) A.判断化合物的溶解度 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键类型 D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素 A 【变式2】判断：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2 属于共价化合物的 ___________；属于离子化合物的有___________ 元素 AI 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 ②③⑤⑥ ①④ 二、元素电负性的周期性变化 典例剖析·逻辑释疑 【例3】下列各组元素按电负性大小排列正确的是　(　　) A．O>Cl>F B．F>N>O C．As>P>N D．Cl>S>P D 【变式3】在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分，下列各对原子形成的化学键中共价键成分最少的是( ) A ． Li、F B ． Na、F C．Na、Cl D．Mg、O B 二、元素电负性的周期性变化 典例剖析·逻辑释疑 金属性/非金属性 元素类型 应用 第一电离能、电负性呈现周期性的递变 金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强 化学键类型 化合价 电负性逐渐增大 第一电离能逐渐增大(特例) 应用 确定元素原子的核外电子排布 判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 判断元素的金属性、非金属性强弱 体系梳整·认知升华 1．根据下表所列元素的各级电离能I/kJ·mol－1的数据，下列判断中错误的是 ( ) D 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 A．元素X的常见化合价为＋1价 B．元素Y可能为ⅢA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．元素Y在化学性质上与锡相似 当堂诊学·成效校验 2.元素的原子半径、金属性、非金属性、电离能等性质,随着原子序数的递增呈现周期性变化。不同元素的第一电离能值(设其为E)如图所示。 试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点,并回答下列问题: (1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_____________________________。 各周期中E值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律。  (2)同周期内,随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是 。  ①E(砷)>E(硒) ②E(砷)<E(硒) ③E(溴)>E(硒) ④E(溴)<E(硒) 随着原子序数增大，E值变小 周期性 ①③ (3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围: <E< 。  738 485 当堂诊学·成效校验 3.下列各元素，最易形成离子化合物的是( ) ①第3周期第一电离能最小的元素 ②外围电子构型为2s22p6的原子 ③2p轨道为半满的元素 ④电负性最大的元素 A.①② B.③④ C.②③ D.①④ D 当堂诊学·成效校验 4．已知六种元素的电负性如表。某有机化合物A的结构简式如图所示，下列有关说法正确的是(　　) H S N Al Cl Si 2.1 2.5 3.0 1.5 3.0 1.8 A．A中S和O的共用电子对偏向S B．A中S和N的共用电子对偏向N C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物 D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价 B 当堂诊学·成效校验 5.仔细观察下图，回答下列问题： (1)铍的最高价氧化物的水化物是_____ (填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是_______________________________ ________________________________。 (2)根据Mg在空气中的燃烧情况推测Li在空气中燃烧生成的产物为_______ ______(用化学式表示)。  Li2O、 Li3N 两性 Be(OH)2+2OH-===[Be(OH)4]2-、 Be(OH)2+2H+===Be2++2H2O 当堂诊学·成效校验 6．短周期主族元素W、X、Y、Z、Q的原子序数依次增大，只有X、Y、Z同周期，X基态原子各能级电子数相等，Z与X的基态原子单电子数相等，Q的单质常温下为黄绿色气体。下列说法正确的是( ) A．电负性：Y＞X＞W B．第一电离能：Z＞Y＞X C．离子键百分数：YW3＞ W2 Z D．这些元素不可能组成离子化合物 A Y(N) ＞Z(O) H2O＞ NH3 NH4H、 NH4Cl、 NH4NO3 H C N O Cl 当堂诊学·成效校验 感谢观看 更多练习见分层作业 苏教版选择性必修 2 40 $