【化学】2.2.1《元素性质的递变规律》——原子核外电子排布的周期性课件(苏教版选修3)

元素性质的递变规律完整版课件

时栏
素的性质主要指_原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属___性__、_
目开
__非__金__属__性__、__第__一__电__离__能__、__电___负__性__等____。
关
(1)同周期主族元素的化合价规律：同一周期主族元
素的最高正价逐渐升高，数值上等于主族序数；
下列说法错误的是
()
A．第一电离能 Y 可能大于 X
本课
B．气态氢化物的稳定性：HnY 大于 HmX
时栏
C．最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸的酸性强于 Y
目开
对应的酸的酸性
关
D．X 和 Y 形成化合物时，X 显负价，Y 显正价
解析据电负性 X>Y 可推知，原子序数 X>Y，由于 X、
Y 为同周期元素，故第一电离能 Y 一般小于 X，非金属
(1)键合电子与电负性：元素相互化合时，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
本
素的原子对键合电子吸引力的大小。
课
时
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引
栏目
力越大。
开
关
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。
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。
本 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，
课时
元素的化合价为负值。
栏目
(3)判断化学键的类型
开关
①如果两个成键元素间的电负性差值大于 1.7，它们之间

高中苏教版化学选修3 目录课件PPT

1课时原子核外电子的运动第2课时原子核外电子的排布
第二单元元素性质的递变规律第1课时原子核外电子排布的周期性第2课时电离能和电负性
专题复习课
第一单元金属键金属晶体第二单元离子键离子晶体第三单元共价键原子晶体
第1课时共价键第2课时共价键的键能与化学反应的反应热、原子晶体第四单元分子间作用力分子晶体专题复习课
第一单元分子构型与物质的性质第1课时分子的空间构型第2课时分子的极性与手性分子
第二单元配合物的形成和应用专题复习课
专题5 物质结构的探索无止境模块综合测评
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苏教版选择性必修二 2-2-2 元素第一电离能和电负性的周期性变化课件(63张)

(7)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大( × ) (8)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小( × ) (9)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性( × ) (10)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价( √ ) (11)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物( × )
【归纳总结】电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
注 ①稀有气体的电离能为同周期中最大。②第一电离能ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
[自我排查] 判断正误 (1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大( √ ) (2)M(g)→M2＋(g)＋2e－所需能量不是第二电离能( √ ) (3)Na 原子在不同状态失去 1 个电子所需能量相同( × ) (4)原子的电离能大小 I1＞I2＞I3( × ) (5)第一电离能小的元素的金属性一定强( × ) (6)原子或离子失去一个电子所需的最小能量叫做电离能( × )
2．提示：同一周期元素的电子层数相同，从左到右，核电荷数递增，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对电子的引力逐渐增大，越难失去电子，故第一电离能呈递增的趋势。Be 的价电子排布式为 2s2,2s 轨道为全充满稳定状态，较难失去 1 个电子，B 的价电子排布式为 2s22p1，失去一个电子后成为 2s2 全充满的稳定状态，故 B 较易失去 2p 上的 1 个电子，第一电离能 B＜Be；N 的价电子排布式为 2s22p3，N 原子 2p 轨道处于半充满的稳定状态，较难失去 1 个电子，而 O 的价电子排布式为 2s22p4，失去一个电子成为 2p3 半充满的稳定状态，故较易失去一个电子，因此第一电离能 N＞O。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如 K：I1≪I2<I3，表明 K 原子易失去_一__个__电__子___形成___＋__1__价___阳离子。

元素性质的递变性规律

第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。

相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。

元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。

所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。

根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。

二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。

常用符号I1表示。

M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。

依次类推。

元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。

2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。

一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。

另外，电子构型越稳定，电离能也越大。

3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。

但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。

同主族元素自上而下电离能依次减小。

但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。

4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。

元素周期律PPT

逐渐减
逐渐减
逐
逐
渐
渐
增
增
Br
大
弱
弱
弱
弱
强
强
I
元素周期律
元素周期律—— 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化规律。
实质：原子的核外电子排布周期性的变化。
三、位、构、性的关系
结构
反映决定
决定反映
位置
推测判断
性质
（1）结构与位置的关系
元素周期表中结构
原子序数＝质子数周期序数＝电子层数
答案：C
2、已知元素砷（As）的原子序数为 33，下列叙述正确的是（）
A、砷元素的最高化合价为+3 B、砷元素是第四周期的主族元素 C、砷的气态氢化物很稳定 D、砷的氧化物的水溶液呈强碱性
答案：B
3、A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3∶4，D能分别与 A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下列叙述正确的是（）
3.下列各组元素中，按原子半径依次增大的顺序排列
的是（ D ）
A.Na、Mg、Al
B.Cl、S、P
C.Na、N、F
D.Cl、Br、I
4.下列递变规律不正确的是（ C ） A.Na、Mg、Al还原性依次减弱
B.I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C.C、N、O原子半径依次增大
D.P、S、Cl最高正价依次升高
随着原子序数的递增
引起了核外电子排布呈周期性变化
最外层电子数1→8 （K层电子数1→2）
决定了
同周期元素原子半径大→小
化合价：+1→+7 －4→－1
元素性质呈周期性变化元素的金属性、非金属性、最高价

原子核外电子的排布课件

1

单质与水(或酸)反应
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
①常温或加热下遇水 Al _无__明__显__现__象__
②与酸反应__剧__烈_
Al(OH)3：_两__性__氢___氧__化__物_
结论
Na、Mg、Al的金属性逐渐_减___弱_
②硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律
Cl、S、P、Si
HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
第1课时原子核外电子的排布元素周期律
一、原子核外电子的排布什么是电子层？原子核外电子排布的原则是什么？ 1.电子层 (1)电子层的含义。多电子原子里，电子分别在__能__量__不__同__的区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层。
(2)电子层表示方法。
电子层n 1 2
【典例3】(2012·大纲版全国卷)元素X形成的离子与钙离子的核外电子排布相同，且X的离子半径小于负二价硫离子的半径。 X元素为( ) A.Al B.P C.Ar D.K 【思路点拨】解答该题要注意以下三点： (1)Ca2+、P3-、K+均为18e-结构； (2)Al3+为10e-结构，Ar是稀有气体元素； (3)相同核外电子排布的离子随核电荷数递增，离子半径递减。
的核外电子数一定不等于其核电荷数，D错误。
二、元素周期表中元素性质的变化规律
原子半径
从同周期 (从左往右)
减小
主要化合价
金属性
非金属性
单质
氧化性还原性
+1→+7 -4→-1 减弱增强
增强
减弱
同主族 (从上到下)
增大
相似(最高正价相同)

高中化学专题1微观结构与物质的多样性第一单元原子核外电子排布与元素周期律第2课时元素周期律课件苏教版必

三、课后“静思2分钟”大有学问
我们还要注意课后的及时思考。利用课间休息时间，在心中快速把刚才上课时刚讲过的一些关键思路理一遍，把老师讲解的题目从题意到解答整个过程详细审视一遍，这样，不仅可以加深知识的理解和记忆，还可以轻而易举地掌握一些关键的解题技巧。所以，2分钟的课后静思等于同一学科知识的课后复习30分钟。
内容索引
新知导学达标检测
新知导学
一、元素原子结构与其化合价的周期性变化
1.原子序数 (1)概念：按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫做原子序数。 (2)数量关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2.元素原子结构与其化合价的周期性变化 (1)原子核外电子排布的周期性变化以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下：
Si
P
S
Cl
与氢气高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃
判
反应
由难到易的顺序为__S_i、__P_、__S__、__C_l _
断
依据
最高价氧化 H2SiO3：物对应的水弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强酸 HClO4：强酸
化物的酸性
酸性：H__C_l_O_4_>_H_2_S_O__4>_H__3_P_O_4_>_H_2_S_i_O_3_
专题1 第一单元原子核外电子排布与元素周期律
第2课时元素周期律
[学习目标] 1.通过分析1~18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。 2.初步认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 [核心素养] 1.宏观辨识与微观探析：从元素原子结构的变化规律认识元素性质的变化规律(元素周期律)。 2.科学探究与创新意识：设计实验探究第3周期元素金属性、非金属性强弱的变化规律。

高中化学《元素性质的周期性变化规律》课件

活动二探究同周期元素金属性和非金属性的递变规律问题讨论：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测
出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗?
第三周期元素电子层数 _相__同__ ，由左向右元素的原子最外层电子数 _逐___渐__增__加_，原子半径依次__减__小_，失电子的能力依次__减___弱，得电子的能力依次____增_，强
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
活动一元素原子半径和主要化合价的周期性变化规律
原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号第一周期第二周期第三周期
原子序数
原子半径(nm)
结论
1→2 3→9 11→17
…… 0.152→0.071_大__→__小__ 0.186→0.099_大__→__小__
第四章第二节元素周期律
学业质量水平
Academic quality level
1. 能结合有关数据了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。 2. 能以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，设计实验并根据相关实验事实探究同周期元素性质的变化规律。 3. 会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进 “证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。
（1）元素的金属性强弱判断依据:
①金属与水或酸反应越容易置换出H2，反应越剧烈，金属性越强； ②金属的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强； ③金属与某些盐溶液的置换反应、阳离子的氧化性。
（2）元素的非金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，反应越剧烈，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③非金属的最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）酸性越强，非金属性越强。 ④非金属与某些盐溶液的置换反应、阴离子的还原性。

元素性质的递变规律

ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 6S26p6
s d ds
p
f
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5 按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个 ds区区：s区、d区、ds区、p区、f区。
外围电子排布Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ－－ 1S1
－２S1－2 －３S1－2 －４S1－2 －５S1－2 －６S1－2 －３d1－9 4s2 － 4d1－9 5s2 － 4f1－14 － 5d1－10 － 3d104s1－2 － 4d105s1－2 － 5d106s1－2
【规律总结】规律总结】
1、周期数=电子层数、周期数电子层数 2、主族元素：、主族元素：族序数=原子的最外层电子数原子的最外层电子数=价电子数族序数原子的最外层电子数价电子数副族元素：副族元素：大多数族序数=（大多数族序数（n-1)d+ns的电子数价的电子数=价电子数族序数=原子的最外层电子数 ⅠB、ⅡB族序数原子的最外层电子数、族序数
ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 6S26p6
周期１２３４５６
元素数目 2 8 18 18 32 32
外围电子排布Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ－－ 1S1
～ (n－1)d10ns1～2 －价层电子构型是，即次外层d 即次外层d轨道是充满的，最外层

【化学】2.2.1《元素性质的递变规律》——原子核外电子排布的周期性 课件(苏教版选修3)