这是因为随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷数越来越大,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大,消耗的能量也越来越多。
4、Be有价电子排布为2s2,是全充满结构,比较稳定,而B的价电子排布为2s22p1,、比Be不稳定,因此失去第一个电子B比Be容易,第一电离能小。
镁的第一电离能比铝的大,磷的第一电离能比硫的大,为什么呢?
Mg:
1s22s22p63s2
P:
1s22s22p63s23p3
那是因为镁原子、磷原子最外层能级中,电子处于半满或全满状态,相对比较稳定,失电子较难。
如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O,Mg的第一电离能大于Al,Zn的第一电离能大于Ga。
5、Na的I1,比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。
而电离能的突跃变化,说明核外电子是分能层排布的。
〖课堂练习〗
1、某元素的电离能(电子伏特)如下:
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
14.5
29.6
47.4
77.5
97.9
551.9
666.8
此元素位于元素周期表的族数是
A.IAB.ⅡAC.ⅢAD、ⅣAE、ⅥAF、ⅤAG、ⅦA
2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下:
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
I8
13.6
35.1
54.9
77.4
113.9
138.1
739.1
871.1
回答下列各问:
(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?
___________________。
为什么?
______________________________________
(2)I1为什么最小?
________________________________
(3)I7和I8为什么是有很大的数值__________________________
(4)I6到I7间,为什么有一个很大的差值?
这能说明什么问题?
_________________________________________________________
(5)I1到I6中,相邻的电离能间为什么差值比较小?
______________________________________________
(6)I4和I5间,电离能为什么有一个较大的差值
__________________________________________________
(7)此元素原子的电子层有__________________层。
最外层电子构型为
______________,电子轨道式为________________________________,此元素的周期位置为________________________周期___________________族。
2、讨论氢的周期位置。
为什么放在IA的上方?
还可以放在什么位置,为什么?
答:
氢原子核外只有一个电子(1s1),既可以失去这一个电子变成+1价,又可以获得一个能。
电子变成一l价,与稀有气体He的核外电子排布相同。
根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA,又可以放在ⅦA。
3、概念辩析:
(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)铝的第一电离能大于K的第一电离能
(4)B电负性和Si相近
(5)已知在200C1molNa失去1mol电子需吸收650kJ能量,则其第一电离能为650KJ/mol
(6)Ge的电负性为1.8,则其是典型的非金属
(7)气态O原子的电子排布为:
↑↓↑↓↑↓↑↓,测得电离出1mol电子的能量约为1300KJ,则其第一电离能约为1300KJ/mol
(8)半径:
K+>Cl-
(9)酸性HClO>H2SO4,碱性:
NaOH>Mg(OH)2
(10)第一周期有2*12=2,第二周期有2*22=8,则第五周期有2*52=50种元素
元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数
4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系,根据下列材料回答问题。
气态原子失去1个电子,形成+1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能,+l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,用I2表示,以此类推。
下表是钠和镁的第一、二、三电离能(KJ·mol-1)。
元素
I1
I2
I3
Na
496
4562
6912
Mg
738
1451
7733
(1)分析表中数据,请你说明元素的电离能和原子结构的关系是:
元素的电离能和元素性质之间的关系是:
(2)分析表中数据,结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。
(3)请试着解释:
为什么钠易形成Na+,而不易形成Na2+?
原子结构与元素的性质(第3课时)
知识与技能:
1、能说出元素电负性的涵义,能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2、能根据元素的电负性资料,解释元素的“对角线”规则,列举实例予以说明
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象,预测物质的有关性质
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系,提高分析问题和解决问题的能力
教学过程:
〖复习〗1、什么是电离能?
它与元素的金属性、非金属性有什么关系?
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律?
(3)电负性:
〖思考与交流〗1、什么是电负性?
电负性的大小体现了什么性质?
阅读教材p20页表
同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律?
如何理解这些规律?
根据电负性大小,判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强?
[科学探究]
1.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。
2.
电负性的周期性变化示例
〖归纳志与总结〗
1、金属元素越容易失电子,对键合电子的吸引能力越小,电负性越小,其金属性越强;非金属元素越容易得电子,对键合电子的吸引能力越大,电负性越大,其非金属性越强;故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。
周期表从左到右,元素的电负性逐渐变大;周期表从上到下,元素的电负性逐渐变小。
电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。
金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右,他们既有金属性又有非金属性。
2、同周期元素从左往右,电负性逐渐增大,表明金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
同主族元素从上往下,电负性逐渐减小,表明元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
[思考5]对角线规则:
某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似,被称为对角线原则。
请查阅电负性表给出相应的解释?
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。
对角线规则
〖课堂练习〗
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、元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小
C、元素的电负性越大,则元素的非金属性越强
D、元素的电负性是元素固有的性质,与原子结构无关
2、应用元素周期律的有关知识,可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。
下列预测中不正确的是()
①Be的氧化物的水化物可能具有两性,②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用均产生氢气,③At单质为有色固体,AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸,④Li在氧气中剧烈燃烧,产物是Li2O2,其溶液是一种强碱,⑤SrSO4是难溶于水的白色固体,⑥H2Se是无色,有毒,比H2S稳定的气体
A.①②③④B.②④⑥C.①③⑤D.②④⑤
〖总结〗同周期元素、同主族元素性质递变规律。
元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化,在同一周期中,从左到右元素的金属性递减非金属性递增。
例如,第三周期元素:
根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难,以及NaOH、Mg(OH)2、A1(OH)3碱性递减,说明Na、Mg、灿的金属性逐渐减弱;根据Si、P、S、形成氢化物越来越容易,且生成的氢化物稳定性依次增强,以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增,说明S、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
3、电负性数值的大小与元素原子得、失电子的能力之间具有一定的关系。
试在乙、丙两个坐标系中,按要求作出相应元素电负性的变化趋势曲线。
甲乙丙
(1)元素的电负性和原子结构的关系是;
(2)元素的电负性和金属、非金属的关系是;
(3)说出元素电负性的一些应用
4、元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。
一般认为,电负性大于1.8的元素为元素,电负性小于1.8的元素是。
在短周期元素中电负性最大的是元素,电负性最小的是元素,在同一周期中,元素电负性的变化规律是。
5、电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。
电负性数值的元素在化合物中吸引电子的能力,元素的化合价为值;电负性数值的元素在化合物中吸引电子的能力,元素的化合价为值。
请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
CH4NaHNF3NH3
SO2H2SIClHBr
6、比较下列各组元素电负性的大小以及非金属性的强弱。
并总结出其中的规律。
(1)Al、Si、P;
(2)F、C1、Br;
(3)Na、K、Cs。
7、一般认为:
如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子化合物;如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价化合物。
请查阅下列化合物中元素的电负性数值,判断它们哪些是离子化合物,哪些是共价化合物。
NaFHClNOMgOKClCH4
共价化合物:
离子化合物:
8、化合物YX2、ZX2中,X、Y、Z都是前三周期的元素,X与Y属于同一周期,Z是X的同族元素,Z元素核内有16个质子,Y元素最外层电子数是K层所能容纳的电子数的2倍,则YZ2为;则ZX2为。
9、元素X和Y属于同一个主族,负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体,其中X的质量份数为88.9%;元素X和元素Y可以形成两种化合物,在这两种化合物中,X的质量分数分别是50%和60%。
确定X、Y在元素周期表中的位置,X第周期第族,Y第周期第族。
写出X、Y形成的两种化合物的化学式、。
10、A、B、C三种元素,其中一种是金属元素,A、B的电子层数相同,B、C的最外层电子数相同。
这三种元素的最外层电子数之和为17,原子核中的质子数之和为31,试问:
(1)A的名称B的元素符合C的电子排布式
(2)A、B两种元素组成的两种常见化合,写出它们电子式:
(3)A、B、C三种元素也能组成常见的两种化合物,写出化学式