第1章 第2节 第4课时 元素周期律-（课件）2022-2023学年新教材高中化学选择性必修2【南方凤凰台·5A新学案】人教版

第一章　原子结构与性质 第二节　原子结构与元素的性质 第1页 第一章　原子结构与性质 5A新学案 化学 · 选择性必修2　物质结构与性质 第4课时 元素周期律 第1页 第一章　原子结构与性质 5A新学案 化学 · 选择性必修2　物质结构与性质 × √ × × √ × × √ √ × 纲要笔记 分类悟法 N＞O＞Se S D 3d104s1 大于 Mg＜C＜ 3 ＜ P ④②①③ O N 共价键 O、P、Zn、K S>P>As Li > Mg F N 2.5 3.5 ＋2 课堂评价 C Ti > < Se＞Ni＞Ti 4 Al<B<Be S2－>O2－>Na＋ H N > ＋1 [Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10 I>Cu>Cs Cl Thank you for watching 第1页 第一章　原子结构与性质 5A新学案 化学 · 选择性必修2　物质结构与性质 1．认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 2．能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 3．能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性。 判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。 (1)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小( ) (2)钠元素的第一电离能小于锂元素的第一电离能，故钠的活泼性强于锂( ) (3)同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能依次增大( ) (4)第一电离能小的元素金属性一定强( ) (5)元素的逐级电离能中，当电离能的值发生突变时，该电子所处的电子层发生了改变( ) (6)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能( ) (7)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C( ) (8)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价( ) (9)一般情况下，电负性相差越大的两种元素，越易形成离子化合物( ) (10)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大( ) 原子半径 1．影响因素 (1) 能层数：能层数越多，原子半径越大。 (2) 核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。 2．递变规律 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 [常考归纳] 原子或离子半径的比较方法 (1)同种元素的半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。如r(O2－)＞r(F－)＞ r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的简单离子，电子层越多，半径越大。如r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜ r(I－)。 电离能 1．第一电离能 (1)定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫作第一电离能。符号：I1，单位：kJ/mol。气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫作第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… (2)意义：第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。 2．变化规律 (1)同周期：从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势(但ⅡA>ⅢA；ⅤA>ⅥA)，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。 (2)同主族：从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。 [常考归纳] 电离能的应用 (1)判断元素金属性强弱。I1越小，金属性越强；反之越弱。 (2)确定元素的化合价。如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。 电负性 1．相关定义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子之间产生化学作用力，形象地叫作化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (3)衡量标准：以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。 2．递变规律 (1)同周期：自左向右，元素的电负性逐渐变大(稀有气体元素除外)。 (2)同主族：自上而下，元素的电负