1.2.2元素周期律-【名课堂精选】2022-2023学年高二化学同步精品课件（人教版2019选择性必修2）

第二节 原子结构与元素的性质 第一章 原子结构和性质 第二课时 元素周期律 课本P26科学史话：稀有气体及其化合物的发现 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，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的理解。 2、建构元素周期律(表)模型，能列举元素周期律(表)的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。 学习目标 知识回顾： 元素周期律： 元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律 元素周期律实质： 元素原子的核外电子排布周期性的变化是元素性质的周期性变化的必然结果 元素周期律具体表现： ①元素主要化合价的周期性变化 ③元素金属性、非金属性的周期性变化 ②原子半径 元素周期律内涵丰富多样，除了以上几点，还有…… 一、原子半径 取决于 能层数越多 能层数相同 核电荷数越大 导致 越小 1、影响因素： 原子半径 电子能层数 核电荷数 导致 越大 电子之间的排斥力也就越大 核对电子的引力也就越大 原子半径____ 原子半径____ 这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变 高中化学 【思考与交流】 课本P23 1、元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何?如何解释这种趋势? 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。 其主要原因是:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。 高中化学 2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何?如何解释这种趋势? 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势 高中化学 课堂练习1、正误判断 (1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径( ) (2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同( ) (3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大( ) (4)各元素的原子半径总比离子半径大( ) (5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小( ) × × √ × × 高中化学 课堂练习2、 四种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3 ④1s22s22p5,则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是(　　)。 A.①>②>③>④ B.②>①>③>④ C.②>①>④>③ D.①>②>④>③ B 小结：比较方法——三看： ①先看电子层数，电子层数越多，半径越大 ②电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小 ③同种元素不同粒子，电子数越多，半径越大 如：Li Na K Rb Cs < < < < 如：O2- F- Na+ Mg2+ Al3+ > > > > 如：Fe3+ Fe2+ < 高中化学 二、电离能 1、概念： 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做第一电离能。符号：I1 单位：kJ·mol-1 能量最低的保证条件 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) 原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量 第二电离能 第三电离能 …… 电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强； 电离能越大，表明在气态时该原子失去电子 ,即元素的________性越弱。 容易 越难 金属 金属 2、电离能的意义 2、第一电离能的周期性变化规律 （1）同周期 从左到右总体呈现增大趋势 （2）同主族 从上到下总体呈现减小趋势 问题1：观察课本P23图1-22 元素的第一电离能的周期性，总结同周期、同主族元素第一电离能 变化有何规律？ （3）特例（短周期）： 第二周期：Be>B N>O 第三周期：Mg>Al P>S (1)同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。 (2)同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电