第1章第二节　第二课时　元素周期律课件2022-2023学年下学期高二化学人教版（2019）选择性必修2

2023年人教版高中化学选择性必修2教学课件★★ 第二课时　元素周期律 第一章 素养目标 1.分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化,理解原子半径、第一电离能和电负性的递变规律及其原因,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。 2.通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,掌握相关规律,培养证据推理与模型认知的核心素养。 【知识铺垫】 1.元素周期律的本质:随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。 2.同周期主族元素自左向右,原子半径逐渐减小,同主族元素自上而下,原子半径逐渐增大。 3.同周期主族元素自左向右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 【自主梳理】 1.原子半径 (1)影响因素 (2)递变规律 【微思考1】对于主族元素,原子半径最小和最大的元素都在第ⅠA族,该说法是否正确? 提示 正确。原子半径最小的是H元素,原子半径最大的是Fr元素,二者都在第ⅠA族。 2.电离能(可用符号I表示) (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 最低能量叫做第一电离能。 ②意义:判断元素的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。 ③可用I1、I2、I3……表示元素的各级电离能。 (2)第一电离能的变化规律 ①同一周期:从左到右,元素的第一电离能呈增大的趋势。 ②同一主族:从上到下,元素的第一电离能逐渐减小。 ③同种原子:逐级电离能越来越大。 (3)第ⅢA族和第ⅥA族元素第一电离能“异常”的原因 ①第ⅢA族元素如B和Al的第一电离能较第ⅡA族Be、Mg小的原因:B和Al失去的能量最高的电子处于np能级,该能级的能量比同周期第ⅡA族元素的ns能级的能量高。 ②第ⅥA族元素如O、S的第一电离能较第ⅤA族N、P小的原因是:第ⅤA族N、P的最外层np能级的电子排布为半充满,比较稳定,故电离能较高。 【微思考2】非金属性越强的元素,其第一电离能就越大吗?举例说明。 提示 不是。如氧的非金属性比氮的非金属性强,但氧的第一电离能小于氮。 3.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,形象地叫做 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,主族元素的电负性逐渐 变大 (稀有气体元素除外)。 ②同主族:自上而下,元素的电负性逐渐变小。 (3)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。 ①金属元素的电负性一般小于1.8。 ②非金属元素的电负性一般大于1.8。 ③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既有金属性,又有非金属性。 【微思考3】元素周期表中电负性最大的元素和最小的元素分别是什么元素(放射性元素除外)? 提示 电负性最大的元素是F,电负性最小的元素是Cs。 【自我检测】 1.判断下列说法的正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 (1)原子半径:r(Si)>r(C)>r(B)(　　) (2)离子半径:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)(　　) (3)同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,故第一电离能C<N<O (　　) (4)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小(　　) (5)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大(　　) × √ × √ × 2.下列有关电离能的说法正确的是(　　) A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量 C.同一周期中,主族元素原子第一电离能从左到右越来越大 D.同主族元素,随原子序数的递增,第一电离能逐渐减小 答案 D 解析 ①第一电离能是气态电中性基态原子失去核外第一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量;②元素原子的第一电离能越大,表示该元素的原子越难失去电子;③从总的变化趋势上看,同一周期从左到右,元素的第一电离能逐渐增大,但有反常情况,如第一电离能N>O。 3.(1)比较下列微粒半径的大小(填“>”“=”或“<”)。 ①F-　　  。②Na　　　Mg　　　Cl;  ③F-　　　Cl-　　　Br-;④ 　　　S。  (2)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为　　　　。  (3)第三周期所有元素的第一电离能由小到大的顺序为　　　　。  (4)F、Cl、Br、I的第一电离能大小顺序为　　　　　　　　,电负性大小顺序为　　　　　　　。  答案 (1)①<　②>　>　③<　<　④> (2)H<C