第一章第二节第2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

第一章 原子结构与性质 第二节　原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律　 - - 元素周期律 1：什么是元素周期律？本质是什么？ 概念：元素的性质随着原子的核电荷数递增发生周期性递变的规律。 本质：元素原子的核外电子排布呈周期性变化的结果。 2：元素的性质包含哪些？ 化合价、金属性和非金属性、原子半径、电离能、电负性 复习回顾 - - 元素周期律 一、原子半径 1、原子半径递变规律 同周期主族元素，从左到右，原子半径减小。 同主族元素，从上到下，原子半径增大。 2、原子半径的决定因素 （1）电子的能层数 （2）核电荷数 电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也越大，将使原子的半径减小。 这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。 - - 元素周期律 1.先看能层数，一般能层数越多，半径越大。 原子半径：Cs>Rb>K＞Na＞Li>H 离子半径：Cs+>Rb+ > K＋＞Na＋＞Li＋>H+　　 2.若能层数相同，核电荷数越大，半径越小。 如原子半径：Na ＞Mg＞Al＞Si 3.核外电子排布(或电子层结构)相同时，核电荷数越大，半径越小。 N3－>O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋　　 4.同种元素的原子和离子，价态越高，半径越小。 Fe＞Fe2＋＞Fe3＋ 【技巧小结】粒子半径的比较方法 Cl－＞Cl 特例：rLi>rAl - - 元素周期律 1.[2023吉林长春高二检测]具有下列电子排布式的原子半径最小的是 A.1s22s22p63s23p3 B.1s22s22p3 C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4 B 应用体验 大本练习册P23 - - 元素周期律 - - 元素周期律 D 应用体验 大本练习册P23 下列离子半径的大小顺序正确的是(　　) ①Na+　 ②X2-:1s22s22p63s23p6　 ③Y2-:2s22p6　 ④Z-:3s23p6 A.③>④>②>① B.④>③>②>① C.④>③>①>② D.②>④>③>① 2. - - 元素周期律 - - 元素周期律 二、电离能 1、第一电离能 单位：kJ/mol ②意义：衡量元素原子失去一个电子的难易程度。第一电离能I1越小，原子越容易失去一个电子. M(g)= M+ (g) + e- I1（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吸收的最低能量，用I1表示。 一般，第一电离能越小，元素的金属性越强。 - - 元素周期律 ③原子第一电离能的变化规律 同族元素从上到下第一电离能逐渐减小，元素的金属性逐渐增强。 原因：同族元素从上到下原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力减弱，电子逐渐容易失去，第一电离能减小。 - - 元素周期律 每一周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小。稀有气体的第一电离能最大。 同一周期从左到右，第一电离能整体上呈增大趋势。 原因：同一周期从左到右，随着核电荷数增多和原子半径减小，原子核对外层电子的吸引力增大，第一电离能呈增大趋势。 ③原子第一电离能的变化规律 第一电离能反常 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA - - 元素周期律 课本P22思考与讨论：为什么B、Al、O、 S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低？ 第一电离能反常 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA 原因：第IIA族元素处于全充满状态，较稳定。 第VA族元素处于半充满状态，较稳定。 - - 元素周期律 思考讨论：下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失电子的电离能。 原因：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷越来越多，再要失去一个电子所需克服引力越来越大，消耗的能量越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。 逐级电离能：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。 原子的各级电离能逐渐增大:I1<I2<I3… - - 元素周期律 这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系? Na→Na+ Mg→Mg2+ Al→Al3+ 思考讨论 电离能突变说明什么？ - - 元素周期律 (2)这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 钠的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失第二个 电子容易很多，所以钠容易失去一个电子形成+1价Na+。 镁的I1和I2小相差不多，但I2比I3小很多，所以镁容易失去两个电子形成+2价Mg2+。 铝的I1、I2、I3相差不多，但I3比I4小很多，所以铝容易失去两个电子形成+3价Al3+。 利用逐级电离能可判断元素的化合价 这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系? 思