第一章 第二节2 元素周期律-【正禾一本通】2023-2024学年新教材高二化学选择性必修2 同步课堂高效讲义配套课件（人教版2019）

化学 选择性必修第二册（人教） 第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 课时(二)　元素周期律 预习新知，落实必备知识 高效导学第一步 增大 减小 越小 越大 最低能量 增大 ⅡA ⅢA ⅤA ⅥA 减小 化学键 键合电子 键合电子 越大 4.0 1.0 变大 变小 √ × × √ 课堂探究，培优关键能力 高效导学第二步 课后巩固，提升综合素养 高效导学第三步 课程标准解读 核心素养解读 1.能说出元素电离能、电负性的含义。 2．能应用元素的电离能解释元素的某些性质。 3．了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。 4．具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力 1.能从微观原子核外电子排布解释元素性质、原子半径、第一电离能、电负性等周期性变化的原因。培养“宏观辨识与微观探析”的核心素养。 2．会根据模型判断原子半径、电离能、电负性的变化规律。培养“证据推理与模型认知”的核心素养 【教材基点梳理】 一、原子半径 1．影响因素 2．递变规律 (1)同周期主族元素：从左到右，核电荷数越大，原子半径 (稀有气体除外)。 (2)同主族元素：从上到下，电子层数越多，原子半径 。 二、电离能 1．第一电离能的概念 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。 2．元素第一电离能的变化规律 (1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现 的趋势。其中第 族与第 族、第 族与第 族之间元素的第一电离能出现反常。 (2)同族元素从上到下第一电离能 。 三、电负性 1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子。 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对 的吸引力 。 2．衡量标准 以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 3．递变规律(一般情况) (1)同周期自左到右，元素的电负性逐渐 。 (2)同主族自上到下，元素的电负性逐渐 。 【基础正误辨析】 1．r(Si)>r(B)>r(C)( ) 2．第一电离能越大的元素，电负性也越大( ) 3．铝的第一电离能比镁的第一电离能大( ) 4．r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)( ) 突破点一 | 微粒半径大小的比较 【要点培优】 1．原子半径大小的比较 同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大。 2．离子半径大小的比较 (1)同种元素：阴离子>原子>低价阳离子>高价阳离子。如r(S2－)>r(S)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2－)>r(F－)> r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 (4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较 r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。 3．对微粒半径认识的误区 (1)微粒半径受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 (2)原子电子层数多的原子半径不一定大，如r(Li)＞r(Cl)。 (3)对于同一种元素，并不是原子半径一定大于离子半径。如r(Cl－)＞r(Cl)。 [思考] 绿松石在中国古典文化中有着温润柔美、儒雅尊贵的象征意义，其主要成分为：CuAl6(PO4)4(OH)8·5H2O。 (1)绿松石中所含的元素原子的半径由小到大的顺序是什么？ 提示：r(H)<r(O)<r(P)<r(Al)<r(Cu)。 (2)这些原子对应的简单离子的半径由小到大的顺序是什么？ 提示：r(H＋)<r(Al3＋)<r(O2－)<r(Cu2＋)<r(P3－)。 【应用培优】 1．下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是(　　) ①r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ②r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ③r(K＋)<r(Ca2＋)<r(Cl－)<r(S2－) ④r(H＋)<r(H－)<r(H) A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③ 解析：选C。同主族元素的原子或离子随着电子层数增多，半径依次增大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴、阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Ca2＋)<r(K＋)<r(Cl