1.2.2 元素周期律 课件2023-2024学年下学期高二化学人教版（2019）选择性必修2

第二节 原 子 结 构与元素的性质 1.2.2 元素周期律 人教版高中化学选必二 新课导入 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化 目录 电负性 03 04 原子半径 01 电离能 02 PART 01 ·原子半径· SAFE USE EDUCATION 原子半径 决定因素 能层数: 能层数多半径大 电子间排斥作用大 核电荷数: 核电荷数大半径小 核对电子的吸引作用大 逐渐减小 逐渐增大 同周期主族元素：从左至右原子半径递减 同主族元素：从上至下原子半径递增 电子层数多的原子，其半径不一定大！如r(Li)＞r(S)＞r(Cl) 注意： 原子半径 微粒（原子或离子）半径比较的方法和一般规律: 一看电子层数　　　 二看核电荷数 三看电子数 (1)电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大。 H Li Na K Rb Cs < < < < < < < < Li Be B C N O F > > > > > > (2)电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小。（0族元素除外） H->Li+ 、N3->O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ 、P3->S2->Cl->K+>Ca2+ (3)电子层数、核电荷数都相同时，电子数越多，原子半径越大。 （序小径大） “ 三看”： F- Cl- Br- I- 原子半径 微粒（原子或离子）半径比较的方法和一般规律: 一看电子层数　　　 二看核电荷数 三看电子数 “ 三看”： (4)同种元素的离子半径：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。Cl－ Cl，Fe Fe2＋ Fe3＋ (5)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋) ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ 原子半径——正误判断 (1)r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。(　　) (2)r(Si)>r(B)>r(C)。(　　) (4)r(Fe3＋)>r(Fe2＋)>r(Fe)。(　　) (3)r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。(　　) × √ √ √ PART 02 ·电离能· SAFE USE EDUCATION 电离能 1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念 原子失去一个电子转化为 正离子所需要的_________ 叫做第一电离能，符号：I1。 (2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的 。第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。 气态基态 气态基态 最低能量 难易程度 容易 难 电离能 2.元素第一电离能的周期性 同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。 增大 ⅠA族元素（氢和碱金属）第一电离能最小， 零族元素（稀有气体）第一电离能最大。 电离能 2.元素第一电离能的周期性 同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。 减小 电离能 2.元素第一电离能的周期性 为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的电离能要低，而使Li~Ne和Na~Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？ Be:1s22s2 B:1s22s22p1 Mg:1s22s22p63s2 Al:1s22s22p63s23p1 失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。 B和Al第一电离能： 电离能 2.元素第一电离能的周期性 N:1s22s22p3 O:1s22s22p4 P:1s22s22p63s23p3 S:1s22s22p63s23p4 N和P的电子排布： 半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 电离能 3.元素电离能的应用 (1)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的 性越强；I1越小，元素的 性越强。 非金属 金属 (2)逐级电离能的应用 ①逐级电离能 含义：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叫做第二电离能，依次类推。 可以表示为 M(g)===M＋(g)＋e－　I1(第一电离能) M＋