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

第二课时　元素周期律 学习目标 1.能说出元素电离能、电负性的含义。能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系,能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱,推测元素的化合价, 推测化学键的类型。 2.能描述主族元素原子半径、第一电离能、电负性变化的一般规律,能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 3.通过核外电子排布的规律,认识原子半径、第一电离能、电负性变化的一般规律。 4.建构元素周期律模型,并利用模型分析和解释一些常见元素的性质。 实质:元素性质的周期性变化是 的必然结果。 元素周期律——元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 元素原子核外电子排布周期性变化 元素性质的周期性变化 结论:随着原子序数的递增,元素原子的核外电子层排布呈现周期性的变化。 一.同周期主族元素的化合价递变规律 从左到右,同周期主族元素的最高正价逐渐升高,数值上等于主族序数; 最低化合价绝对值逐渐减小。 结论:随着原子序数的递增,元素的化合价呈现周期性的变化。 主族元素族序数＝最高正价＝价电子数 非金属最低负化合价的绝对值+最高正价=8 二、元素金属性与非金属性的周期性变化 结论:随着原子序数的递增,元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化。 4+2 4+3 强 金属元素失去电子的能力 ↑ 金属元素的金属性 ↑ 金属单质的还原性 ↑ 对应阳离子的氧化性 ↓ 与水或酸反应的剧烈程度 ↑ 最高价氧化物对应水化物的碱性 ↑ Li<Na<K<Rb<Cs Li<Na<K<Rb<Cs Li<Na<K<Rb<Cs Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+ Li<Na<K<Rb<Cs LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH 强 非金属元素得到电子的能力 ↑ 非金属元素的非金属性 ↑ 非金属单质的氧化性 ↑ 对应阴离子的还原性 ↓ 与H2化合的剧烈程度 ↑ 生成的氢化物的稳定性 ↑ 最高价氧化物对应水化物的酸性 ↑ F>Cl>Br>I>At F>Cl>Br>I>At F2>Cl2>Br2>I2>At2 F-<Cl-<Br-<I-<At- F2>Cl2>Br2>I2>At2 HF>HCl>HBr>HI>HAt HClO4>HBrO4>HIO4>HAtO4 结论:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现周期性的变化。 三.原子半径 1、决定原子半径大小的因素: ①电子的能层数:电子的能层越多,原子的半径越大; ②核电荷数:核电荷数越大,原子核对电子的引力也就越大, 将使原子的半径缩小。 电子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生周期性的递变。 结论:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现周期性的变化。 三.原子半径 2、原子半径的变化规律: ①同周期主族元素,从左到右,原子具有的电子的能层数相同,但随着核电荷数的增加,原子核对电子的引力逐渐增大,从而使原子半径逐渐减小; ②同主族元素,从上到下,原子具有的电子的能层数逐渐增多,使原子半径逐渐增大;虽然自上到下核电荷数也增大,可使原子半径逐渐减小,但能层数增多是主要因素,故最终原子半径逐渐增大。 微粒半径的比较规律 1.“三看”规律比较微粒半径的大小 “一看”电子层数: “二看”核电荷数: “三看”核外电子数: 当电子层数不同时,电子层越多,半径越大。 当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。 2.原子、离子半径的大小比较 (1)同电子层数:一般来说,当电子层数相同时,随着核电荷数的增加,其原子半径(或离子半径)逐渐减小(稀有气体除外),有“序小径大”的规律。 如r(11Na)>r(12Mg)、r(Na+)>r(Mg2+)。 (2)同主族:一般来说,当最外层电子数相同时,电子层数越多,原子(或离子)半径越大。如:r(Na)<r(K)、r(F)<r(Cl)、r(Na+)<r(K+)、r(F-)<r(Cl-)。 (3)当电子层和最外层电子数均不同时,运用三角规律(如A、B、C的相对位置如图所示,比较B、C元素原子半径的大小): 原子半径:C>A>B,则:r(C)>r(B)。 (4)对同一种元素来说,原子半径>阳离子的半径, 如r(Na)>r(Na+); 原子半径<阴离子的半径, 如r(Cl)<r(Cl-)。 (5)对于同种元素的各种粒子,核外电子数越多,半径越大; 核外电子数越少,半径越小。 如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+),r(H-)>r(H)