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

第二节　原子结构与元素性质 第2课时 元素周期律 分区 电子填入的最后能级 周期 族 电子层数 最外层电子数(主族) 构 性 位 元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 温故知新： 半径大小的主要影响因素： 电子层数 核电荷数 一般，电子层数越多，半径越大。 电子层数相同，核电荷数越大，半径越小 微粒半径大小的比较： 同周期：从左到右，大→小；同主族：由上到下，小→大； 电子层结构相同时，核电荷数越大，微粒半径越小； 温故知新 1.下列各组粒子半径大小的比较错误的是(　　) A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+ C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F C 【课堂练习】 （单质氧化性增强） 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 （单质还原性增强） 金属性逐渐增强 （单质还原性增强） （单质氧化性增强） 非金属性逐渐增强 At Po Te Sb As Ge Si Al B 最强 最强 金属性、非金属性 温故知新 元素周期律 电离能 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。用符号I1表示，单位：kJ/mol 电离能越小 电离能越大 气态原子越易失电子 气态原子越难失电子 1、概念: 原子序数 第一电离能（kJ·mol-1） ①同周期，从左到右，总体呈现增大趋势(ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA反常)。每个周期最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大； 2、递变规律： 电离能 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，而使 Li －Ne 和 Na－Ar 的电离能曲线呈现锯齿状变化？ He Ne Ar H Li Na Be B C N O F Mg Al Si P S Cl 短周期元素的第一电离能 2s22p3 2s22p4 2s22p1 2s2 3s23p1 3s2 3s23p4 3s23p3 思考讨论 （1）所失电子的能级： 能量：3s2 < 3p1 （2）价层电子排布： 全空、半满、全满 状态更稳定，所需能量高。 8 第一电离能（kJ·mol-1） 原子序数 ②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 ,表明自上而下原子越来越易失去电子。 思考讨论 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 若某元素的Ⅰn+1 >＞ Ⅰn，则该元素的常见化合价为+n价 元素周期律 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。 电负性越小 电负性越大 键合电子的吸引力越小，非金属性越弱 1、概念: 鲍林 电负性是相对值，没单位 键合电子的吸引力越大，非金属性越强 Cl · · ·· H ·· ·· 键合电子: 用于形成化学键的电子 元素周期律 电负性 2、相对标准: F：4.0 Li：1.0 3、递变规律： 电负性 同周期 同主族 从左到右，电负性增大。 从上到下，电负性减小。 周期表中电负性最大元素是 ,电负性最小元素是 。 Cs F ①判断元素的金属性和非金属性: H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 电负性＞1.8 非金属元素 电负性＜1.8 金属元素 电负性 ≈ 1.8 类金属元素 4.电负性的应用： 元素周期律 ②判断化合物中元素价态： 电负性大的为 价， 小的为 价。 负 正 CH4 SiH4 -4 +1 +4 -1 ③判断化学键类型： H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.7 B