1.2 原子结构与元素的性质(第2课时 元素周期律)-【核心素养目标】2023-2024学年高二化学同步精品课件（人教版2019选择性必修2）

第二节 原子结构与元素的性质　 第2课时 元素周期律 人教版选择性必修2 榆次一中 李金虎 学习目标 1．了解元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律。 2．能从电子排布的角度对这一规律进行解释，能说明元素电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系。 3．能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱、推断化学键的极性。 学习目标 1．认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的理解，培养学生“宏观辨识和微观探析”的学科素养。 2．建构元素周期律(表)模型，能列举元素周期律(表)的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架，培养学生“证据推理和模型认知”的学科素养。 素养目标 情境引入 通过必修第一册的学习，我们已经知道，元素的性质随着原子序数的递增呈周期性的变化规律，我们研究了元素化合价、元素金属性、非金属性的递变规律，接下来我们进一步研究其他方面的递变规律。 教学过程 一、原子半径 从图中可以看出： 同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小。 同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。 教学过程 电子 能层数 核电 荷数 电子之间的斥力也就越大 核对电子的引力也就越大 原子半径____ 原子半径____ 能层数越多 能层数相同 核电荷数越大 导致 导致 越大 越小 原子半径的大小取决于两个相反的因素 教学过程 三看 首先看层，层多径大 （特例：Li>Cl) 层同看核，核多径小 核同看价，价高径小 (Mg2+ <Mg) 同一元素，阴离子半径>原子半径>阳离子半径 同一周期，阴离子半径>阳离子半径 第三周期中，离子半径最小的是Al3+ 相邻周期，上一周期阴离子半径>下一周期阳离子半径 原子或离子半径判断规律 规律 教学过程 二、电离能 （1）含义：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最低能量叫做第一电离能。通常用 I1 表示，单位：kJ·mol－1。 电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。 教学过程 ①同周期元素：从左至右第一电离能总体呈现增大的趋势。其中第ⅡA族与第ⅢA族，第ⅤA族与第ⅥA族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逐渐变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 （2）规律： 教学过程 第ⅡA族与第ⅢA族，第ⅤA族与第ⅥA族元素的第一电离能出现反常原因。 教学过程 （3）电离能的应用 ① 判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ② 判断元素的化合价 右表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 思考：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？ 教学过程 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。同理可得出镁元素化合价为+2，铝元素化合价为+3。 原子的电离能越大，表示越难失去电子。一级电离能较小，二级、三级电离能越来越大，更不易失去电子，因为离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，所需电离的能量也就越大。 教学过程 思维建模：比较元素的第一(或逐级)电离能的思维流程 教学过程 三、电负性 1.含义：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 2.变化规律 ①同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大； ②同族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 教学过程 3. 电负性应用 根据下表信息，部分短周期元素的原子半径及主要化合价，判断以下叙述正确的是(　　) A.氢化物的沸点为H2T<H2R，金属性L>Q B．M与T形成的化合物具有两性 C．L2＋与R2－的核外电子数相等 D．5种元素中L的电负性最大，T的电负性最小 典例1． 【答案】B　 课堂练习 元素代号 L M Q R T 原子半径/nm 0.160 0.143 0.112 0.104 0.066 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2 如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是(　　) A．y轴表示的可能是第一电离能 B．y轴表示的可能是电负性 C．y轴表示的可能是原子半径 D