1.2 原子结构与元素的性质(第2课时 元素周期律)-2023-2024学年高二化学同步素养目标精品讲义（人教版2019选择性必修2）

第一章 第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 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。 【素养目标】 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。 必备知识与关键能力 知识点一：元素周期律 1． 元素周期律 （1）概念：元素的性质随着原子序数的递增呈周期性的变化 （2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的结果。 2．主族元素的周期性变化规律 （1）元素主要化合价 结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性的变化。 （2）原子半径 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 结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。 【思维建模】 比较粒子半径大小的思维流程 比较离子半径时，要先看能层数，能层数越多，离子半径越大，再看核电荷数，能层数相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 （3） 元素的金属性、非金属性 （4）电离能 ①含义： 第一电离能：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，通常用I1表示，单位：kJ·mol－1。 ②规律： 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。 (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 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。 3．判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 思维建模：比较元素的第一(或逐级)电离能的思维流程 （5）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标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 ③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。 ④电负性三大应用 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞ r(阳离子) 逐渐增大 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 第一电离能 增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 【思维建模】 比较元素的电负性强弱的基本步骤 (1)确定元素在周期表中的相对位置，看是处于同周期还是同主族。 (2)根据同周期(或同主族)元素电负性变化规律进行判断：同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素自上而下，元素的电负性逐渐减小。 总结： 典例1．根据下表信息，判断以下叙述正确的是(　　) 部分短周期元素的原子半径及主要化合价 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