1.2.2元素周期律 课件 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 课时二 元素周期律 猪七爷素材淘宝店：https://shop149141837.taobao.com 学习目标 1.能够从原子结构的角度理解原子半径、元素的第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子（离子）半径、元素第一电离能的相对大小。 2.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，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。 知识回顾 问题：学习过元素周期表内容，你知道元素哪些性质随原子序数递增呈现周期性变化？ 同周期主族元素的最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性增强。 问题1：什么是元素周期律？本质是什么？ 概念：元素的性质随着原子序数递增发生周期性递变的规律。 本质：元素原子核外电子排布的周期性变化。 元素周期表是元素周期律的表现。 问题2：元素的性质包含哪些？ 元素化合价、金属性和非金属性、原子半径、电离能、电负性 原子半径 01 原子半径 ①同周期从左到右：最高正价＋1→＋7；最低负价-4 → -1 → 0； (O和F无最高正价) ③非金属：最高正价＋|最低负价|＝8 (H、O、F除外) ②最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外) 金属无负价；H最高价为＋1，最低价为-1；氧无最高正价，最低价为-2；F无正化合价，最低价为-1。 元素主要化合价的周期性变化 01 原子半径 元素金属性和非金属性的周期性变化 01 原子半径 ①元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径如何变化？ 如何解释这种变化趋势？ ②元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径如何变化？ 如何解释这种变化趋势？ 思考 01 原子半径 同周期：从左→右， 原子半径逐渐 。 同主族：从上→下， 原子半径逐渐 。 增大 减小 1、原子半径 01 原子半径 2、原子半径影响因素 1)电子的能层数： 2)核电荷数： 电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大 核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小 01 原子半径 2、原子半径影响因素 1）同周期： 2）同主族： 电子能层数增加占主导因素，原子半径增大。 核电荷数增加占主导因素 使得原子核对电子的引力增加，从而使原子半径减小。 01 原子半径 3、微粒半径比较: “ 三看” 一看电子层数　　　 二看核电荷数 三看电子数 一般规律: (1) 电子层数越多：半径越大。 (2) 电子层数相同时：核电核数越大，半径越小。 (3) 电子层数、核电荷数都相同时：电子数越多，半径越大。 “序大径小”、“价高径小” 01 原子半径 核电荷数增大 原子半径的递变规律及影响因素 电子能层数增多 原子半径的周期性的递变 影响 同主族元素从上到下 同周期主族元素从左到右 原子半径增大 原子半径减小 结构 性质 01 原子半径 1.下列关于粒子半径大小比较中正确的是（ ） ①r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ②r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ③r(Na)>r(Na＋) ④r(Cl)>r(Cl－) ⑤r(Si)<r(P)<r(S)<r(Cl) ⑥r(Na＋)<r(Mg2＋)<r(Al3＋)<r(F－)<r(O2－) A.①②③⑥ B.①②③ C.②③⑥ D.③④⑤ B 电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，原子核对电子的引力越大，其微粒半径越小。 r(Al3＋)<r(Mg2＋)<r(Na＋)<r(F－)<r(O2－) 01 原子半径 2.下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ） A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－ C 3.若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。 (1)四种元素在周期表中的相对位置如何？ (2)原子序数从大到小的顺序是什么？ (3)离子半径由大到小的顺序是什么？ C D B A a＞b＞d＞c C3－＞D－＞B＋＞A2＋ 01 原子半径 4.下列离子半径的大小顺序正确的是(　　) ①Na＋：1s22s22p6　②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－：1s22s22p6　④Z－：1s22s22p63s23p6 A．③＞④＞②＞①