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

元素周期律 旧知回顾 问题：你知道元素哪些性质随原子序数递增呈现周期性变化？ 化合价、原子半径、金属性、非金属性 元素周期律：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变的规律。 二、元素周期律 元素周期律 原子半径 电离能 电负性 原子半径的递变规律 影响原子半径的因素 电离能的递变规律 电离能的应用 电负性的递变规律 电负性的应用 二、元素周期律 1、原子半径 (1) 原子半径周期性变化的具体表现 同主族自上到下，原子半径增大。 同周期从左到右，原子半径减小 从左到右，电子能层数相同，核电荷数增大，原子半径逐渐减小 从上到下，电子能层数逐渐增多，使原子半径逐渐增大 核对电子的吸引作用也越大 电子之间的排斥作用增大 二、元素周期律 1、同周期粒子半径比较： 如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) 2、同主族粒子半径比较： 如：r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) 3、同元素粒子半径比较： 4、同结构离子半径比较： 如：r(Fe3+) < r(Fe2+) < r(Fe)、 r(Cl) < r(Cl−) 如：r(P3−)＞r(S2−)＞r(Cl−)＞r(K＋)＞r(Ca2＋) 电子层数相同，核电荷数越大，半径越小 电子层数不同，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 同一元素，电子数越大，半径越大 金版P22 金版P22 高考真题中的原子半径问题 [2020全国Ⅲ卷] H、B、N中，原子半径最大的是_______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______的相似。 [2020上海]已知Al4C3＋4NH3＝4AlN＋3CH4。上述反应中，能形成相同电子层结构离子的元素，其简单离子半径由大到小的顺序是_____________。 [2019全国Ⅱ卷]比较离子半径：F−________O2−。(填“大于” “等于”或“小于”) [2018全国Ⅰ卷]Li＋与H−具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H−)，原因是__________________。 B N3−＞Al3＋ Si 小于 Li＋核电荷数大 二、元素周期律 2、电离能 (1) 第一电离能 ①定义： 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。 即：M(g)＝M＋(g) + e− 第一电离能 I1 (2) 元素电离能的意义： 表示气态原子(或离子)失电子的难易 电离能越小，气态原子(离子)越易失电子，元素的金属性越强； 电离能越大，气态原子(离子)越难失电子，元素的金属性越弱。 M+(g) M2+(g) + e- 第二电离能 I2 二、元素周期律 2、电离能 (4) 电离能的应用 ① 判断元素的金属性强弱 ② 判断元素的化合价 如：第IA族碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，则原子越容易失电子，碱金属元素的金属性逐渐增强，碱金属的活泼性越强。 二、元素周期律 ② 判断元素的化合价 元素电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 逐级电离能出现突变 → 跨越不同能层失电子 → 判断原子价层电子数/推测其最高化合价 金版P23 二、元素周期律 3、电负性 (1) 基本概念 ① 键合电子： ② 电负性： 原子中用于形成化学键的电子 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 H Cl : : : : : 特点：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大 鲍林 二、元素周期律 (3) 周期性变化规律 电负性逐渐增大 电 负 性 依次减 小 （2）衡量标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 二、元素周期律 (4) 电负性的应用：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