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

第二节 原子结构与元素的性质 第一章 原子结构与性质 第二课时 原子结构与元素周期律 学习目标 1.了解元素周期律的内涵，能从原子结构的视角解释原子半径呈现周期性变化的原因。掌握原子半径的变化规律。 2.能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质，能认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系。 3.能说出元素电负性的涵义，掌握电负性周期性变化的规律，能应用元素的电负性说明元素的某些性质。 4.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。 观察元素周期表中主族元素的原子半径变化有何规律？ 由大到小呈现周期性变化。 常见原子的半径 观察思考 【思考与交流】 课本P23 1、元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何?如何解释这种趋势? 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。 其主要原因是:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。 2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何?如何解释这种趋势? 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势 原子半径____ 原子半径____ 一、元素周期律 取决于 能层数越多 能层数相同 核电荷数越大 导致 越小 1.影响因素： 原子半径 电子能层数 核电荷数 导致 越大 电子之间的排斥力也就越大 核对电子的引力也就越大 这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变 （一）原子半径 2.比较(主族元素)原子半径大小的方法 (1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有气体元素除外)。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) (2)同主族元素，随着能层数递增，其原子半径逐渐增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) (3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al) 3.比较离子半径大小的方法 (1)同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) (2)能层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。 例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) (4)核电荷数、能层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋) (3)带相同电荷的离子，能层数越多，半径越大。 例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) ；r(O2-)＜r(S2-)＜r(Se2-)＜r(Te2-) “三看”法快速判断简单微粒半径大小 “一看”能层数：最外层电子数相同时，能层数越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当能层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 方法规律 课堂练习1:比较下列微粒半径大小 (1)Na_____Mg_____Al； Li_____K_____Cs (2)Na＋、O2－、Mg2＋、F－：_____________________ (3)Fe2＋_____Fe3＋； S_____S2－ (4)Na_____Na＋; Cl_____Cl- 课堂练习2:四种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3 ④1s22s22p5,则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是(　　)。 A.①>②>③>④ B.②>①>③>④ C.②>①>④>③ D.①>②>④>③ 课堂练习3:下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( ) A、NaF B、MgI2 C、BaI2 D、KBr B B 1.元素的电离能的概念与意义 (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叫做第一电离能。 保证“能量最低” ②符号：I1；单位：kJ·mol－1。 （二）电离能 (2)逐级电离能： ①定义：第二电离能：气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三、第四、第五电离能依此类推。通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能…… M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能） M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能） M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能） ②表示式： (3)意义： 可以衡量元素的原子(或离子)失去一个电子的难易程度。 ①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。 ②根据逐级电离能判断原子失去电子的数目或形成的阳离子所带的电荷。 （1）每个周期的第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能_____，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈_____趋势。 最小 最大 增大 原子核对电子的吸引力越强，第一电离能越大。 反常：ⅡA ＞ ⅢA; ⅤA ＞ ⅥA 2.第一电离能的周期性变化规律 ↑↓ ns ↑ np ↑↓ ns ↑↓ ns ↑ ↑ ↑ np ↑↓ ns ↑↓ ↑ ↑ np 思考：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？ ⅡA ⅢA ⅤA ⅥA 1.B和Al第一电离能失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低； 2.N和P的电子排布是半充满的，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 （2）同一族，从上到下第一电离能逐渐 。 减小 电离能呈现周期性的递变。 原子核对电子的吸引力越弱，第一电离能越小。 【思考与交流】 课本P24 （1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？   Na Mg Al 各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578 4562 1451 1817 6912 7733 2745 9543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 （2）下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 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。 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？ 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。 原子的逐级电离能越来越大的原因： 电离能跟钠、镁、铝的化合价的关系： 钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子； 镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子； 铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。 化合价数＝电离能突变前电离能组数 3.电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱 规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价。 ②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能） 多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。 ③判断核外电子的分层排布情况 一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。 ④ 反映元素原子的核外电子排布特点 1.元素周期表中，第一电离能最大的是哪种元素？第一电离能最小的应出现在周期表什么位置？ 提示　第一电离能最大的是He；最小的应在周期表左下角。 2.第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几种元素？分别是哪几种？ 提示　Be、C、O共三种。 3.由教材P24元素的逐级电离能数据表，说明原子的逐级电离能越来越大的原因。 提示　原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。 【思考与交流】 课堂练习4:正误判断 (1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　　) (2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　　) (3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大(　　) (4)H的第一电离能大于C的第一电离能(　　) (5)在所有元素中，氟的第一电离能最大(　　) (6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大(　　) (7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能(　　) × √ × √ × × √ 课堂练习6:在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是( ) A. ns2np3　 B. ns2np5 C. ns2np4　 D. ns2np6 C 课堂练习5:判断下列元素间的第一电离能的大小 (1) Na _____ K、N _____ P (2)F _____ Ne、Cl _____ S (3)Mg _____ Al、O _____ N 课堂练习7:已知某元素的部分电离能(单位: kJ/mol)如下： I1=577、I2=1820、I3=2740、I4=11600、I5=14800， 该元素原子最外层有___个电子 3 鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。 元素相互化合时，原子中用于形成 的电子称为 。 （三）电负性 键合电子 化学键 1.键合电子： H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 键合电子 2.电负性 （1）概念 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 （2）特点： 鲍林 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （3）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。 观察思考： 1.在图中找出电负性最大和最小的元素? 2.总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？ 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 利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。 同周期主族元素： 同主族元素： 从左至右电负性逐渐变大 从上至下电负性逐渐变小 探究：课本P26 3.电负性的递变规律 （1）同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外) （2）同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 随核电荷数增大元素的电负性呈周期性变化 电负性成周期性变化的原因？ 4.影响电负性大小因素 (1)对于主族元素，同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，元素电负性逐渐增大。 (2)同一主族从上到下，核电荷数逐渐增大，随能层数的增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，元素的电负性逐渐减小。 5.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱,金属性越强！ ①金属元素的电负性一般小于1.8。 ②非金属元素的电负性一般大于1.8。 ③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。 ④特例：氢元素的电负性为2.1，但其为非金属元素 (2)判断化合物的类型 两种成键元素的电负性差值。 1.7 小于1.7 大于1.7 离子键,相应的化合物为离子化合物 共价键，相应的化合物为共价化合物 特例：HF（差值1.9，但是为共价化合物） 特例：NaH（差值为1.2，但是为离子化合物） 练习：请结合课本图1-23计算HCl、AlCl3、BeCl2、MgCl2的电负性差值，并判断其成键类型。 HCl电负性差值=0.9<1.7 、AlCl3电负性差值=1.5<1.7，为共价化合物 BeCl2电负性差值=1.5<1.7、MgCl2电负性差值=1.8>1.7。为离子化合物 战 （3）判断化合物中元素化合价的正负 电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。 电负性小的元素在化合物中吸引电子能力较弱，元素的化合价为正值； HClO H—O—Cl +1 +1 -2 H Si H H H H H C H H -1 +1 33 课堂练习8：请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出元素的化合价 +3 +1 +3 +1 +3 PCl3 NH3 ClO2 S O Cl2 +4 -2 -1 NF3 NaAlH4 NaBH4 +4 -2 -1 -3 +1 +3 -1 -1 -1 Li Be B Mg Al Si 如何从元素电负性角度解释对角线规则？ “对角线规则”：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似。 【思考】 (4)解释对角线规则 电负性相近 课堂练习9：正误判断 (1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小(　　) (2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强(　　) (3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素(　　) (4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大(　　) (5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点(　　) √ √ × × √ 同周期主族元素从左到右，电负性增大，非金属性增强。 同主族元素从上到下电负性减小，金属性增强 总结： 同主族元素从上到下第一电离 能减小，金属性增强 同周期主族元素从左到右，第一电离能增大，非金属性增强。 (2)根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。置换出氢气越容易，则金属性就越强 元素金属性强弱的判断方法 (1)根据元素周期表进行判断： 同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。 同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。 (4)根据金属活动性顺序或置换反应中单质越活泼还原性越强，对应金属阳离子的氧化性就越弱，金属性越强。 (3)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。碱性越强，则原金属单质的金属性就越强。 (5)第一电离能越小，金属性越强；电负性越小，金属性越强。 元素非金属性强弱的判断方法 (1)根据元素周期表进行判断： 同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。 同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。 (3)形成气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。 (2)非金属元素单质与H2化合的难易程度：化合越容易，非金属性越强。 （4)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，对应非金属元素的非金属性就越强。 (5)一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强；对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。如氧化性Cl2>Br2，则非金属性：Cl>Br。 (6)根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：Cu＋Cl2 CuCl2 ，2Cu＋S Cu2S，即得非金属性：Cl>S。 (7)第一电离能越大，非金属性越强；电负性越大，非金属性越强。 课堂练习10：不能说明X的电负性比Y的大的是( ) A、与H2化合时X单质比Y单质容易 B、X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强 C、X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多 D、X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 C 课堂练习11：X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( ) A、X的原子半径比Y小 B、X和Y的核电荷数之差为m－n C、电负性：X>Y D、第一电离能：X<Y D 课堂练习12：下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5，则下列有关的比较中正确的是( ) A、第一电离能：④＞③＞②＞① B、原子半径：④＞③＞②＞① C、电负性：④＞②＞①＞③ D、最高正化合价：④＞③＝②＞① A 课堂练习13：如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示（ ） ①第一电离能　②电负性　③原子半径　④简单离子半径　⑤最高正化合价　⑥形成简单离子转移的电子数 A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤ C.②④⑤ D.②⑤ D D D 课堂练习14：如图所示为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中正确的是(　　) A．W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能 B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C．p能级未成对电子数最多的是Z元素的原子 D．X元素是电负性最大的元素 课堂练习15：同周期的三种元素X、Y、Z，已知其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列判断错误的是(　　) A．原子半径：Z>Y>X B．简单气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3 C．电负性：X>Y>Z D．第一电离能：X>Y>Z $$