1.2.2 元素周期律 课件 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修2

第二节 原子结构与元素的性质 人教版选择性必修2 第一章 原子结构与性质 第2课时 元素周期律 元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化。 【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。 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。 【重点难点】 一、原子半径 原子半径增大 原子半径减小 同周期：从左→右， 原子半径逐渐 。 同主族：从上→下， 原子半径逐渐 。 减小 增大 1、影响原子半径大小的因素 （1）电子的能层数： 电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大 （2）核电荷数： 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 原子半径增大 原子半径减小 能层 占主导 核电荷数占主导 （1）在两种相反因素的作用下，为什么同周期自左向右半径递减，同主族自上而下半径递增？同周期自左向右，每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，增加的电子排布在同一层上，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用，结果使原子半径逐渐减小。同主族自上而下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷增加的影响，导致原子半径增大。 2、粒子半径大小的比较 一层 二核 三电子 先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 规律总结 ——原子或离子半径的比较方法 粒子类型 比较方法 示例 同种元素的离子半径 能层结构相同的离子 带相同电荷的离子 核电荷数、能层数均不同的离子 阴离子大于原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。 r(Cl-)___r(Cl) r(Fe)__r(Fe2+)__r(Fe3+) ＞ ＞ ＞ 核电荷数越大，半径越小。 r(O2-)___r(F-)___r(Na+) ＞ ＞ 能层数越多，半径越大。 r(Li+)__r(Na+)__r(K) r(O2-)__r(S2-) __r(Se2-) ＜ ＜ ＜ ＜ 可选一种离子参照比较。 比较r(K+)与r(Mg2+)，r(K+)___r(Na+)____r(Mg2+) ＞ ＞ 具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是 (　　) A、 1s22s22p3 B、 1s22s22p1 C、 1s22s22p63s23p1 D、 1s22s22p63s23p4 C 下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（ ） A、 LiI B、 NaBr C、 KCl D、 CsF A 【课堂练习1】 【课堂练习2】 下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列的是（ ） ①基态X的原子结构示意图： ②基态Y的价电子排布式：3s23p5 ③基态Z2－的轨道表示式： ④W基态原子有2个能层，电子式： A、③>①>②>④ B、③>②>①>④ C、①>③>④>② D、①>④>③>② A 【课堂练习3】 二、 电离能 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。 M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一电离能） M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二电离能） 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。 规律总结 同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。 减小 同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。 增大 ⅠA族元素第一电离能最低， 零族元素第一电离能最高。 规律总结 为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的电离能要低， 而使Li~Ne和Na~Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？(电子排布式？) N:1s22s22p3 O:1s22s22p4 P:[Ne]3s23p3 S: [Ne] 3s23p4 N和P半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 Be:1s22s2 B:1s22s22p1 Mg:1s22s22p63s2 Al:1s22s22p63s23p1 B和Al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。 电子构型具有全充满、半充满及全空的元素稳定性较高，电离能数值较大。如稀有气体的电子构型为全充满状态,第一电离能在同周期元素中最大。ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态比ⅢA族的ns2np1状态稳定；ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态比ⅥA族的ns2np4状态稳定。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 （1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 【思考与讨论】 碱金属电离能越小，碱金属的金属性越强，金属单质越活泼。 碱金属在反应中失去一个电子变成+1价的阳离子，故依据其第一电离能可以判断出金属性强弱。 （2）能否依据这三种金属的的第一电离能大小判断它们的金属性强弱？ 不能，因为第一电离能Mg > Al > Na，而金属性Na > Mg > Al。它们之间无对应关系。三者的单质在体现金属性失去电子时，失去的电子数量不同，电子所处的能级也不同，故无法直接比较。 （3）为什么原子的逐级电离能越来越大？ 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，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，导致原子的逐级电离能越来越大。 （4）这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 4066 713 6282 1239 928 8830 逐级电离能发生“突跃”时，较小的一级所对应的失去的总电子数即为其化合价。 当电离能发生突跃变化时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。 在下面的电子排布式中，第一电离能最小的原子可能是 A. 3s23p3　　　B. 3s23p5　　　C. 3s23p4　　　D. 3s23p6 C 【课堂练习4】 【课堂练习5】 下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4 562 6 912 9 543 Y 578 1 817 2 745 11 575 根据表中所列数据的判断错误的是 A、元素X是第ⅠA族的元素 B、元素Y的常见化合价是＋3 C、元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2 D、若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 D 1、电负性的基本概念 化学键： 元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。 键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 原子的价电子 键合电子：参与化学键形成 孤对电子：未参与化学键形成 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 孤对电子 电负性： 用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没单位） 三、电负性 2、电负性的意义 电负性大的元素吸引电子的能力强，反之就弱。 元素的电负性越大，对键合电子吸引能力越大，元素的非金属性越强 元素的电负性越小，对键合电子吸引能力越小，元素的金属性越强 3、电负性的标准 鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准,得出各元素的电负性。(稀有气体不讨论电负性) 4、电负性的变化规律 同周期：从左→右， 电负性逐渐 。 同主族：从上→下， 电负性逐渐 。 增大 减小 电负性最大的元素: 电负性最小的元素： (不考虑稀有气体及放射性元素) F Cs 5、电负性的应用 （1）判断元素的金属性和非金属性强弱 电负性变大， 电负性变小 非金属性增强，金属性减弱 金属性增强, 非金属性减弱 电负性 ＞ 1.8 非金属元素 电负性 ＜ 1.8 金属元素 电负性 ≈ 1.8 类金属元素 (既有金属性，又有非金属性 在金属与非金属分界线附近) 【特例】H 电负性2.1，非金属 （2）判断共价化合物中元素化合价的正负 电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值； 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。 H Cl -1 +1 显负价 显正价 HClO H—O—Cl +1 -2 +1 BrCl Br—Cl +1 -1 H H C H H H Si H H H 练习1：判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负 甲硅烷 甲烷 CH4 -4 显负价 显正价 +1 SiH4 +4 显正价 显负价 -1 练习2：指出下列化合物中各元素的化合价 +3 NF3 -1 NCl3 -3 +1 +1 +3 NaBH4 -1 （3）判断化合物的类型 成键原子之间的电负性差值 大于1.7 小于1.7 通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物 通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物 HCl AlCl3 NaCl Al2O3 3.0－2.1＝0.9<1.7 共价化合物 3.0－1.5＝1.5<1.7 共价化合物 3.0－0.9＝2.1>1.7 离子化合物 3.5－1.5＝2.0>1.7 离子化合物 上述规则不能绝对化 特别提醒 如：NaH 2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH为离子化合物 再如：HF 4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF为共价化合物 总结：同周期、同主族元素性质的递变规律 性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 核外电子 的排布 能层数 最外层电子数 金属性 非金属性 单质的氧化性、还原性 氧化性 还原性 相同 增加 相同 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 碱性 气态氢化物的稳定性 第一电离能 (但ⅡA ⅢA，ⅤA ⅥA) 电负性 增强 减弱 减弱 增强 增强 减弱 增大 减小 变大 变小 ＞ ＞ 1→2或8 下列各元素电负性大小顺序正确的是( ) A. K＞Na＞Li B. F＞O＞S C. As＞P＞N D. C＞N＞O B 【课堂练习6】 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7】 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 【课堂练习8】 课堂小结 原子半径 元素的电离能 影响因素 原子半径的递变规律 同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小 电子的能层数 核电荷数 同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大 规律总结：原子或离子半径的比较方法 粒子半径比较的一般思路 元素第一电离能的概念与意义 元素第一电离能变化规律 电离能与化合价的联系 电离能的应用 电离能的影响因素及特例 电负性 元素周期律的综合应用 概念与意义 原子半径的递变规律 电负性 键合电子 电负性 电负性大小的标准 递变规律——同周期 递变规律——同族 子主题 应用 判断元素的金属性和非金属性强弱 判断元素的化合价 判断化合物的类型 第一电离能与金属性和非金属性的关系 $$