1.1.2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　原子结构与元素性质 第2课时 元素周期律 【学习目标·学科核心素养】 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，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 能说出元素电离能、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，能从电子排布的角度对这一规律进行解释，发展“宏观辨识与微观探析”学科核心素养。 内 容 同周期元素（从左到右） 同主族元素（从上到下） 电子层数 最外层电子数 原子半径 化合价 金属性 非金属性 相同 增多 从1-2 或 1-8 相同 从大到小 从小到大 +1～+7或-4～-1 相同 金属性减弱, 非金属性增强 金属性增强, 非金属性减弱 温故知新 温故知新 元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化. 短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如右图所示，其中基态W原子有三个未成对电子。下列说法不正确的是(　　　) A．原子半径：W＞Z＞Y＞X B．最高价氧化物对应水化物的酸性：X＞W＞Z C．最简单气态氢化物的热稳定性：Y＞X＞W＞Z D．元素X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等 A 一、原子半径 影响原子半径大小的因素 电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，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。 ①电子的能层数 ②核电荷数 1、变化规律 TOW 2、应用 粒子半径比较 三：比较电子数 核电荷数相同时,核外电子数越多, 半径越大。 如O2-＞O 一：比较电子层数 一般情况下,粒子的电子层数越多,半径越大。如Cl-＞F- 二：比较核电荷数 当粒子的电子数相同时，核电荷数越大, 半径越小。 如Na+＞Mg2+ [达标检测] 1、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－ 2、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 二.电离能 1、概念： 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。符号：I1 单位：kJ·mol-1 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) 电离能意义 一般I1越小，原子越不稳定，越容易失电子，元素的金属性越强。 思考与讨论1： (1)以ⅡA、ⅦA族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？ (2)以二、三周期为例，同周期元素的第一电离能变化有何规律？ ？ 思考与讨论2：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？ 思考与讨论3：在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？ 原子序数 第一电离能（kJ·mol-1） ①每个周期的第一种元素(氢或碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大；从左到右，总体呈现增大趋势(有个别反常)。 第一电离能（kJ·mol-1） 原子序数 ②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 ,表明自上而下原子越来越易失去电子。 第一电离能（kJ·mol-1） 原子序数 2s22p1 资料卡片 如图，为什么 B 、 Al 、 O 、 S 等元素的电离能比它们左边元素的电离能低，而使 Li －Ne 和 Na－Ar 的电离能曲线呈现锯齿状变化？ 3s23p1 3s23p4 2s22p3 3s23p3 2s22p4 3s2 2s2 2、变化规律 ①同周期从左到右，I1呈增大趋势。 原子半径减小，核对电子的吸引力增大，越难失电子，I1呈增大趋势。 ②同主族从上到下，I1依次减小。 原子半径增大，核对电子的吸引力减小，越容易失电子，I1逐渐减小。 电离能逐级增大 即In〉…I3〉I2〉I1 特例：同周期第一电离能ⅡA〉ⅢA，ⅤA〉ⅥA。 价电子排布为全满、半满、全空状态更稳定，第一电离能更大 角度一　从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、Mg的2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。 角度二　能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子互相排斥,因而第一电离能较低。 电离能大小反常原因 高中化学 （3）电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱 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 粒子电离能越大，越稳定。如I1(Zn)〉I1(Cu) I2(Cu)〉I2(Zn) ③判断粒子稳定性 一般I1越小，元素的金属性越强。 15 电离能kJ·mol Na Mg Al 第一电离能 496 738 578 第二电离能 4562 1451 1817 第三电离能 6912 7733 2745 第四电离能 9543 10540 11575 第五电离能 13353 13630 14830 第六电离能 16610 17995 18376 第七电离能 20114 21703 23293 电离能的应用 钠、镁、铝的 常见化合价分别是 ＋1、＋2、＋3 I1 I2 I3 I4 判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能） 规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价。 I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8 I9 I10 I11 496 4562 6910 9543 13354 16613 20117 25496 28932 141362 159076 Na元素的逐级电离能数据： （单位：kJ/mol） I1<<I2<I3……<I9<<I10<I11 判断原子核外电子排布 电离能发生突变，说明跨能层了 C 2、在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是( ) A.3s23p3　　　B.3s23p5　　　C.3s23p4　　　D.3s23p6 C 3、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 电负性 1、概念：原子对键合电子吸引力的大小 相对标准:F：4.0 Li：1.0 2、变化规律： 电负性 同周期 同主族 从左到右，电负性增大。 从上到下，电负性减小。 周期表中电负性最大元素是 ,电负性最小元素是 。 Cs F 意义 判断金属性和非金属性强弱。电负性越大，非金属性越强 电负性 键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子。 电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。 电负性大小的标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准。 吸引力 化学键 越大 4.0 1.0 (3)应用 ①判断元素金属性和非金属性的强弱 ②判断化学键的类型 电负性相差>1.7 离子键 MgCl2 电负性相差<1.7 共价键 AlCl3 电负性≈1.8 “类金属” 电负性>1.8 非金属 电负性<1.8 金属 通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价 ③判断元素的化合价 CH4 SiH4 -4 +1 +4 -1 ICl +1 -1 电负性的应用 判断元素的金属性和非金属性及其强弱。 a.金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8。 b.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。 c.金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 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弱，元素的化合价为正值。 HClO BrCl H—O—Cl +1 -2 +1 Br—Cl +1 -1 H Si H H H 甲硅烷 SiH4 +4 -1 H H C H H 甲烷 CH4 -4 +1 判断化学键的类型 两成键元素间 电负性差值 大于1.7 小于1.7 一般形成离子键（特例HF） 一般形成共价键（特例NaH） 例如： AlCl3两成键元素间电负性差值为 3.0 －1.5 = 1.5＜1.7 故AlCl3为共价化合物。 电负性——思考与讨论 第一电离能的变化趋势与电负性的变化趋势有什么不同？ 元素的电负性越大，但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。 D 27 2.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物： ①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 (1)属于共价化合物的是_________(填序号，下同)。 (2)属于离子化合物的是_____。 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 ②③⑤⑥ ①④ 【课堂小结】 注:①稀有气体电离能为同周期中最大。 ②第一电离能:ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。 29 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 。 影响因素 电子的能层数 核电荷数 增大 减小 电离能 同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。 增大 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA 同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。 减小 元素的逐级电离能越来越大 电负性 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 判断元素的金属性与非金属性的强弱 判断化学键的类型 判断共价化合物中元素的化合价的正负 应用 1．如图是第2周期3～9号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列说法正确的是(　　) A．y轴表示的可能是第一电离能 B．y轴表示的可能是电负性 C．y轴表示的可能是原子半径 D．y轴表示的可能是元素的最高正价 B 本节检测 2.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 本节检测 3、W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5种短周期元素，其元素性质或原子结构如下： 元素 元素性质或原子结构 W 电子只有一种自旋取向 X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素 Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素 Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等 N 只有一个不成对电子 请完成下列空白(请填元素符号) ： (1)写出各元素的元素符号：W: 、X: 、Y: 、Z: 、N: 。 (2)X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序: 。 H O Mg Si Cl Mg>Si>O 3、 W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5短周期元素，其元素性质或原子结构如下： 元素 元素性质或原子结构 W 电子只有一种自旋取向 X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素 Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素 Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等 N 只有一个不成对电子 (3)X、Z和N三种元素的电负性由大到小的顺序: 。 (4)Y、Z和N三种元素的第一电离能由大到小的顺序: 。 O>Cl>Si Cl>Si>Mg 5.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 4.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 从下至上电负性逐渐变大 教材：P26 D 高中化学 [达标检测] 具有下列电子层结构的原子，第一电离能由大到小排列正确的是　 ①3p轨道上只有一对成对电子的原子 ②外围电子排布式为3s23p6的原子 ③3p轨道为半充满状态的原子 ④正三价阳离子结构与氖相同的原子 A．①②③④ B．③①②④ C．②③①④ D．②④①③ [达标检测] 下列各组元素按电负性大小排列正确的是(　　) F>N>O　　　B．O>Cl>F C．As>P>N D．Cl>S>As $$