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　 第2课时 元素周期律 1．认识元素的原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。 2．能从电子排布的角度对这一规律进行解释 学习目标 重点：元素的原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。 难点：电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系。 重点难点 情境引入 通过必修第一册的学习，我们已经知道，元素的性质随着原子序数的递增呈周期性的变化规律，我们研究了元素化合价、元素金属性、非金属性的递变规律，接下来我们进一步研究其他方面的递变规律。 一、原子半径 1. 原子半径递变规律 同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小。 同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。 思考与讨论：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?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? 如何解释原子半径的变化趋势? 电子 能层数 核电 荷数 电子之间的斥力也就越大 核对电子的引力也就越大 原子半径____ 原子半径____ 能层数越多 能层数相同 核电荷数越大 导致 导致 越大 越小 2.影响原子半径的大小因素 请叙述元素周期表中同周期主族元素原子半径从左到右依次减小的原因， 同主族元素原子半径从上到下依次增大的原因。 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。 同周期主族元素原子半径从左到右依次减小的原因： 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 同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，其主要原因是: 三看 3.原子或离子半径判断规律 首先看电子层，一般层多径大 层同看核电荷数，核大径小，（或序大径小) 核同看核外电子数，电多径大 （特例：Li>Cl、Mg>Br) 例：Mg2+ <Mg 练习：比较大小 ① ②r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋) > < > > > > 练习： 1.原子半径可以用纳米（nm）为单位。下列是氮、镁、氟、氯四种元素的原子半径数据，其中属于氟原子的是（ ） A、0.071nm B、0.075nm C、0.099nm D、0.160nm 2.具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C。下列分析正确的是 A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系： Bn-> An+ C. C微粒是稀有气体元素的原子. D. 原子半径关系是：A<B A BC 二、电离能 1. 含义：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。通常用 I1 表示，单位：kJ·mol－1。 2.意义：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。 原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢? 3、第一电离能递变规律： ①同周期元素：从左至右第一电离能总体呈现增大的趋势。包含稀有气体 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③同周期原子第ⅡA族与第ⅢA族， 第ⅤA族与第ⅥA族元素的第一电离能出现反常。 思考出现这种反常的原因？ 第ⅡA族与第ⅢA族，第ⅤA族与第ⅥA族元素的第一电离能出现反常原因： 4. 电离能的应用 ① 判断元素金属性的强弱 ② 判断元素的化合价 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系? 为什么原子的逐级电离能越来越大？ 逐级电离能跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 分别记作：I1 I2 I3 ... 同种元素逐级电离能的变化规律: I1＜I2＜ I3＜ … 1. 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。 2. 原子首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能较小，之后失去的是能量较低的电子，电子自身能量越低失去时所需要的能量越高。 逐级电离能依次增大的原因： 钠的I1 《 I2 ，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I1 与 I2 相差不多，但 I2 《 I3 ，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子;铝的I1 I2 I3 相差不多，但I3《 I4 ，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。 逐级电离能跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 逐级电离能与元素化合价的联系： 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n 教学过程 思维建模：比较元素的第一(或逐级)电离能的思维流程 练习． 【答案】D　 已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是(　　) 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 A．元素X为金属元素，常见化合价是＋1价 B．元素Y是ⅢA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 三、电负性 (1)含义：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 1. 有关概念 (1)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。 (2)键合电子：原子中用于形成化学键的电子。 2. 电负性 (2)意义： 元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大，该元素越容易得电子，越易形成阴离子。元素的电负性越小，表示其原子对键合电子的吸引力越小，该元素越容易失电子，越易形成阳离子。 (3)大小的标准 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0,锂的为1.0,并以此为标准确定其它与元素的电负性。 氟的电负性为4.0,锂的为1.0,并以此为标准确定其它与元素的电负性。 L.Pauling 0 图1-3-5 元素的电负性(鲍林标度) 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? (4)电负性的变化规律 √ 一般来说，同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐变大； √ 同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 金属元素的电负性较小， 非金属元素的电负性较大。 练习：元素电负性随原子序数的递增而增大的是（ ） A.Na K Rb B.N P As C.0 S Cl D.Si P C1 D 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。 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。 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 大于1.7 小于1.7 两成键元素间 电负性差值 (2)判断化学键的类型。 特别提醒：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。 判断：①NaF ②AlCl3 ③NO ④ Mg0 ⑤BeCl2 ⑥ CO2 共价化合物( ) 离子化合物( ) 练习：一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7,它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7,它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值， 元素 Na Li Mg Be Al Si B P C S N CI 0 F 电负性 0.9 1.0 1.2 1.5 1.5 1.8 2.0 2.1 2.5 2.5 3.0 3.0 3.5 4.0 ②③⑤⑥ ①④ (3)判断化合物中各元素化合价的正负： 电负性大的显负价，电负性小的显正价。 练习 N >H >B (4)解释元素“对角线规则” 1. NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是______________。 2.已知电负性C>H>Si则CH4、SiH4中氢元素化合价分别为 。 +1 -1 四、核外电子排布规律 同周期，电子层数相同、最外层电子数依次增大（1- 8）； 同周期，电子层数相同、最外层电子数依次增大（1- 8）。 五、化合价规律 同周期最高正化合价依次增大（O、F除外），最高负化合价依次增大。 a、金属元素无负价。 b、主族元素最高化合价=最外层电子数=主族序数=价电子数 （O、F除外 ; O没有最高正价，F无正价） c、主族元素最低化合价 = 最外层电子数—8（H除外） d、IIB ~VIIB最高化合价=族序数 e、VIII最高化合价<族序数(Ru、Os可表现为8价) 六、金属性、非金属性递变规律 2. 元素金属性强弱的比较方法 ①单质从水或非氧化性酸中置换出H2的难易程度。越容易置换出氢气，金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强对应金属性越强。 ③盐溶液中金属单质间的置换反应。强的置换弱的。 ④单质的还原性或简单阳离子的氧化性。 单质的还原性越强或离子的氧化性越弱金属性越强。 ⑤原电池中的正负极。负极金属材料金属性强。 1、规律 ⑥原子结构:原子半径越大，最外层电子数越少，金属性越强。 ⑦在周期表中位置:同主族由上到下金属性逐渐增强;同周期由左到右金属性逐渐减弱。 ⑧金属活动顺序表顺序。 ⑨第一电离能越小，金属性越强 ⑩电负性越小，金属性越强 3. 元素非金属性强弱的比较方法 ①单质与H2化合生成气态氢化物的难易程度。越容易与氢气化合，非金属性越强。 ②气态氢化物的热稳定强弱(如卤化氢)。氢化物越稳定，非金属性越强。 ③最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。酸性越强非金属性越强。 ④盐溶液中非金属单质间的置换反应。强的置换弱的。 ⑤单质强则离子弱。 ⑥单质与变价金属单质反应，所得产物中金属元素表现出的价态越高非金属性越高。如2Cu+S=Cu2S,Cu+Cl2=CuCl2。 ⑦原子结构:原子半径越小，最外层电子数越多，非金属性越强。 ⑧在周期表中位置:同主族由上到下非金属性逐渐减弱;同周期由左到右非金属性逐渐增强。 ⑨第一电离能越大，非金属性越强 ⑩电负性越大，非金属性越强 七、对角线规则 原子半径依次减小 原子半径依次增大 第一电离能、电负性依次减小 非金属性依次增强 第一电离能依次增大，IIA VA反常；电负性依次增大 金属性依次增强 小结： 27 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 第一电离能 增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 课堂小结 $$