1.2.2元素周期律 课件 2024-2025学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

新人教版 化学 选择性必修一 第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 第二课时 教学目标 本节重点 本节难点 （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，促进对“结构”与“性质”关系的理解。 （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。 元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化 电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系 一、原子半径 1、递变规律 同周期：从左→右， 原子半径逐渐 。 同主族：从上→下， 原子半径逐渐 。 增大 减小 从原子结构角度解释为什么？ 2、影响因素 1)电子的能层数： 2)核电荷数： 电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大 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 一、原子半径 1、下列离子半径的大小顺序正确的是(　　) ①Y：1s22s22p4　 ②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－：1s22s22p6　④Z－：1s22s22p63s23p6 A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞① C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞① D 课堂练习 3、微粒半径比较一般方法: “ 三看” 一看电子层数　　　 二看核电荷数 三看电子数 一般规律: (1) 电子层数越多：半径一般越大。 (2) 电子层数相同时：核电核数越大，半径越小。 (3) 电子层数、核电荷数都相同时：电子数越多，半径越大。 “序小径大” 一、原子半径 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。 Mg(g)＝Mg＋(g)＋e－ I1（第一电离能） Mg＋(g)＝Mg2＋(g)＋e－ I2（第二电离能） …… …… 表示方法： 1、电离能 用符号 I1 表示，单位：kJ /mol 。 2：规律 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。 二、电离能 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？ 同周期：ⅡA>ⅢA ⅢA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。 同周期：ⅤA>ⅥA ⅤA半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 二、电离能 ③每周期：第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小。 ④每周期：最后一种元素（稀有气体）的第一电离能最大。 ①同主族：从上到下元素的第一电离能整体趋势变小。 ②同周期：从左到右元素的第一电离能整体趋势变大。 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA 反常： 电离能的递变规律 二、电离能 3：应用 第IA族碱金属元素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。 （1） 判断金属性强弱： 二、电离能 （2）判断元素的化合价 元素  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 元素的逐级电离能越来越大 原因：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要克服的电性引力越来越大，消耗的能量也越来越多。 利用逐级电离能的突变判断原子的核外电子排布（层数、最外层电子数等） 二、电离能 （3）判断核外电子排布 突变2 2、根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是(　　) 元素代号 I1 I2 I3 I4 Q 2 080 4 000 6 100 9 400 R 500 4 600 6 900 9 500 S 740 1 500 7 700 10 500 T 580 1 800 2 700 11 600 U 420 3 100 4 400 5 900 A．五种元素中第一电离能最大的可能是Q元素 B．R和S均可能与U在同一族 C．U元素可能在元素周期表的s区 D．价层电子排布式为ns2np1的原子可能是T元素原子 B 课堂练习 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 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。 吸引力 越大 2 电负性： 用来描述不同元素的原子对键合电子_________的大小。 标准：以氟的电负性为_________和锂的电负性为_________作为相对标准。 4.0 1.0 3、电负性递变规律 同周期（除稀有气体）：从左→右， 电负性逐渐 。 同主族：从上→下， 电负性逐渐 。 增大 减小 4、电负性的应用 1) 判断元素的金属性与非金属性的强弱 电负性变大， 电负性变小 金属性增强, 非金属性减弱 非金属性增强，金属性减弱 2）判断金属与非金属（一般） 4、电负性的应用 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 H . . . . . . O + . . . . . O . H 电负性差 0.4 电负性 2.1 2.5 + H H 3) 判断化学键的类型 4、电负性的应用 Na . . . . . . Cl . + . . . . . Cl . . Na+ - 电负性 0.9 3.0 电负性的差值较大（＞1.7）： 电负性差 = 2.1 主要形成离子键 【特例】NaH 主要形成共价键 H Cl -1 +1 4）判断共价化合物中元素的化合价的正负 显负价 显正价 C H4 +1 -4 显负价 显正价 H Si H H H 甲硅烷 SiH4 +4 显正价 显负价 甲硅烷是一种较强还原剂 H C H H H 甲烷 显正价 CH4 -4 +1 显负价 3、现有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>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>① A 课堂练习 $$