1.2.2 元素周期律-【精讲课】2024-2025学年高二化学同步教学优质课件（人教版2019选择性必修2）

第2课时 元素周期律 第一章 第二节 原子结构与元素的性质 四川省双流棠湖中学 海棠化学备课组 核心素养学习目标 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的 递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、 电负性的相对大小。 2.通过对原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立 “结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规 律性和特殊性。 【回顾旧知】原子半径决定因素 任务一：原子半径 电子的能层数：能层越多，电子之间的排斥作用使原子的半径增大； 核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用越大，使原子的半径减小。 两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。 任务一：原子半径 【阅读理解】 结合教材相关内容，分析原子半径的变化规律。 同周期主族元素电子的能层数不变 核电荷数增大 原子半径 逐渐减小 同主族元素从上到下 电子的能层数增多 原子半径 逐渐增大 【归纳总结】原子或离子半径的比较方法（三看法） 任务一：原子半径 (2)二看核电荷数： 电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小 (1)一看电子层数： r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl) r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 最外层电子数相同，电子层数越多，半径越大 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)； r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－) (3)三看核外电子数: 电子层数和核电荷数均相同时：核外电子数越多，半径越大 r(Cl－) ＞r(Cl)；r(Fe 2＋)＞ r(Fe 3＋) 【评价训练】 1.正误判断 (1)H原子半径就是其1s轨道电子云轮廓的半径 (2)第三周期元素的原子半径一定大于第二周期元素的原子半径 (3)原子序数小于18的主族元素原子中，Na原子半径最大，F原子半径最小 (4)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大 (5)各元素的原子半径总比其离子半径大 × √ × 任务一：原子半径 × × 2.下列各组元素中，原子半径依次减小的是 A.Mg、Ca、Ba B.I、Br、Cl C.O、S、Na D.C、N、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。 任务二：电离能 【阅读理解】结合教材P23相关内容，掌握第一电离能的概念。 衡量元素的原子失去一个电子的难易程度， I1 越小越易失1个电子，I1 越大越难失1个电子。 ③意义： (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： 任务二：电离能 【阅读理解】结合教材P23相关内容，掌握第一电离能的概念。 【分析交流】结合第一电离能随原子序数递增的变化趋势，分析其变化规律 任务二：电离能 (1)同周期： (2)同主族： 一般自左向右增大趋势 自上而下减小趋势 随原子序数递增 (3)对于同周期过渡元素来说，第一电离能的上升趋势比较缓慢，但是总体仍然是从左到右略有增加。 任务二：电离能 元素 电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9540 10540 11578 【思考讨论】教材p24思考与讨论 【问题1】碱金属的电离能与碱金属的活泼型存在什么关系？ 【问题2】右表的数据从上到下是几种金属逐级失去电子的电离能。为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟这几种金属的化合价有什么联系？ 第一电离能越低，碱金属越活泼 同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3…)。 因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需能量较多； 同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。 电离能突变 【归纳总结】电离能的应用 任务二：电离能 (1)判断元素的金属性、非金属性强弱： I1越大，非金属性越强；I1越小，金属性越强。 (2)判断元素的化合价 当相邻逐级电离能In+1≫In ，则该元素常见的化 合价为+n价 元素 电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9540 10540 11578 (3)判断核外电子的分层排布情况：当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。 +1 +2 +3 任务二：电离能 (4)反映元素原子的核外电子排布特点： 第ⅤA族(ns2np3)元素，其价层电子排布式为半充满稳定结构，第一电离能大于同周期相邻的第ⅥA族元素。 第ⅢA族(ns2np1)元素，其第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边第ⅡA族失去ns能级电子的高，因此更易失去，第一电离能更小 Be 1s22s2 N 1s22s22p3 【归纳总结】电离能的应用 2.具有下列价层电子排布的基态原子中，第一电离能最低的是 A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5 D.ns2np6 【评价训练】 1.正误判断 (1)同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能逐渐增大 (2)同周期元素第一电离能大小顺序：稀有气体>非金属>金属 (3)金属性越强，第一电离能越小，因此金属性：Mg>Al，第一电离能：Mg<Al (4)同周期元素中第ⅦA族元素的第一电离能最大 (5)H的第一电离能大于C的第一电离能 任务二：电离能 × √ × × × √ 【评价训练】 任务二：电离能 3.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据，下列推断错误的是 元素 电离能I/(kJ·mol-1) I1 I2 I3 I4 …… R 738 1 451 7 733 10 540 …… A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C.R的最高正价为+2价 D.R元素的第一电离能高于同周期相邻元素 √ 任务三：电负性 【阅读理解】结合教材相关内容，掌握电负性的概念 1.电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 2.电负性大小的标准：以F为4.0和Li为1.0作为相对标准 鲍林L.Pauling 1901-1994 元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键。 电负性：描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 键合电子：原子中用于形成化学键的电子。 任务三：电负性 【分析归纳】结合教材内容，总结电负性变化规律 同周期： 从左到右，逐渐变大； 非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 (2) 同族： 从上到下，逐渐变小； 金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 (3) 一般电负性 金属<1.8 非金属>1.8 “类金属” 1.8左右 (1)判断金属性和非金属性强弱 ①金属的电负性一般 <1.8 金属电负性越小，金属性越强 ②非金属的电负性一般 ＞ 1.8 非金属元素电负性越大，非金属性越强。 (2)判断元素的化合价 电负性数值大(吸引电子能力强)，显负价，反之正价。 任务三：电负性 【归纳总结】结合对电负性的理解，归纳总结其应用 任务三：电负性 (3)判断化学键的类型： >1.7 离子键 离子化合物； <1.7 共价键 共价化合物 例如：HCl AlCl3 BeCl2 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 3.0－1.5＝1.5<1.7 共价化合物 ✪特别提醒　 ①电负性差>1.7，不一定是离子化合物，如HF差为1.9，是共价化合物。 ②电负性差<1.7，不一定是共价化合物，如NaH差为1.2，是离子化合物。 根据成键元素电负性差值 【归纳总结】结合对电负性的理解，归纳总结其应用 【绘制变化图】请利用教材图1-23的数据制作第三周期元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。 任务三：电负性 【思考讨论】教材p26，探究元素的电负性变化趋势 【绘制变化图】请利用教材图1-23的数据制作第三周期元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。 任务三：电负性 【思考讨论】教材p26，探究元素的电负性变化趋势 第二周期 第三周期 第四周期 电负性 电负性的递变规律 【绘制变化图】请利用教材图1-23的数据制作第三周期元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。 任务三：电负性 【思考讨论】教材p26，探究元素的电负性变化趋势 电负性的递变规律 电负性 第ⅠA族 第ⅥA族 第ⅦA族 【比较与分析】根据教材图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。 任务三：电负性 【思考讨论】教材p26，探究元素的电负性变化趋势 同主族元素一致，即从上到下第一电离能与电负性均依次减小。 同周期主族元素总体趋势一致，即从左到右电负性依次增大，第一电离能总体趋势也是增大，但Al和S的第一电离能出现反常的现象。 元素的第一电离能的周期性 【评价训练】 任务三：电负性 1.正误判断 (1)共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价 (2)电负性大于1.8的元素一定为非金属元素，小于1.8的元素一定为金属元素 (3)电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也越大 (4)元素的电负性越大，元素原子得电子的能力越强，单质的氧化性越强 × × × √ 【评价训练】 任务三：电负性 2.下列说法不正确的是 A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性 从上到下逐渐增大 B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点 √ 【评价训练】 任务三：电负性 3.利用电负性的相关知识，回答下列问题。 (1)CH4和CO2所含的三种元素按电负性从大到小的顺序排列为　　　　。  O>C>H (2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为　　　 　。  C>H>Si (3)溴与氯能以　 　键结合形成BrCl。BrCl中Br的化合价为　　。写出BrCl与水发生反应的化学方程式：　 　　　。  共价 +1 BrCl+H2O===HBrO+HCl 同周期（从左至右） 同主族 元素原子的最外层电子排布 ns1→ns2np6 相同 元素化合价 +1→+7（O、F除外） -4 →-1 →0 相同 元素的金属性 非金属性 减弱 增强 增强 减弱 原子半径 减小 增大 电离能 增大趋势 减小 电负性 增大 减小趋势 归纳总结 本课结束 今日作业 第一章 第二节 第2课时 任务一：原子半径 【思考讨论】 教材p23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？如何解释这种趋势？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。 任务一：原子半径 【思考讨论】 教材p23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？如何解释这种趋势？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。 创设情境 【新课导入】为什么门捷列夫预言的很多元素的性质与事实几乎吻合？ Lavf59.27.100 $$