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

第二节　原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 第一章　 原子结构与性质 电子层数增大 原子半径增大 原子半径 电子层数与核电荷数共同影响原子半径 核电荷数增大 原子半径减小 原子半径规律 从上往下，越来越大 从左向右，序大径小 0族特殊，异常膨胀 电子层 之间互斥 核吸引 电子 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 原子半径 ①、电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？ 不一定，例外：第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。 ②、每周期内，原子半径最大的原子是什么？ 稀有气体原子（原子半径从左至右依次减小，但到稀有气体时反常膨胀） 不考虑稀有气体时，为第ⅠA族原子 思考1 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 原子半径 ②、如何比较离子半径？ 画离子结构，一看电子层，二看核电荷 比较半径： Na+________ Mg2+ Na+________ O2- Na+________ Cl- 技巧：同周期，阴离子半径>阳离子半径 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 第一电离能 基本概念 第一电离能（I1）： 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 逐级电离能（I2 、I3、I4 ……） ： 一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难 （因为离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，所需电离的能量也就越大。） 因此：同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 第一电离能 第一电离能的意义：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 第一电离能增大 第一 电离能 减小 电离能呈现周期性的递变 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 第一电离能 1s22s22p63s1 1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p1 特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大 稀有气体的电离能在同周期元素中最大， 【第一电离能特例】：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA（例如：半满的N>O、全满的Mg >Al ） 第一电离能 电离能 应用 ①、判断化合价(最外层电子)：电离能突增，表示最外层电子完全失去 ②、判断元素金属性/非金属性强弱：I1越大 → 非金属性越强 【例1】某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为 899 kJ·mol－1、1757 kJ·mol－1、14840 kJ·mol－1、18025 kJ·mol－1， 则该元素在元素周期表中位于( ) A.第ⅠA族 B.第ⅡA族 C.第ⅢA族 D.第ⅣA族 B 【例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( ) A.Q元素可能是0族元素 B.R和S均可能与U在同一主族 C.U元素可能在元素周期表的s区 D.原子的价电子排布式为ns2np1的可能是T元素 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 B 第一电离能 电负性 基本概念 键合电子： 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子 电负性（由鲍林提出）： 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越强 电负性大小的标准： 鲍林利用实验数据进行了理论计算，以F电负性为4.0、Li电负性为1.0作为相对标准 电负性 主族元素电负性数据 电负性 减小 电负性增大 电负性增大 易得电子、难失电子 非金属性增强 金属性减弱 电负性减小 易失电子、难得电子 金属性增强 非金属性减弱 电负性 电负性的应用 ①、判断元素金属性、非金属性强弱 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) 判断依据 电负性 电负性的应用 ②、判断元素化合价 电负性小的元素吸引电子的能力弱，易显正价 电负性大的元素吸引电子的能力强，易显负价 H——Cl -1 +1 显负价 显正价 【例3】根据所学内容，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负 CH4 -4 +1 显正价 显负价 显负价 显正价 SiH4 +4 -1 电负性 14 电负性 电负性的应用 ③、判断化合物类型 成键原子之间的电负性差值 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 【例外】：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 【例4】回顾所学内容并判断： AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？ Al的电负性为1.5， Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7， 因此AlCl3为共价化合物； 同理，BeCl2也是共价化合物 电负性 【例5】利用电负性数值可以预测 A．分子的极性 B．分子的对称性 C．化学键的极性 D．分子的空间构型 电负性 C 【例6】下列各组元素中，电负性依次减小的是 A．F、N、O B．Cl、C、 F C．Cl、S、P D．P、N、H C 元素位置： 越靠近左下方 → 第一电离能小 → 电负性小 → 金属性强 (元素）金属性越强 1、单质还原性强（强置换弱） 2、与水反应越容易/越剧烈 3、与酸反应越容易/越剧烈 4、最高价氧化物对应水化物的碱性越强 元素周期律综合应用 元素位置： 越靠近右上方 → 第一电离能大 → 电负性大 → 非金属性强 (元素）非金属性越强 元素周期律综合应用 1、单质氧化性越强（强置换弱）、离子还原性越弱 2、与H2反应越容易 3、气态氢化物的稳定性越强 4、最高价氧化物对应水化物 的酸性越强 【例7】元素性质呈现周期性变化的根本原因是 A．元素的电负性呈周期性变化 B．元素的第一电离能呈周期性变化 C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D．元素的金属性、非金属性呈周期性变化 元素周期律综合应用 C $$