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 第一章 原子结构与性质 第二课时 原子结构与元素周期律 【复习回顾】 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果。 原子半径大小取决于哪些因素？ 一、原子半径 1.原子半径的大小取决于两个相反的因素： （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将使原子的半径增大。 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也越大，将使原子的半径减小。 这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变 课本P22 3 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? [思考与讨论] 课本P23 一、原子半径 原子半径 同周期 同主族 从左到右，随核电荷数增大， 原子半径 。 减小 从上到下，随电子的能层数增多， 原子半径 。 增大 2.原子半径递变规律 5 核外电子排布相同：核电荷数大半径小 同一元素不同微粒：电子数多半径大 【学习评价】 √ √ √ X 一层 二核 三电子 先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 3：粒子半径的比较方法（稀有气体除外） 一、原子半径 若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。 (1)四种元素在周期表中的相对位置如何？ 提示　短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在周期表中C、D的下一周期。 (2)原子序数从大到小的顺序是什么？ 提示　a＞b＞d＞c。 (3)离子半径由大到小的顺序是什么？ 提示　C3－＞D－＞B＋＞A2＋。 练习 1.第一电离能： 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。 上述表述中的“气态” 、“基态” 、“电中性” 、“失去一个电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。 2.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；即元素在气态时的金属性越强。 二、电离能 【思考】根据课本图片分析，原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？ 二、电离能 2.第一电离能递变规律 第一电离能 同周期 同主族 从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大趋势 从上到下，元素的第一电离能逐渐减小 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA 反常： 10 想一想 原因是B失去的电子是2p电子，2p电子的轨道能比2s电子的轨道能高； 原因是氧的第一电离能是失去已经成对的2p电子所需能量，成对电子的相互排斥，导致氧的第一电离能反比氮的第一电离能低；另外，氮的电子排布是半充满的，比较稳定。 （2）为什么B的第一电离能反而比Be小？（提示：画出核外电子排布式） （3）O的第一电离能为什么反而比N的第一电离能小? 反常：ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA （1）同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大趋势 ？ 11 （1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。 思考与讨论 二、电离能 12   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 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 3.逐级电离能:气态基态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作第二电离能。 思考：能否通过比较同周期元素第一电离能的大小判断元素金属性强弱? 不能。可能出现反常。 思考：为什么原子的逐级电离能越来越大? 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。   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 思考：这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系? 钠的第一电离能比第二电离能小很多，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；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。 二、电离能   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 思考：数据的突跃变化说明了什么? 当电离能发生突跃变化时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。 二、电离能 【学习评价】教材P28 当电离能发生突跃变化说明电子的能层发生了变化 A 总结 ②同周期：从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大趋势，反常：ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA ①同主族：从上到下，元素的第一电离能逐渐减小 （2）原子的逐级电离能 （1)同主族、同周期元素第一电离能的递变规律 ①同种元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4 ②能层(n)同，I相差不大，能层（n）不同，I相差很大 5.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。 (2)判断元素的金属性、非金属性强弱：一般I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 例.某元素的全部电离能如下： 此元素原子的核外有____个电子。最外层电子排布式为 。核外电子排布图为______ ，此元素的周期位置为第_____ 周期_____族。 I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8 13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1 8 2S22p4 二 ⅥA 三、电负性 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，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 1.键合电子 2.电负性 电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 19 三、电负性 以氟的电负性为____和锂的电负性为_____作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 4.0 1.0 电负性标准： ②同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐__________。 ①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐__________； 变大 变小 3.电负性的递变规律 思考：电负性最大的元素为____;电负性最小的元素为_____;（放射性元素除外）电负性的大小和元素金属性、非金属性强弱有什么关系？ 20 三、电负性 强 强 金属 非金属 （1）判断金属性、非金属性强弱 4.电负性的应用 22 在元素周期表中，某些主族元素与_________的主族元素的电负性接近，有些性质相似，被称为“对角线规则”。 如： 右下方 （2）对角线规则 4.电负性的应用 三、电负性 23 （3）判断化学键类型 4.电负性的应用 三、电负性 元素电负性相差很大(相差≥1.7) 元素电负性相差不大(相差<1.7) 结论：由元素电负性判断化学键类型仅仅经验总结，有例外。 当元素之间形成共价键时，电负性相差越大，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 共价键 但也有特例（如HF） 离子键。但有例外（如NaH） 24 (4)判断化合物的类型 例如：H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。 特别提醒　由电负性判断化合物类别是经验总结，非定律。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。 所以鉴别离子化合物的方法：熔融态导电 (4)判断化合物中各元素化合价的正负 (1)电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值。 (2)电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值。 5、电负性的应用 类卤素（如IBr）与氢氧化钠的反应 练习2：指出下列化合物中各元素的化合价 +3 NF3 -1 NCl3 -3 +1 +1 +3 NaBH4 -1 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。 ③比较电负性大小时,不考虑稀有气体元素。 29 30 课堂小结 原子半径 元素的电离能 影响因素 原子半径的递变规律 同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小 电子的能层数 核电荷数 同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大 规律总结：原子或离子半径的比较方法 粒子半径比较的一般思路 元素第一电离能的概念与意义 元素第一电离能变化规律 电离能与化合价的联系 电离能的应用 电离能的影响因素及特例 电负性 元素周期律的综合应用 概念与意义 原子半径的递变规律 电负性 键合电子 电负性 电负性大小的标准 递变规律——同周期 递变规律——同族 子主题 应用 判断元素的金属性和非金属性强弱 判断元素的化合价 判断化合物的类型 第一电离能与金属性和非金属性的关系 (3)r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。(　　) (4)r(Fe3＋)>r(Fe2＋)>r(Fe)。(　　) 　判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。(　　) (2)r(Si)>r(C)>r(N)。(　　) $$