1.2.2 元素周期律 课件- 课件 2025-2026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 1.2.2 元素周期律 第一章 原子结构与性质 更多模板下载地址：http://www.pptvzaixian.com/shop/view28111.html（复制链接到浏览器打开） 1 课标要求 核心素养 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。 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。 1、分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化,理解原子半径、第一电离能和电负性的递变规律及其原因,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。 2、通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,掌握相关规律,培养证据推理与模型认知的核心素养。 【重点难点】元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化。 议 1、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? 2、根据课本P23图1-22分析，原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？ 3、什么是电负性？ 任务一：原子半径 阅读教材P22“原子半径”，找出决定原子半径大小的因素。 决定因素 电子的能层数 核电荷数 如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？ 能层越多，电子之间的排斥作用越大，使原子的半径增大。 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。 评 单个原子的... text has been truncated due to evaluation version limitation. 原子半径 •共价半径 • 范德华半径 •金属半径 r r r 原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的。 评 5 思考与讨论： （1）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？ 书23页 减小 同周期主族元素电子的能层数相同，核电荷数越大，核对核外电子的吸引作用越大，使得原子半径减小。 评 思考与讨论： （2）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？ 增 大 同主族元素从上到下，随着能层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，能层的影响大于核电荷数增加的影响。 评 总结 比较微粒半径的一般思路 (1)一看层：先看电子层数，电子层数越多，微粒半径一般越大。 (2)二看核：若电子层数相同则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 (3)三看电子：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 口诀：层不同层多径大，层同核多径小，核同电多径大。 特例：rLi>rAl 评 （1）比较原子半径大小的方法 ①同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有气体元素除外)。例r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) ②同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) ③不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照 比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al) 评 （2）比较离子半径大小的方法 ①同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。 例：r(Cl－)>r(Cl)， r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。 例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) r(P3-)>r(S2－)>r(CI－)>r(K＋)>r(Ca2＋) ③同主族元素的离子，电子层数越多，半径越大。 例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) ； r(O2-)＜r(S2-)＜r(Se2-)＜r(Te2-) ④核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照： r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋) 补：同一周期元素、右边阴离子半径 > 左边阳离子半径。 r(N3－) > r(O2－) > r(F－) > r(Li＋) > r(Be2＋) r(P3－)>r(S2－)>r(CI- ) > r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) 评 1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ） A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－ C 2、 下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( )A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr 测 B 3.试比较下列粒子的半径： 1).r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+) 2).r(Li+) r(Na+) r(K+) 3).r(H-) r(Li+) r(Be2+) 4).r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+) 5).r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+) 6).r(Al3+) r(O2-) r(S2-) ＞ ＞ ＜ ＜ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＜ ＜ ＜ ＜ 练习 4.分析O2-、F —、Na+、Mg2+、Al3+在粒子结构上有什么相同之处？它们的半径在大小比较上有何规律？ O2- F- Na+ Mg2+ Al3+ 电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小 测 任务二：电离能 1、第一电离能：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。 用符号I1表示。单位：kJ/mol 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) 第一电离能越小 第一电离能越大 气态原子越易失电子 元素金属性越强 气态原子越难失电子 元素非金属性越强 评 2、第一电离能的周期性变化规律 （1）同周期 从左到右总体呈现增大趋势 （2）同主族 从上到下总体呈现减小趋势 问题1：观察课本P23图1-22元素的第一电离能的周期性，总结同周期、同主族元素第一电离能变化有何规律？ （3）特例（短周期）： 第二周期：Be>B N>O 第三周期：Mg>Al P>S 原因：同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小， I1逐渐减小。 原因：同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大， I1呈增大趋势。 问题2、同一周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现“反常”现象，大于同周期相邻的元素，例如：I1(Mg)>I1(Al)；I1(P)>I1(S)。请从核外价层电子排布分析原因。 第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，比较稳定，该能级电子失去所需能量高，电离能较高。 3s2 3s23p1 能量：3s2 < 3p1 第ⅡA族元素的第一电离能失去的电子是ns能级的，该能级电子的能量低，失电子所需能量高。 3s23p4 3s23p3 观察表格，发现同一元素原子的逐级电离能越来越___。 大 首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能最小；失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，从而逐级电离能越来越大。 当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在能层发生了变化。 I1、I2间突变，说明Na易失去1个e－ I2、I3间突变，说明Mg易失去2个e－ I3、I2间突变，说明Al易失去3个e－ 化合价数＝电离能突变前电离能组数 评 归纳总结 电离能的应用 (1)判断元素的金属性、非金属性强弱： I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。 如K：I1≪I2＜I3，表明K原子易失去1个e-形成＋1价阳离子。 评 定量分析原... text has been truncated due to evaluation version limitation. (1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　　) (2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　　) (3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大(　　) (4)H的第一电离能大于C的第一电离能(　　) (5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大(　　) (6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大(　　) (7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能(　　) × × √ × × √ 正误判断 √ 测 【课堂练习4】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 【课堂练习5】下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位kJ·mol－1。根据表中所列数据的判断错误的是( )A.元素X是第ⅠA族的元素B.元素Y的常见化合价是＋3C.元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 测 任务三：电负性 元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力(即化学键)，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 电负性：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大。 大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 电负性是相对值，没单位。 评 在科学研究... text has been truncated due to evaluation version limitation. 评 1、一般来说，同周期元素 从左到右，原子半径逐渐减小，元素的电负性逐渐变大 2、同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小 3、金属元素的电负性较小 非金属元素的电负性较大 电负性最大的元素: 电负性最小的元素： (不考虑稀有气体及放射性元素) Cs F 思考与讨论：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核电荷数递增有什么变化规律？ 电负性增大 电负性减小 ①判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大，非金属元素越活泼 电负性＜1.8 电负性≈1.8 电负性＞1.8 为金属 为“类金属” 为非金属 非金属三角区边界“类金属”既有金属性又有非金属性 对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释： Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2 Be、Al的电负性分别为1.5、1.5 B、Si的电负性分别为2.0、 1.8 电负性越小，金属元素越活泼 电负性的应用 评 ②判断化合物中元素化合价的正负 电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱， 元素的化合价为正值； 电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。 HClO BrCl H—O—Cl -2 +1 Br—Cl +1 -1 H Si H H H 甲硅烷 SiH4 +4 显正价 显负价 -1 H H C H H 甲烷 CH4 -4 显负价 显正价 +1 课堂练习、请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出元素的化合价 +3 +1 +3 +1 +3 PCl3 NCl3 ClO2 S O Cl2 +4 -2 -1 NF3 NaAlH4 NaBH4 +4 -2 -1 -3 +1 NCl3+ H2O =NH3 +HClO -3 +1 +3 -1 -1 -1 评 ③判断化学键的类型 电负性相差很大(相差>1.7) 离子键 电负性相差不大(相差<1.7) 共价键 但也有特例(如HF 相差 1.9 ) 但也有特例(如NaH 相差1.2 ) 若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。 如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I 3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物 AlCl3 ④判断化学键的极性强弱 并非一定，都有例外！！！ 利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。 同周期主族元素： 同主族元素： 从左至右电负性逐渐变大 从上至下电负性逐渐变小 探究：课本P26 结 原子半径渐大，第一电离能总体减小，电负性渐小 原子半径渐大，第一电离能、电负性减小 原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大 原子半径渐小，第一电离能、电负性增大 注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括 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，判断下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 (1)属于共价化合物的是__________。 (2)属于离子化合物的是______。 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 ②③⑤⑥ ①④ 测 【课堂练习7】下列各元素电负性大小顺序正确的是A.K＞Na＞Li B.F＞O＞S C.As＞P＞N D.C＞N＞O【课堂练习8】下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。A.Na、Mg、Al B.C、O、N C.Li、Na、K D.I、Cl、F【课堂练习9】下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5，则下列有关的比较中正确的是A.第一电离能：④＞③＞②＞① B.原子半径：④＞③＞②＞①C.电负性：④＞②＞①＞③ D.最高正化合价：④＞③＝②＞① 测 谢谢 更多模板下载地址：http://www.pptvzaixian.com/shop/view28111.html（复制链接到浏览器打开） 30 $$