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

人教版高中化学选择性必修二同步教学设计 第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 学习目标 1、认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等性质，能描述原子半径、主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，并且能从电子排布的角度解释，促进对“原子结构”与“元素性质”关系的理解，发展“宏观辨识和微观探析”的学科素养。 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，发展“证据推理和模型认知”的学科素养。 新课讲授 一、原子半径 1、原子半径的递变规律 同周期：越往右，半径越小。 同主族：越往下，半径越大。 2、影响因素 原子半径的大小取决于两个相反的因素： (1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。 (2)核电荷数：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。 3、原子或离子半径的比较方法 三看：首先看层，层多径大 （特例：Li>Cl) 层同看核，核多径小 核同看价，价高径小 (Mg2+ <Mg) 规律： (1)同一元素，阴离子半径>原子半径>阳离子半径。 例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (2)相邻周期，上一周期阴离子半径>下一周期阳离子半径 例如： r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 。 (3)同一周期，阴离子半径>阳离子半径 例如：第三周期中，离子半径最小的是Al3+ 。 (4)带相同电荷的离子,能层数越多，半径越大。 例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)。 对点训练 知识点一：原子半径，同周期左到右逐渐减小，同主族上到下逐渐增大。 【典例1】比较下列微粒半径大小 二、电离能 1．元素第一电离能的概念与意义 (1)概念 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。 M(g) - e－ = M＋(g) 符号： I1 单位：kJ/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能(I2)，以此类推，还有第三、第四电离能等。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的逐级电离能越来越大即： I1 < I2< I3…… (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；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。 2．元素第一电离能变化规律 【思考1】同周期的元素，第一电离能的变化有何规律？ 每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。反常：ⅡA ＞ ⅢA; ⅤA ＞ ⅥA （原子核对电子的吸引力越强，第一电离能越大。） 【思考2】同族的元素，第一电离能的变化有何规律？ 同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。（原子核对电子的吸引力越弱，第一电离能越小。） 3．电离能的应用 （1）判断元素的金属性、非金属性强弱：一般情况下第一电离能越小，元素的金属性越强；第一电离能越大，元素的非金属性越强。 温馨提示： 金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不同。 金属活动性顺序： 在水溶液中金属原子失去电子的能力； 电离能：金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力(是原子气态时活泼性的量度)；因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致 （2）判断原子的最外层电子数或元素在化合物中的化合价 例如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。 对点训练 知识点二：第一电离能，同周期左到右逐渐增大，同主族上到下逐渐减小。反常：ⅡA ＞ ⅢA; ⅤA ＞ ⅥA 【典例2】下列叙述正确的是（ B ） A．通常，同周期元素中ⅦA族元素的第一电离能最大 B．同一主族元素的原子半径越大，第一电离能越小 C．同一元素的第一电离能一定远远大于其第二电离能 D．同周期第一电离能大于 的元素有3种 【典例3】某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol-1， 如表所示。关于元素R的判断中正确的是( B ) I1 I 2 I 3 I4 I5 I6 578 1817 2745 11578 14831 18378 A．R元素基态原子的电子排布式为。 B．R的最高正价为+3价。 C．R元素的颜色反应为黄色。 D．R元素位于元素周期表中第ⅡA族。 三、电负性 1．有关概念与意义 (1)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。 (2)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。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 2．递变规律 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 3．应用 (1)判断元素的金属性和非金属性强弱 金属元素电负性＜1.8，非金属元素电负性＞1.8 ，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 规律：金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 电负性小的元素易呈现正价；电负性大的元素易呈现负价。 举例：CH4和SiH4 (3)判断化合物的类型 例如Al的电负性为1.5，Cl的电负性为3.0，Cl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。 (4)解释对角线规则 对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似。 举例：H3BO3、H2SiO3都是弱酸；Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物；Li、Mg在空气中燃烧产物为Li2O、MgO。 原因？Li和Mg、Be和Al、B和Si的电负性相近，它们表现出的性质相似 对点训练 知识点三：电负性，同周期左到右逐渐增大，同主族上到下逐渐减小。 【典例4】N、O、F、Cl电负性由大到小的顺序为__________F>O>Cl＞N 【典例5】下列说法中，正确的是( C ) A．S区全部是金属元素 B．第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据 C．第四周期元素中，未成对电子数最多的元素位于钾元素后面的第五位 D．电负性大于1.8的一定是非金属，小于1.8的一定是金属 【典例6】如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示( D ) ①第一电离能　②电负性　③原子半径　④简单离子半径　 ⑤最高正化合价　⑥形成简单离子转移的电子数 A. ①②③④⑤⑥ B. ①②③⑤ C. ②④⑤ D. ②⑤ 【典例7】下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p3 ②1s22s22p5 ③1s22s22p63s23p3 ④1s22s22p63s23p4，则下列有关的比较中正确的是( C ) A．原子半径：④＞③＞②＞① B．电负性：②＞③＞④＞① C．第一电离能：②＞①＞③＞④ D．最高正化合价：②＞④＞③=① 【典例8】X、Y、Z、W四种元素为短周期元素，它们在元素周期表中的相对位置如图所示，已知W的最高正价与最低负价代数和为6，下列说法正确的是( B ) X Y Z W A．单质的沸点：Y＞Z B．元素电负性：W＞Z C．元素第一电离能：Y＞X D．简单氢化物的稳定性：Z＞Y 总结 2 学科网（北京）股份有限公司 $$