1.2.2原子结构与元素的性质 课件-2025-2026学年高二下学期化学人教版选择性必修2

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 人教版选修第二册 揭示目标 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。 学习目标 2 我们知道：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。 课前回顾 二、元素周期律 （1）原子半径的变化规律(稀有气体除外) 同周期：从左→右，原子半径逐渐减小。 同主族：从上→下，原子半径逐渐增大。 随着原子序数的递增，元素的原子半径 呈现周期性变化。 1.原子半径 （2）影响原子半径大小的因素 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使原子半径增大； 核电荷数越大，对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小； 第一步先看电子层数，因为其半径大小的决定因素是电子层数。 电子层数越多，其半径越大。 第二步在电子层数相同的情况下看核电荷数，因为核电荷数的多少是影响半径大小的次要因素。而核电荷数越多，其半径越小。 第三步在电子层数和核电荷数相同的情况下看电子数，核外电子数是影响半径大小的最小因素。核外电子数越多，其半径越大。 （3）微粒半径的比较方法 二、元素周期律 一层、二核 、三电子 二、元素周期律 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。例如：r(Cl−) ___r(Cl)，r(Fe) ___r(Fe2+) ___r(Fe3+)。 核电荷数越大，半径越小。 例如：r(O2−)__ r(F−)___ r(Na+) ___ r(Mg2+) ___ r(Al3+)。 能层数越多，半径越大。 例如：r(Li+) ___ r(Na+)___ r(K+) ___ r(Rb+) ___ r(Cs+)， r(O2−) ___ r(S2−) ___ r(Se2−) ___ r(Te2−)。 可选一种离子参照比较。 例如：比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)为参照，r(K+) __ r(Na+) __ r(Mg2+)。 r(Mg) ___ r(Li) ___ r(Al) > > > > > > > < < < < < < < > > > > 类型1：同种元素的离子： 类型2：能层结构相同的离子： 类型3：带相同电荷的离子： 类型4：核电荷数、能层数均不同的离子： 特殊情况： 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 × √ × × × 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 B 课堂检测 （1）电离能的概念 二、元素周期律 2.电离能 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，符号表示为I1，单位为kJ/mol。 逐级电离能 气态＋1价离子再相继失去电子所需要的最低能量叫第二、第三……电离能，用I2、I3……表示。 由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… （2）电离能表示式 二、元素周期律 2.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) 电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度： I1数值越小，原子越容易失去一个电子，金属性越强； I1数值越大，原子越难失去一个电子，非金属性越强。 （3）电离能的意义： 二、元素周期律 第一电离（I1）能随原子序数递增的变化趋势，分析其变化规律。 二、元素周期律 第一电离能（I1）随原子序数递增的变化趋势，分析其变化规律。 二、元素周期律 (3)第一电离能（I1）变化规律： 过渡元素的第一电离能变化并不规则，一般认为同周期随着核电荷数的增加，第一电离能略有增加。 同族：元素从上到下第一电离能逐渐减小； 结论：第一电离能也呈现周期性变化趋势。 同周期：每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。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；（ⅡA、ⅤA反常的大：Be、N 、Mg 、P） 金属元素的第一电离能都较小,非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。 为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的电离能要低？ 【思考】 B和Al失去的是np能级的电子，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，更容易失去电子，第一电离能较低。 Be:1s22s2 B:1s22s22p1 Mg:1s22s22p63s2 Al:1s22s22p63s23p1 为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的电离能要低？ 【思考】 N:1s22s22p3O:1s22s22p4 P:1s22s22p63s23p3 S:1s22s22p63s23p4 N和P的电子排布是半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 O和S失去一个电子后的电子排布是半充满状态，比较稳定，失去电子较容易，第一电离能较低。 二、元素周期律 (4)元素第一电离能的影响因素 电离能数值的大小主要取决于:原子半径、核电荷数及原子的电子排布。 ①同族从上到下，原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小， I1逐渐减小。（金属性逐渐增强） ②同周期从左到右，核电荷数增大，原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1逐渐增大。（金属性逐渐减弱） ③具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大。 如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。 一般情况下，同周期第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 【思考讨论】 元素  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 (1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 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。 (2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能I1、I2、I3...... ①元素的逐级电离能越来越大，失电子越来越困难。 原因：原子失去电子后半径变小，剩余电子离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，失电子所需的能量也就越大。 (5)元素逐级电离能变化规律 二、元素周期律 元素  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 ②相邻的逐级电离能发生突变时，失去电子所在的能层也发生变化。 可确定电子排布情况和化合价。 钠、镁、铝的最高化合价分别是＋1、＋2、＋3 （6）电离能的应用 二、元素周期律 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 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。 课堂检测 × √ √ He Cs N>O>C A 1.正误判断 (1)I1越大的原子失电子的能力越强 (2)同主族和0族，原子的I1从上到小越来越大 (3)同一周期典型金属元素的I1总是小于典型非金属元素的I1 2.在现有118种元素(除了放射性元素)中， _____的I1最大， _____的I1最小。 3.C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为__________。  4.下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_____。  5.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 6.比较大小：I1(Cu)____ I1(Zn) ； I2(Cu)____ I2(Zn) > ＜ 课堂检测 科学家通过：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(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。 电负性 那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引电子的能力呢？ 教学引入 教学引入 二、元素周期律 3.电负性 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 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。 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 键合电子 孤对电子 二、元素周期律 3.电负性 ①同周期： 从左到右，电负性逐渐变大； 非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 ②同族： 从上到下，电负性逐渐变小； 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)电负性变化规律 3.电负性 (2)电负性的应用 二、元素周期律 ①利用电负性判断金属性和非金属性强弱 非金属元素电负性越大，非金属性越强。 ②利用电负性判断化合价 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。 电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 示例：HCl中，Cl的电负性强于H，故Cl为-1价，H为+1价。 3.电负性 (2)电负性的应用 二、元素周期律 ③利用电负性判断化学键的类型(经验规律，不能绝对化) 如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，如NaCl，MgO； 如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，如HCl，AlCl3。 特殊：如HF差为1.9，是共价化合物。如NaH差为1.2，是离子化合物。 电负性差 2.1 电负性 0.9 3.0 电负性差 0.9 电负性 2.1 3.0 1.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 课堂检测 27 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 Cl Cl Cl Cl Al Cl Cl 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 课堂检测 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 AlCl3、BeCl2均是共价化合物 3.电负性 ④解释对角线规则 (2)电负性的应用 二、元素周期律 第二周期 第三周期 第四周期 电负性 Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br 0 1 2 3 4 探究 【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。 【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。 探究 第一电离能：稀有气体元素的电离能在同周期中最大。 电负性：比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。 同主族，从上到下第一电离能与电负性均依次减小。 同周期，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，ⅡA和ⅤA第一电离能出现反常的现象。 电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 二、元素周期律 课堂检测 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 × × × √ 2.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( ) 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 D 课堂检测 课堂检测 3.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 A 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 课堂检测 感谢聆听 每天进步一点点，每天努力不止一点点。 Lavf58.76.100 $$