1.2.2 元素周期律 课件 -2024-2025学年高二上学期化学人教版选择性必修2

该高中化学课件聚焦元素周期律，通过复习回顾元素周期律本质、原子半径等性质变化，衔接原子半径决定因素、电离能及电负性的系统讲解，构建旧知到新知的学习支架。 其亮点在于结合大量思考讨论与归纳总结，如电离能反常原因分析、原子半径比较方法归纳，培养科学思维与证据推理能力。通过练习题与微自测，助力学生深化化学观念，教师可提升教学效率。

第2课时　元素周期律 第一章　第二节 1.什么是元素周期律？本质是什么？ 元素的性质随着原子的核电荷数递增发生周期性递变的规律。 本质：元素原子的核外电子排布呈周期性变化的结果。 复习回顾 - - 元素周期律 2.元素的性质如何变化？ 复习回顾 原子半径 同周期从左到右原子半径逐渐减小 同主族从上到下原子半径逐渐增大 2.元素的性质如何变化？ 复习回顾 主族元素的最高正价=最外层电子数=主族序数 同周期元素化合价：+1 → +7 ; -4 → -1 某元素的最高正价+ ︱最低负价 ︱= 8（氢为2） 元素化合价的周期性变化 （金属元素无负价，氟无正价，氧无最高正价） 2.元素的性质如何变化？ 复习回顾 （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。 1、原子半径 决定因素 二、元素周期律 这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。 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? 其主要原因是:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。 【思考与讨论】 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小 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? 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大 【思考与讨论】 其主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势。 下列微粒半径的大小顺序不正确的是 A．F－＞O2－＞Na＋＞Mg2＋ B．Fe＞Fe2＋＞Fe3＋ C．S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋ D．S＞O＞F √ 1.同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大。 2.阳离子半径小于相应的原子半径，同种元素的阳离子，离子电荷越高离子半径越小。 3.具有相同电子层结构的粒子，核电荷数越大，粒子半径越小。 分析思路：先看能层数，一般能层数越多，半径越大。 若能层数相同，核电荷数越大，半径越小。 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？ 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？ 　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＋ 深度思考 归纳总结 原子或离子半径的比较方法 1．同种元素的离子半径：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。例如：r(Cl－)＞r(Cl)， r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 2．能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。 例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 3．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(O2－)＜r(S2－) 4．核电荷数、能层数均不同的离子：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＋)。　　 索引 二、元素周期律 2.电离能 （1）第一电离能 ②意义：衡量元素原子失去一个电子的难易程度。 第一电离能I1越小，原子越容易失去一个电子，即第一电离能越小，元素的金属性越强。 M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能） ①定义：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吸收的最低能量，用I1表示。 观察下图，原子第一电离能的变化有什么规律？ ③原子第一电离能的变化规律(同族) 第一电离能: 同族元素从上到下逐渐减小 - - 元素周期律 每一周期的第一种元素的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。 同一周期从左到右，第一电离能整体上呈增大趋势。 ③原子第一电离能的变化规律(同周期) 第一电离能反常 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA - - 元素周期律 同周期： 从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；ⅡA与ⅢA反常；ⅤA与ⅥA反常 同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。 小结：原子第一电离能的变化规律 He的第一电离能最大，Cs的最小 - - 元素周期律 B 和 Al 的第一电离能比其左侧的元素反常偏低的原因是什么？ 【思考与讨论】 Be与B、Mg与Al的核外电子排布式： Be 1s22s2 B 1s22s22p1 Mg 1s22s22p63s2 Al 1s22s22p63s23p1 B、Al最外层的np电子能量比左边Be、Mg最外层的ns电子高，更容易失去，电离能更小。 O 和 S 的第一电离能比他们左侧的元素反常偏低的原因是什么？ 先写出N与P、O与S的价层电子排布图（轨道表示式）： 2s 2p O 3s 3p S 2s 2p N 3s 3p P N、P的p能级电子处于半充满稳定状态，造成第一电离能偏高 【思考与讨论】 理论上,原子有几个电子，就有对应的第几电离能。 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。第三电离能和第四、第五电离能依此类推，逐级电离能依次用I1、I2、I3 ……表示。   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   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 表中数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 为什么原子的逐级电离能越来越大？ 这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 【思考与讨论】 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。 原子的逐级电离能越来越大的原因：   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   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 Na→Na+ Mg→Mg2+ Al→Al3+ 这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 可据此判断原子价层电子数，推测其最高化合价。化合价数＝电离能突变前电离能级数 同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。 因此：当相邻逐级电离能突然变大时说明失去的电子所在电子能层发生了变化 ①判断元素金属性的强弱 规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价。 ②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能） 多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。 ③判断核外电子的分层排布情况 一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。 ④ 反映元素原子的核外电子排布特点 电离能的应用 角度一　从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、Mg的2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。 角度二　能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子互相排斥,因而第一电离能较低。 解释电离能大小反常原因 微自测　判断正误 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( ) × √ × √ × 交流研讨 1．第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，请解释原因。 提示：同周期中，第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价层电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。 实践应用 1．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是 A．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大 B．对于同一元素而言，原子的电离能I1<I2<I3… C．价层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠 A.因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能有依次增大的趋势，但是ⅡA、ⅤA的原子结构比较稳定，所以第一电离能比相邻元素的大，故A错误；B.对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，即同一元素原子的电离能I1<I2<I3…，故B正确；C.价层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，达到稳定结构，再失去电子较难，所以其第一电离能较大，故C正确；D.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，故钾的活泼性强于钠，故D正确。 √ 2．在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是 A．3s23p3 B．3s23p5 C．3s23p4 D．3s23p6 √ 同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于第ⅤA族元素、3s23p5属于第ⅦA族元素、3s23p4属于第ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第三周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，其第一电离能大小顺序是Ar＞Cl＞P＞S，所以第一电离能最小的原子是S。 (1)概念： 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 (2)特点： 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大 (3)数值： 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准计算 (稀有气体未计) 原子中用于形成化学键的电子 键合电子 3.电负性 鲍林 二、元素周期律 (4)电负性的递变规律 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 (5)电负性的应用 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 为金属 为非金属 电负性越小，金属元素越活泼 注意：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准， 如Pb(铅)的电负性为1.9，大于1.8，是金属而不是非金属。 思考：如何从元素电负性角度解释对角线规则？ 电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似。 ②判断化学键的类型（一般） 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 3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物 AlCl3 (5)电负性的应用 注意：并不是所有电负性差大于1.7的元素原子都形成离子化合物， 如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，二者电负性差为1.9，但HF形成的是共价键；Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH形成的是离子键。　　 若两种不同的非金属元素的原子间形成极性键，成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。 ③判断化学键的极性强弱 (5)电负性的应用 ④判断化合物中元素化合价的正负 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，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。 HClO H—O—Cl -2 +1 甲硅烷 H Si H H H SiH4 +4 -1 甲烷 H C H H H CH4 -4 +1 (5)电负性的应用 电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 特别提醒　第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。 【归纳总结】 同周期：第一电离能总体增大，电负性渐大，金属性逐渐减弱，非金属性增强。 注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括 1.电负性与第一电离能的关系： 2.电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？ 同主族:第一电离能增大，电负性渐大，金属性逐渐增强，非金属性减弱。 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强， 所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大， 例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。 对比总结 越靠右，越靠上,非金属性增强 ② 离子还原性减弱 ①单质氧化性增强 ③单质与H2化合越来越容易 ④气态氢化物稳定性增强 ⑥第一电离能升高 ⑤最高价氧化物对应水化物酸性增强 越靠左，越靠下,元素金属性增强 ①单质还原性增强 ④最高价氧化物对应水化物碱性增强 ⑤第一电离能降低 ②离子氧化性减弱 ③单质与H2O (或酸)反应剧烈程度增强 性质 同一周期 (从左到右) 同一主族 (从上到下) 核外电子的排布 能层数 相同 增加 最外层电子数 1→2或8 相同 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 单质的氧化性、还原性 氧化性 增强 减弱 还原性 减弱 增强 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA＞ⅢA， ⅤA＞ⅥA) 减小 电负性 变大 变小 1．同周期、同主族元素性质的递变规律 【归纳总结】 $