1.2.2 元素周期律【教学评一体化】同步教学课件 -2025-2026学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修二

第一章 原子结构与性质 容山中学 化学科组 第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 主讲人：郭静 目 录 CONTENTS 1 2 原子半径 电离能 3 电负性 学习目标 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，促进对"结构"与"性质"关系的理解 2. 建构元素周期律模型，能列举元素周期律的应用。 复习回顾元素周期律 原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性的周期性变化。 元素原子的核外电子排布周期性变化的结果。 1.含义： 元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变。 2.实质： 3.内涵： ns1→ns2np6（除第1周期） 元素性质呈现怎样的周期性变化？ 新课导入 任务一 原子半径 一、原子半径 1、主族元素原子半径的周期性变化 原子半径增大 原子半径减小 (2)同主族，从上到下，原子半径越来越大 (1)同周期，从左到右，原子半径越来越小 观察下表，总结原子半径的递变规律是什么？ 你能解释元素周期表中主族元素原子半径呈现周期性变化的原因吗？ 任务一 原子半径 原子半径 取决于 电子的能层数 核电荷数 原子半径_____ 越大 能层数越多 能层数相同 核电荷数越大 核对电子的引力也就越大 导致 原子半径_____ 越小 2、原子半径的决定因素 能层 占主导 核电荷数 占主导 如何比较粒子半径大小呢？ 任务一 原子半径 3、微粒半径的比较方法 电子的能层数 原子半径_____ 越大 能层数越多 特例：rLi>rAl 核电荷数 能层数相同 原子半径_____ 越大 核电荷数越小 ① ② 核外电子数 原子半径_____ 越大 核外电子数越多 核电荷数和能层数都相同 ③ （三看原则） 1、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-) ＞ ＞ ＜ ＜ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＜ ＜ 学习评价 2、电子层结构相同的An+、Bn-、C，下列说法正确的是 ( ) A. 原子序数：C>B>A B. 半径： An+ > Bn- C. C是稀有气体原子 D. 原子半径：A<B<C C 3、已知短周期元素的离子aA2＋、 bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　) A．原子半径：A>B>D>C B．原子序数：D>C>B>A C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋ D．单质的还原性：A>B>D>C C 学习评价 任务二 电离能 【思考】同周期、同主族元素的原子得失电子能力的变化规律。 比较下面几组元素的原子失电子能力的强弱。 Ca____Be；（2）S____Cl；（3）Li____Mg ＞ ＞ ? 那么，如何定量描述原子失电子能力强弱？ 二、电离能 保证“能量最低” 1、概念 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。 用符号 I1 表示，单位：kJ /mol 任务二 电离能 逐级电离能 气态基态一价正离子再失去一个电子所需的最低能量叫做第二电离能，符号I2。以此类推，第三、第四电离能…… 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…… M(g)＝M＋(g)＋e－ I1 M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2 M2＋(g)＝M3＋(g)＋e－ I3 . . . . . . 2、电离能的意义： 衡量元素的原子失去一个电子的难易程度 电离能越小，越容易失去电子 思考与讨论： 请观察课本P23图1-22，分析总结：随原子序数递增，同周期或者同族元素的第一电离能有什么规律？ 任务二 电离能 3、元素第一电离能变化规律 I1 同周期 每个周期的第一种元素I1最小，最后一种元素I1最大 同一周期从左到右，随着原子序数的增大，I1在总体上呈增大趋势，但个别有反常(ⅡA；ⅤA)现象。 任务二 电离能 3、元素第一电离能变化规律 【思考】从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？ 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。 I1 同周期 同一周期从左到右，随着原子序数的增大，I1在总体上呈增大趋势。 任务二 电离能 3、元素第一电离能变化规律 【问题】为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低？ 2s22p1 3s23p1 Be: 2s2 Mg: 3s2 对于B和Al，第一电离能失去的是np能级的电子，E(ns)＜E(np)，np能级的电子能量高，更容易失去。 N: 2s22p3 P: 3s23p3 3s23p4 2s22p4 对于O和S，N和P的电子排布是半充满, 较稳定，电离能较高。 I1 同周期 反常：ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA。 任务二 电离能 3、元素第一电离能变化规律 【思考】从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？ 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。 I1 同主族 从上到下，I1变小。 C 4.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 5.将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列： ①K Na Li ②B C Be N ③He Ne Ar ④ Na Al S P ①Li >Na> K ②N> C > Be > B ③He >Ne > Ar ④P >S >Al> Na 学习评价 思考：下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 Na Mg Al 电离能(kJ·mol－1) I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 I5 13353 13630 14830 I6 16610 17995 18376 I7 20114 21703 23293 同种元素逐级电离能逐渐升高：I1＜I2＜I3……＜In，且存在突跃 。 为什么原子的逐级电离能越来越大？ 同一元素的逐级电离能逐渐增大，即I1＜I2＜I3，这是由于随着电子的逐个失去，半径变小，核对电子的吸引作用增强，再失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越多，逐级电离能逐渐增大。 探究课堂 思考：下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 Na Mg Al 电离能(kJ·mol－1) I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 I5 13353 13630 14830 I6 16610 17995 18376 I7 20114 21703 23293 钠、镁、铝的最高化合价分别是＋1、＋2、＋3 这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 钠的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失第二个电子容易很多，所以钠容易失去一个电子形成+1价Na+。 结论：同一能层的电子的电离能相差较小；不同能层的电子电离能相差较大。以此可以推断原子结构。 探究课堂 任务二 电离能 4、电离能的应用 应用二 应用一 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___________形成________阳离子 I1越大，元素的 性越强；I1越小，元素的 性越强 一个电子 ＋1价 非金属 金属 根据电离能数据，通过突变点，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价 判断元素的金属性、非金属性强弱 【有局限性】 【例1】某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为899 kJ·mol−1、 1 757 kJ·mol−1、14 840 kJ·mol−1、18 025 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 B 【例2】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 典例精讲 6．硒(34Se)是人和动物体中一种必需的微量元素，存在于地球所有环境介质中，其同位素可有效示踪硒生物地球化学循环过程及其来源，下列说法不正确的是 A．Se位于周期表中第四周期第VIA族 B．可用质谱法区分Se的两种同位素78Se和80Se C．第一电离能：34Se > 33As D．SeO2既具有氧化性又具有还原性 【详解】A．Se是氧族元素，位于元素周期表的第四周期第ⅥA族，故A正确； B．同位素可用质谱法来区分，故B正确； C．33号元素As与34号元素Se处于同一周期，As是N族元素，其p轨道是半充满结构比较稳定，所以第一电离能是33As＞34Se，故C错误； D．SeO2与SO2的化学性质相似，既具有氧化性也具有还原性，故D正确。 C 学习评价 7、请完成下列各题： (1)Mg元素的第一电离能比Al元素的____，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的有____种。 5 大 (2)碳原子的核外电子排布式为______________。 与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原是 。 1s22s22p2 N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定。 (3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：______________________。 1s22s22p63s2 电离能 I1 I2 I3 I4 A 932 1 821 15 390 21 771 B 738 1 451 7 733 10 540 学习评价 任务三 电负性 我们都知道SiH4硅显正价态、CH4中碳显负价态。 −4 +1 +4 −1 为什么呢？ 请同学们分析：C、Si、H三种元素原子吸引电子的能力？ 定性规律： 同周期，从左到右，吸引电子能力逐渐增强。 同主族，从上到下，吸引电子能力逐渐减弱。 金属活动顺序，从左到右，吸引电子能力逐渐增强。 事实 吸引电子能力：C＞H；Si＜H 定量 定性 任务三 电负性 1932年鲍林首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。 鲍林研究电负性的手稿 莱纳斯·卡尔·鲍林 (Linus Carl Pauling) 任务三 电负性 三、电负性 键合电子 1、概念与意义 电负性 电负性大小的标准 元素相互化合时，原子中用于形成_______的电子称为_________ 化学键 键合电子 H F 键合电子 概念： 示例： 用来描述不同元素的原子对键合电子______的大小 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力______ 越大 相对标准： 概念： 鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为_______和锂的电负性为_______作为相对标准 4.0 1.0 吸引力 任务三 电负性 2、探究元素电负性递变规律 元素电负性的变化规律：随核电荷数增大呈周期性变化 利用下图电负性数据，制作第三周期元素、第IA和VIIA族元素的电负性变化图，并找出其变化规律。 同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大； 同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。 任务三 电负性 对比元素的第一电离能与电负性的变化趋势，有什么不同？并分析原因。 趋势↑，个别反常 趋势↑ 趋势↓ 趋势↓ 电负性与原子结构无关，但第一电离能与原子结构关系明显。 如N原子价电子排布的半满状态，能力较低，导致电离能出现反常 电离能包括稀有气体，电负性不包括稀有气体。 任务三 电负性 3、电负性的应用 应用一 判断元素的金属性和非金属性强弱 非金属性增强，金属性减弱 非金属性增强，金属性减弱 电负性 ＞ 1.8 非金属元素 电负性 ＜ 1.8 金属元素 电负性 ≈ 1.8 类金属元素 (既有金属性，又有非金属性) 判断依据 任务三 电负性 3、电负性的应用 应用二 判断化合物类型 注意：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 电负性差值 大于1.7 小于1.7 离子键 共价键 离子化合物 共价化合物 Al：1.5 Cl：3.0 3.0-1.5=1.5 Al2O3为离子化合物 Al：1.5 O：3.5 3.5-1.5=2.0 AlCl3为共价化合物 任务三 电负性 3、电负性的应用 应用三 判断元素的化合价 通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价 如：SiC中C的电负性大，C显负价；IBr中Br的电负性大，Br显负价；S2Cl2中Cl的电负性大，Cl显负价。 应用四 解释对角线规则 1.0 1.2 1.5 1.5 2.0 1.8 对角线元素的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，故表现出的性质相似。 【例1】不能说明X的电负性比Y的大的是 A．X单质比Y单质容易与H2化合 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 【详解】电负性大说明非金属性强，A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，即不能说明电负性的大小。 C 典例精讲 8、（1）[2021全国乙卷]Cr的电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大（ ） √ （2）[2021湖南卷] 中 H、C、N的电负性由大到小的顺序为 。 N>C>H （3）[2021广东卷]在Ⅱ( ) 中 S 元素的电负性最大( ) ╳ （4）[2021山东卷]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为 。 F>O>Cl 学习评价 同周期、同主族元素的结构与性质递变规律 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 最外层电子数 1→2或8 金属性 非金属性 单质的氧化性、还原性 氧化性 还原性 相同 增加 相同 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 课堂小结 同周期、同主族元素性质的递变规律 性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 碱性 气态氢化物的稳定性 第一电离能 __________ (但ⅡA ⅢA，ⅤA ⅥA) 电负性 增强 减弱 减弱 增强 增强 减弱 增大 减小 变大 变小 ＞ ＞ 课堂小结 9. 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 学习评价 （2）一种二茂铁为骨架的新型手性膦氮配合物结构示意图如下，其中Ph为苯基，Ir为铱元素。该结构中电负性最大的元素为____(填元素符号，下同)，分子中第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为___________。 学习评价 10、铁及其化合物具有广泛的应用。回答下列问题： （1）铁元素在元素周期表中的位置为_________________，其形成的离子常见的有Fe2+和Fe3+，基态Fe2+的价电子的排布式为_______，相同条件下，Fe3+比Fe2+稳定，原因是 。 第四周期第Ⅷ族 3d6 基态Fe3+的价电子排布为3d5的半充满结构，能量低，稳定 O N＞O＞C $