1.3 元素周期律 第2课时（教学课件）化学沪科版选择性必修2

该高中化学课件聚焦原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化规律，以鲍林电负性典故导入，通过回顾必修知识衔接旧知，结合思考讨论引导学生探究规律，形成“回顾-讨论-总结”的学习支架。 其亮点在于以“探·知识奥秘”为主线，通过“三看法”比较半径、反常电离能解释等实例，培养科学思维与化学观念。典型范例与技能实战结合，助学生建构结构决定性质的认知，教师可高效开展规律教学与应用训练。

第1章 原子结构与性质 1.3　 元素周期律 第2课时 元素性质的周期性变化规律 沪科版选择性必修2 知识导航 第一电离能 2 原子半径 1 电负性 3 知识导航 明·学习目标 1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律。 2.能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，判断化学 键的类型。 引·新课导入 【名人典故】鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年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。 (美国·鲍林) 1954年诺贝尔化学学奖 1962年诺贝尔和平学奖 01 原子半径 原子半径 探·知识奥秘 回顾旧知 在必修阶段我们进行了元素周期律部分内容的学习，知道原子半径会呈现周期性的变化，你还记得影响原子半径大小的因素有哪些吗？ 探·知识奥秘 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？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。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。 原子半径 思考讨论 探·知识奥秘 原子半径的变化规律 同周期主族元素电子的能层数不变 核电荷数增大 原子半径 逐渐减小 同主族元素从上到下 电子的能层数增多 原子半径 逐渐增大 原子半径 探·知识奥秘 原子或离子半径的比较方法（三看法） (2)二看核电荷数： 电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小 (1)一看电子层数： r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl) r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 最外层电子数相同，电子层数越多，半径越大 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)； r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－) r(Cl－) ＞r(Cl)；r(Fe 2＋)＞ r(Fe 3＋) 原子半径 归纳总结 析·典型范例 C 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－ 2.下列离子半径的大小顺序正确的是(　　) ①Na＋：1s22s22p6　 ②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－：1s22s22p6　 ④Z－：1s22s22p63s23p6 A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞① C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞① 析·典型范例 D 02 第一电离能 探·知识奥秘 第一电离能 第一电离能 ①定义：元素的气态基态原子失去一个电子形成 +1 价的气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 保证“能量最低” ②符号：I1；单位：kJ·mol－1。 衡量元素的原子失去一个电子的难易程度， I1 越小越易失1个电子，I1 越大越难失1个电子。 ③意义： 元素的电离能的概念与意义 13 探·知识奥秘 第一电离能 结合第一电离能随原子序数递增的变化趋势，分析其变化规律 第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能越大，原子越难失去一个电子。第一电离能的周期性变化规律与核外电子排布的周期性变化密切相关。 分析交流 14 探·知识奥秘 第一电离能 1.同族（主族、0族） 同族元素（主族、0族）随着原子序数增大，第一电离能逐渐减小。 原因：同族元素随着原子序数增大，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。 第一电离能的变化规律 2.同周期 同周期元素随着原子序数增大，第一电离呈锯齿状变化，总体趋势增大。 原因：同周期元素随着原子序数增大，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。 15 探·知识奥秘 第一电离能 3.特例 同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能高于第ⅢA族、第ⅤA族元素的第一电离能高于第ⅥA族，出现“反常”现象。 如：I1(Mg)>I1(Al)；I1(P)>I1(S) 能否从原子结构的角度，解释出现这种反常的原因？ 16 探·知识奥秘 第一电离能 3s2 3s23p1 ①第ⅢA族元素的第一电离能失去的电子是np能级的，比第ⅡA族元素原子失去的ns能级的电子的能量高，因此更容易失去，第一电离能较高。 ②第ⅤA族元素原子最外层的p轨道处于半充满状态，较稳定，而第ⅥA族元素的第一电离能失去的是已经配对的电子，配对电子相互排斥，因此第ⅤA族元素的第一电离能高于第ⅥA族。 3s23p3 3s23p4 17 探·知识奥秘 第一电离能 N:1s22s22p3 O:1s22s22p4 P:1s22s22p63s23p3 S:1s22s22p63s23p4 Be:1s22s2 B:1s22s22p1 Mg:1s22s22p63s2 Al:1s22s22p63s23p1 失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。 18 探·知识奥秘 第一电离能 第一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。 第一电离能的意义 19 析·典型范例 1.正误判断 (1)同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能逐渐增大 (2)同周期元素第一电离能大小顺序：稀有气体>非金属>金属 (3)金属性越强，第一电离能越小，因此金属性：Mg>Al，第一电离能：Mg<Al (4)同周期元素中第ⅦA族元素的第一电离能最大 (5)H的第一电离能大于C的第一电离能 × × × × √ 析·典型范例 B 2.某元素的逐级电离能依次为899kJ·mol-1、1757kJ·mol-1、14840kJ·mol-1、18025kJ·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 03 电负性 探·知识奥秘 电负性 1.电负性越大的原子，对电子的吸引力越大。 2.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：表示元素的原子在化合物中吸引电子能力的相对大小。 注意：电负性是相对值，没有单位 电负性的概念 23 探·知识奥秘 思考： 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 电负性的递变规律 24 探·知识奥秘 结合教材内容，总结电负性变化规律 同周期： 从左到右，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，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 电负性增大 电负性减小 电负性 分析归纳 25 探·知识奥秘 (1)判断金属性和非金属性强弱 ①金属的电负性一般 <1.8 金属电负性越小，金属性越强 ②非金属的电负性一般 ＞ 1.8 非金属元素电负性越大，非金属性越强。 (2)判断元素的化合价 电负性数值大(吸引电子能力强)，显负价，反之正价。 电负性 电负性的应用 26 探·知识奥秘 (3)判断化学键的类型： >1.7 离子键 离子化合物； <1.7 共价键 共价化合物 例如：HCl AlCl3 BeCl2 3.0－2.1＝0.9<1.7 共价化合物 3.0－1.5＝1.5<1.7 共价化合物 3.0－1.5＝1.5<1.7 共价化合物 ✪特别提醒　 ①电负性差>1.7，不一定是离子化合物，如HF差为1.9，是共价化合物。 ②电负性差<1.7，不一定是共价化合物，如NaH差为1.2，是离子化合物。 根据成键元素电负性差值 电负性 27 探·知识奥秘 根据下图，找出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。 元素的第一电离能的周期性 电负性 微点拨 28 探·知识奥秘 1.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。 注意：同周期第ⅡA族与第ⅢA族、第ⅤA族与第ⅥA族是例外 如电负性：Al＞Mg、O＞N；第一电离能：Al＜Mg、O＜N 2.电负性不考虑稀有气体元素，电离能要考虑稀有气体元素。 电负性 29 探·知识奥秘 同周期（从左至右） 同主族 元素原子的最外层电子排布 ns1→ns2np6 相同 元素化合价 +1→+7（O、F除外） -4 →-1 →0 相同 元素的金属性 非金属性 减弱 增强 增强 减弱 原子半径 减小 增大 电离能 增大趋势 减小 电负性 增大 减小趋势 电负性 微总结 30 析·典型范例 A 1.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 析·典型范例 2.下表中列出几种常见元素的电负性数值，根据表中数据推断下列结论正确的是 A．F的电负性数值最大 B．K的电负性数值大于Na C．同周期元素电负性越大，金属性越强 D．电负性数值在1.8左右的元素既有金属性又有非金属性 AD 元素 Na Mg Al Si P S Cl 电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 1.3 元素周期律 第2课时 理·核心要点 1.青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其中一种化学式为Na5Ca3[AlSiO4]6Cl2，可作为彩绘用的蓝色颜料。下列说法错误的是 A．第一电离能：Cl>Si>Al B．离子半径：Ca2+>Cl->Na+ C．电负性：Cl>Si>Al D．原子半径：Ca>Cl>O 练·技能实战 B 2．第ⅣA族元素中C是生物分子骨架的构成元素，Si、Ge可用作半导体材料。下列有关说法错误的是 A．三种元素原子的次外层电子排布均是全充满状态 B．第一电离能：Si>P C．CH4与SiH中氢元素化合价不相同 D．原子半径Ge>Si>C的原因是电子层数增加对半径的影响大于核电荷数增加的影响 练·技能实战 B 3．甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示。戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是 A．原子半径大小一定有：丙>甲>乙 B．元素电负性强弱一定有：戊>丁>丙 C．元素的第一电离能大小一定有：戊>丙>丁 D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应 练·技能实战 C 感谢 您的聆听 THANKS 沪科版选择性必修2 $