1.2.2 元素周期律 课件-2025-2026学年高二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”，系统涵盖原子半径、电离能、电负性等核心知识点，通过“旧知回顾”环节复习元素周期律定义与实质，结合金属性、非金属性判断方法搭建学习支架，引导学生从已有知识自然过渡到新内容。 其亮点在于以科学思维为核心，通过“三看原则”分析粒子半径比较，结合电离能异常案例（如ⅡA＞ⅢA）培养证据推理能力，电负性应用实例（如判断化合物化合价、化学键类型）强化知识迁移。采用“概念-规律-应用-检测”闭环教学，表格总结同周期/主族性质递变规律，帮助学生构建结构化认知，教师可直接利用丰富例题提升课堂效率，助力学生深化化学观念与科学探究能力。

第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 第二课时 元素周期律 旧知回顾 思考：什么是元素周期律？它的实质是什么？ 元素的性质随 的递增而呈 变化的规律。 2.实质:元素原子 的结果。 原子序数 周期性 核外电子排布周期性变化 1.定义: 具体表现 ①元素主要化合价的周期性变化 同周期正价：+1→+7 负价：-4→-1 金属无负价；O、F无正价 ③ ②原子半径 同周期从左到右原子半径逐渐 。 同主族从上到下原子半径逐渐 。 减小 增大 同周期金属性 、非金属性 。 同主族金属性 、非金属性 。 减弱 增强 增强 减弱 旧知回顾 问题1：判断元素金属性强弱的方法有哪些？ 1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度 2.最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性强弱 3.金属单质间的置换反应 4.金属阳离子的氧化性强弱等 旧知回顾 问题2：判断元素非金属性强弱的方法有哪些？ 1.单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度 2.气态氢化物的稳定性 3.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 4.非金属单质间的置换反应 5.非金属简单阴离子的还原性强弱 旧知回顾 越靠右，越靠上 ② 非金属性增强 ①原子半径减小 ③单质氧化性增强 ④离子还原性减弱 ⑥气态氢化物稳定性增强 ⑦最高价氧化物对应水化物酸性增强 ⑤单质与H2化合越来越容易 越靠左，越靠下 ② 金属性增强 ①原子半径增大 ③单质还原性增强 ④离子氧化性减弱 ⑥最高价氧化物对应水化物碱性增强 ⑤单质与H2O (或酸)反应剧烈程度增加 HF：最稳定氢化物 HClO4：最强含氧酸 当堂检测 1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是( ) A、Na最外层有一个电子， Mg最外层有2个电子 B、Na能与冷水反应，而Mg不能 C、碱性NaOH ＞Mg(OH)2 D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来 BC 当堂检测 2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是( ) A、Cl2比S易与H2化合 B、HCl比H2S稳定 C、酸性HCl ＞H2S D、Cl的最高正价为+7， S的最高正价为+6 E、HClO的氧化性比 H2SO4强 F、氯水滴入氢硫酸中产生淡黄色沉淀 G、2Fe+3Cl2=2FeCl3 Fe+S= FeS H、酸性:HClO4 ＞H2SO4 ABFGH 一、原子半径 【思考1】元素周期表中，同周期或同主族元素的原子半径的变化趋势如何？ 同主族自上到下，原子半径增大 同周期从左到右， 原子半径减小 一、原子半径 【思考2】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？ 一、原子半径 原子半径减小 原子半径增大 原子半径的递变规律 电子能层增加，电子间斥力使半径增大 能层占主导 核电荷数递增，核对电子吸引力增大，半径减小 核电荷数占主导 一、原子半径 粒子半径大小的比较(三看原则) 一看能层数：最外层电子数相同时，能层数越多，半径越大 二看核电荷数：当能层数相同，核电荷数越大，半径越小 三看核外电子数：同种元素的粒子 阳离子<中性原子<阴离子； 价态越高，微粒半径越小。 当堂检测 2.第三周期(除氩)，原子半径最小的是 ,最大的是 ； 简单离子半径最小的是 。 1. O2—、F—、Na+、Mg2+、Al3+半径大小顺序为： Cl Al3+ O2—>F—>Na+>Mg2+>Al3+ “序大径小” Na 3．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是(　　) A． 1s22s22p3 B． 1s22s22p1 C． 1s22s22p63s23p1 D． 1s22s22p63s23p4 C 氮(N) 硼(B) 铝(Al) 硫(S) 当堂检测 4. 同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列说法判断错误的是 ( ) A. 阴离子半径 X > Y > Z B. 气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3 C. 元素的非金属性 X > Y > Z D. 单质的氧化性 X > Y > Z A X、Y、Z对应Cl、S、P 二、电离能 1、概念 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叫做第一电离能。用符号I1表示，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，符号I2，依次类推。 同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… 二、电离能 思考与讨论1： (1)同周期元素的第一电离能变化有何规律？ 二、电离能 同周期 →从左到右总体呈现增大趋势 每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大 原因：同周期从左到右原子半径逐渐减小，核对最外层电子的吸引力逐渐增大，失电子能力减弱，I1呈增大趋势。 二、电离能 同周期 →从左到右总体呈现增大趋势 第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常 ？ 原因：价层电子排布为全空、半满、全满状态更稳定。 第ⅢA族原子失去一个电子变成p能级全空，能量更低更稳定， I1更小；第ⅤA族与第ⅥA族情况类似。 ⅡA族、ⅤA族、0族 ns2 ns2np3 ns2np6 Be>B N>O Mg>Al P>S 二、电离能 思考与讨论1： (2)同主族元素的第一电离能变化有何规律？ 二、电离能 同主族 →从上到下总体呈现减小趋势 原因：同主族从上到下原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，失电子能力增强，I1逐渐减小。 二、电离能 思考与讨论1： (3)过渡元素的第一电离能变化有何规律？ 过渡元素 →变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势 二、电离能 (2) 同一周期从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势 (3) 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大 元素原子越来越难失去电子 元素原子越来越易失去电子 第一电离能的周期性变化规律 归纳总结: 第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常 (4)过渡元素 :变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势 二、电离能 电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强； 电离能越大，表明在气态时该原子失去电子 ，即元素的________性越弱。 容易 越难 金属 金属 2、电离能的意义 课堂练习 （1）判断下列元素间的第一电离能的大小 Na K N P F Ne Cl S Mg Al O N > > > > < < （2） 将元素按第一电离能由大到小排列 ①K Na Li ②B C Be N ③He Ne Ar ④ Na Al Mg S P Li >Na> K N> C >Be> B He >Ne > Ar P >S > Mg> Al> Na 电离能越大 气态原子越难失电子 元素的金属性越弱， 非金属性越强 ⅡA与ⅢA，ⅤA与ⅥA有异常 二、电离能 （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。 P24思考与讨论 二、电离能   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）为什么原子的逐级电离能越来越大? 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。 二、电离能   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(g) Na+(g) + e- Na+(g) Na2+(g) + e- 1s22s22p63s1 1s22s22p6 1s22s22p6 1s22s22p5 跨越不同能层失去电子时，电离能出现突跃，可据此判断原子价层电子数，推测其最高化合价。 这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系? 二、电离能   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 这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系? Mg(g) Mg+(g) + e- 1s22s22p63s2 1s22s22p63s1 Mg+(g) Mg2+(g) + e- 1s22s22p63s1 1s22s22p6 Mg2+(g) Mg3+(g) + e- 1s22s22p6 1s22s22p5 难 当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 二、电离能   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 这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系? Al(g) Al+(g) + e- 1s22s22p63s23p1 1s22s22p63s2 Al+(g) Al2+(g) + e- 1s22s22p63s2 1s22s22p63s1 Al2+(g) Al3+(g) + e- 1s22s22p63s1 1s22s22p6 难 1s22s22p6 1s22s22p5 Al3+(g) Al4+(g) + e- 二、电离能   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 数据的突跃变化说明了什么? 电离能的突跃变化,说明核外电子是分能层排布的。 二、电离能 3、电离能的应用 （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） 钠元素I2 ≫ I1，其常见化合价为+1价 如Al：I1 ＜ I2＜I3≪ I4 ，表明Al原子易失去3个电子形成＋3价阳离子。 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。 二、电离能 3、电离能的应用 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 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，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。 （4）反映元素原子的核外电子排布特点 随堂演练 1．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是(　　) ①3p轨道上只有一对成对电子的原子 ②外围电子排布式为3s23p6的原子 ③3p轨道为半充满的原子 ④正三价阳离子与氖相同的原子 A． ①②③④ B． ③①②④ C． ②③①④ D． ②④①③ C 硫原子 氩原子 磷原子 铝原子 随堂演练 2．如表所示是第三周期部分元素的电离能(单位：kJ·mol－1)，下列说法正确的是(　　) A． 甲的金属性比乙强 B． 乙的常见化合价为＋1 C． 丙不可能为非金属元素 D． 丁一定为金属元素 A Na Mg 随堂演练 A． X元素可能为＋4价 B． X可能为非金属 C． X为第五周期元素 D． X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3＋ 3．某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是(　　) D 随堂演练 4.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 三、电负性 1.基本概念 化学键： 元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。 键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 电负性： 用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没单位） 原子的价电子 键合电子：参与化学键形成 孤对电子：未参与化学键形成 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 三、电负性 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，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 4.0 1.0 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 三、电负性 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) F Cs 元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越大，元素的非金属性越 。 元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越小，元素的金属性越 。 2.电负性的意义 大 强 小 强 电负性大的元素吸引电子的能力强，反之就弱。 三、电负性 三、电负性 3.电负性的应用： ①判断元素的金属性和非金属性 电负性＜1.8 电负性≈1.8 电负性＞1.8 为金属 为“类金属” 为非金属 类金属：金属、非金属分界线两侧的元素 电负性越大，非金属元素越活泼 电负性越小，金属元素越活泼 三、电负性 ②判断化合物中元素化合价的正负 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； 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。 H Cl -1 +1 显负价 显正价 HClO H—O—Cl +1 -2 +1 BrCl Br—Cl +1 -1 三、电负性 练1：判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负 H H C H H 甲烷 CH4 -4 显负价 显正价 +1 H Si H H H 甲硅烷 SiH4 +4 显正价 显负价 -1 练2:请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出元素的化合价 +1 +3 PCl3 ClO2 NaAlH4 +4 -2 +3 -1 -1 +1 +3 S O Cl2 +4 -2 -1 NaBH4 -1 +3 NCl3 NF3 -1 -3 +1 NCl3+ H2O =NH3 +HClO -3 +1 三、电负性 ③判断化学键的类型 HCl 3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物 3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。 AlCl3 电负性相差较大（△x≥1.7) 通常形成离子键 电负性相差较小（△x＜1.7) 通常形成共价键 但也有特例(如HF) 但也有特例(如NaH) H2O 3.5－2.1＝1.4<1.7 为共价化合物 三、电负性 ④判断化学键的极性强弱 若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。 如极性：H—F > H—Cl > H—Br > H—I 随堂演练 1.下列各元素电负性大小顺序正确的是(　　) A．K＞Na＞Li B．F＞O＞S C．As＞P＞N D．C＞N＞O B 随堂演练 2.一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物： ①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 (1)属于共价化合物的是_________。 (2)属于离子化合物的是_________。 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 ①④ ②③⑤⑥ 课堂总结 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 金属性 非金属性 单质的氧化性、还原性 氧化性 还原性 同周期、同主族元素性质的递变规律 相同 增加 相同 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 1→2或8 课堂总结 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 课堂总结 注: ①稀有气体电离能为 同周期中最大。 ②第一电离能:ⅡA族> ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。 ③比较电负性大小时, 不考虑稀有气体元素。 特别提醒　第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。 课堂总结 随堂检测 1．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　) A． 第一电离能Y可能小于X B． 气态氢化物的稳定性：HmY大于HnX C． 最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性 D． X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B 随堂检测 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 随堂检测 3、不能说明X的电负性比Y的大的是( ) A.与H2化合时X单质比Y单质容易 B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强 C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多 D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 C 随堂检测 4．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5， 则下列有关的比较中正确的是(　　) A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．原子半径：④＞③＞②＞① C．电负性：④＞②＞①＞③ D．最高正化合价：④＞③＝②＞① A S元素 P元素 N元素 F元素 ②＞①＞③＞④ ②＜①＜③＜④ ①＞②＝③ F元素没有正化合价 随堂检测 A． C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E B． 元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 C． 元素B、C之间不可能形成化合物 D． 与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应 5．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是(　　) D C S Cl O F 随堂检测 (2)推测电负性(x)与原子半径的关系是  　。  6．下面是某些短周期元素的电负性: (1)通过分析电负性的变化规律确定N、Mg的电负性(x)范围： 　 <x(N)<　　 ； 　　<x(Mg)<　　。  2.5 3.5 0.9 1.5 电负性越小，原子半径越大 (3)某有机物分子中含有S—N键，你认为在S—N键中共用电子对偏向　　。  氮 元素 Li Be B C O F 电负性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 元素 Na Al Si P S Cl 电负性 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 $