1.2.2 元素周期律 课件 2025-2026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原子半径、电离能、电负性的递变规律及比较方法，从原子结构出发，以核外电子周期性变化为支架，衔接结构与性质关系，帮助学生建构元素周期律模型。 其亮点在于通过原子半径四类比较、电离能反常分析及电负性应用表格，结合化学观念和科学思维，引导学生证据推理与模型建构。学生能培养逻辑与应用能力，教师可借助系统资源提升教学效率。

第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 课时2 元素周期表 选择性必修2 2. 建构元素周期律模型，能列举元素周期律的应用。 学习目标 本节重点 本节难点 1. 能够从原子结构的角度理解原子半径、元素的第一电离能之间的递变规律。 2 教师点拨 核外电子呈周期性变化 原子半径 元素的化合价 元素的金属性和非金属性 决定 结构 性质 决定 教师点拨 一、原子半径 原子半径增大 原子半径减小 同主族元素：电子能层数，核电荷数 同主族元素从上到下，电子能层数增加占主导因素，电子之间的排斥作用使原子半径增大 同周期元素：核电荷数，核外电子数 同周期主族元素从左到右，核电荷数增加占主导因素，使得原子核对电子的引力增加，从而使原子半径减小 教师点拨 方法总结——原子或离子半径的比较方法 能层数越多；原子半径越大 能层数相同 核电荷数越小；原子半径越大 ① 电子的能层数： ② 核电荷数: 核外电子数越多原子半径越大 核电荷数和能层数都相同 ③ 核外电子数： r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)；r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－) r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl) r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) r(Cl－) ＞r(Cl)；r(Fe 2＋)＞ r(Fe 3＋) 教师点拨 比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)为参照，r(K+)___r(Na+)____r(Mg2+) r(Li+)__r(Na+)__r(K+)__r(Rb＋)__r(Cs+) r(O2-)__r(S2-) __r(Se2-)__ r(Te2-) r(Cl-)___r(Cl) r(Fe)___r(Fe2+)___r(Fe3+) ＞ ＞ ＞ 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 类型一：同种元素的离子半径 ＜ ＜ ＜ ＞ ＞ 类型二：能层结构相同的离子 核电荷数越大，半径越小 r(O2-)___r(F-)___r(Na+)__r(Mg2+)__r(Al3+) ＞ ＞ ＞ ＞ 类型三：带相同电荷的离子 能层数越多，半径越大 ＜ ＜ ＜ ＜ 类型四：核电荷数、能层数均不同的离子 可选一种离子参照比较 教师点拨 二、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用符号 I1 表示，单位：kJ /mol 概念 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） 表示方法： 意义 电离能越小，气态原子（离子）越易失电子，元素的金属性越强； 电离能越大，气态原子（离子）越难失电子，元素的金属性越弱。 教师点拨 每周期的第一种元素第一电离能最小，最后一种元素第一电离能最大；随着核电荷数的递增，核对最外层电子的吸引力增大；元素的第一电离能呈增大趋势； 同一族，原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，第一电离能逐渐减小 反常：ⅡA ＞ ⅢA；ⅤA ＞ ⅥA B:2s22p1和Al:1s22s22p63s23p1 第一电离能失去的电子是np能级不稳定，E(ns)＜E(np)，易失去电子，第一电离能较低； N: 2s22p3和P：3s23p3的电子排布是半充满的较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 教师点拨 应用 元素  Na Mg Al 各级 电离能 (kJ·mol-1) I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10 540 11 575 I5 13 353 13 630 14 830 I6 16 610 17 995 18 376 I7 20 114 21 703 23 293 同种元素逐级电离能逐渐升高：I1＜I2＜I3…＜In，且存在突跃。一级电离能较小，二级、三级电离能越来越大，更不易失去电子，因为离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，所需电离的能量也就越大。 原子的电离能越大，越难失去电子，故化合价也较低。 ① 根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价 ② 判断元素的金属性、非金属性强弱 【有局限性】 当相邻逐级电离能In+1≫In ，则该元素常见的化合价为+n价 I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强 教师点拨 电离能(总趋势) 高 低 小 大 原子半径 高 低 电离能(总趋势) 原子半径 小 大 金属性 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 教师点拨 三、电负性 概念 特点 相对标准 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大 鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子 H F 教师点拨 同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，原子吸电子能力增强；元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，原子吸电子能力增强，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 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 电负性 Li Na K Rb Cs O S Se Te F Cl Br I 0 1 2 3 4 教师点拨 H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 最大 最小 (1) 判断金属性和非金属性强弱 (2) 判断元素的化合价 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。 金属的电负性一般 <1.8 ；金属电负性越小，金属性越强 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。 电负性 ≈ 1.8 类金属元素 教师点拨 (3) 判断化合物的类型 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 成键原子之间的电负性差值 大于1.7 小于1.7 通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物 通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物 离子化合物 共价化合物 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 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 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 电负性 相同 增加 相同 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 增强 减弱 减弱 增强 增强 减弱 增大 减小 变大 变小 教师点拨 $