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元素周期律，系统涵盖化合价、金属性与非金属性、原子半径、电离能及电负性的周期性变化。通过复习回顾元素周期律定义导入，搭建从概念到具体性质的学习支架，帮助学生构建结构与性质的关联脉络。 其亮点在于融合科学思维与科学探究，通过“思考与讨论”分析电离能特例、粒子半径比较等实例，引导学生基于证据推理建构模型。采用例题解析与规律总结结合的教学方法，既深化学生对“结构决定性质”化学观念的理解，又为教师提供系统教学资源，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 第二课时 元素周期律 元素周期律： 元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。 复习回顾 1.元素化合价的周期性变化 主族序数=价层电子数=最高正价（O、F除外） 同周期元素原子从左到右最高正价：+1→+7递变，最低负价：-4 → -1递变； 同主族元素化合价相同。 看着更加清楚教师直接讲这几点①同周期元素化合价：+1 → +7 ; -4 → -1 → 0②除O、F外，元素的最高正价=最外层电子数=主族序数③最高正价 +︱最低负价 ︱= 8④金属元素无负价，氟无正价，氧无最高正价 3 1 B Al Si Ge As Sb Te 2 3 4 5 6 7 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 Po At 非金属性逐渐增强 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 非金属区 金属区 0 族 元 素 最强 非金属性逐渐减弱 最强 2.元素金属性和非金属性的周期性变化 3.原子半径的周期性变化 原子半径减小 原子半径增大 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。 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。 你知道影响原子半径大小的因素吗？ 注意：这两种作用是同时存在的，相互矛盾的。 原子半径减小 原子半径增大 ①核电荷数 ②核外电子数(能层数) 注意：最好使用能层的概念，不使用电子层 例1：比较下列原子（离子）半径的大小 (1) r(Na) r(Mg) r(Al) (2) r(Li) r(Na) r(K) > > < < (3) r(Cl－) r(Cl) (4) r(O2－) r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋) > > > > > 粒子半径比较的一般思路 (1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大 (2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小 (1)第一电离能： 4.电离能 第一电离能I1 M(g) - e- → M+(g) “气态” 、“基态” 、“电中性” 、“失去一个电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。 可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；即元素在气态时的金属性越强。 (2)意义： 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的最低能量叫做第一电离能，符号：I1。单位: kJ/mol。 (3) 第一电离能变化规律及原因 a.同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。 原子半径增大、原子核对外层电子的引力减小，越易失电子，电离能减小。 原子序数 b.从左到右，同周期总体呈现增大趋势(个别反常)；同周期稀有气体的第一电离能最大； 电子层数相同，核电荷数增多、半径减小、核对外层电子引力增大、越不易失去电子，电离能增大。 第一电离能（kJ·mol-1） 原子序数 2s22p1 资料卡片 如图，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，而使 Li －Ne 和 Na－Ar 的电离能曲线呈现锯齿状变化？ 2s22p3 2s22p4 2s2 第一电离能（kJ·mol-1） (4)电离能的特例 具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。 如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，为全充满状态。 ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，比ⅢA族的ns2np1状态稳定；而ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。 一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 (5)逐级电离能 M+(g) - e-→M2+(g) 第二电离能I2 M2+(g) - e-→M3+(g) 第三电离能I3 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做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 +1价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量 +2价气态离子失去1个电子，形成+3价气态离子所需要的最低能量 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？ (1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ (2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 思考与讨论 原子失去电子形成阳离子后，原子半径减小，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。 对钠、镁、铝来说，当达到最高正价时，此元素的电离能与下一电离能会有突然地较大变化（新能层出现）。 (6)电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 ②判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能） ①如果某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n价。 如钠元素I2≫I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。 ②过渡元素的价层电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现 多种化合价。如锰元素通常有+2~+7多种价态。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。 ④反映元素原子的核外电子排布特点 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得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。 ①定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 ②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 ③大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 电负性是相对值，没单位 5.电负性 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 键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子(成键电子) (1)相关概念 电负性：衡量原子对键合电子吸引能力的大小 思考与讨论：(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原子序数递增有什么变化规律？ a、判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。 ①金属元素的电负性一般小于1.8。 ②非金属元素的电负性一般大于1.8。 ③位于非金属三角区边界的”类金属“，电负性在1.8左右， 既表现金属性，又表现非金属性。 (2)应用 b、判断化合物中各元素化合价的正负 思考与讨论：电负性大的显负价，电负性小的显正价。说明其理由 (1)电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值 (2)电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值 【例】根据所学内容，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负 CH4 -4 +1 显正价 显负价 显负价 显正价 SiH4 +4 -1 20 c、判断化学键（化合物）的类型 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 但也有特例（如HF） 但也有特例（如NaH） 电负性差 2.1 电负性 0.9 3.0 示例 电负性差 0.9 电负性 2.1 3.0 离子化合物 共价化合物 电子式的书写可以让学生练习一下 21 在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(称为对角线规则——经验规则不是定理）。运用电负性说明其理由。 d、利用电负性解释元素的“对角线”规则 相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。 Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2; Be、Al的电负性分别为1.5、1.5; B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,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。 Li Be B Mg Al Si 22 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 元素周期律：指元素的性质随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律，元素周期律内涵丰富多样。 电离能 电负性 实质 表现 课堂小结 1.下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是 ①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。 A.Na、Mg、Al B.C、O、N C.Li、Na、K D.I、Cl、F √ 2.下列关于Al、Na原子结构的分析正确的是 A.原子半径：Al＞Na B.第一电离能：Al＞Na C.电负性：Na＞Al D.基态原子未成对电子数：Na＞Al √ 本节课到此结束 $