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

第一章 第二节 原子结构与元素的性质 元素周期律 学科：化学 年级：高二 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、电负性的相对大小。 2.通过对原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。 学习目标 2 一、原子半径 【拓展阅读】 依据量子力学理论，核外电子从原子核附近到离核很远的地方都有可能出现，因此原子并不是一个具有明确“边界”的实体。原子并没有经典意义上的半径。 由于核外电子运动区域的大小对于元素原子的性质有很大的影响，为了便于讨论这方面的问题，人们便假定原子是一个球体，并采用统计的方法来测定它的半径。 一、原子半径 【拓展阅读】测定原子半径的方法： 根据固态单质的密度算出1 mol原子的体积，再除以阿伏加德罗常数，得到一个原子在固态单质中平均占有的体积，进而得到其原子半径。 指定化合物中两个相邻原子的核间距为两个原子的半径之和，再通过实验来测定分子或固体中原子的核间距，从而求得相关原子的原子半径。 …… 一、原子半径 【拓展阅读】原子半径的几种形式： (1)共价半径：按分子中两原子核间距离是两原子的半径和进行测定 (2)金属半径：由金属晶体中原子之间最短距离计算而得 (3)范得华半径：由分子晶体中原子之间最短距离计算而得. 范德华半径>金属半径>共价半径 一、原子半径 【回顾】 电子层数 核电荷数 电子层数越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，使原子的半径减小 原子半径 共同 作用 一、原子半径 1.同周期元素的原子，随着原子序数的 逐渐增大，原子半径如何变化？ 为什么？ 主族元素的原子半径变化示意图 2.同主族元素的原子，随着原子序数的 逐渐增大，原子半径如何变化？ 为什么？ 思考 一、原子半径 1.原子半径的变化规律 除Li外，第三周期主族元素原子半径大于第二周期主族元素原子半径[r(Mg)>r(Li)>r(Al)]。 相同 增大 减小 增多 增大 增大 一、原子半径 思考 从总的变化趋势来看，第4周期的 过渡元素，从左到右原子半径的 变化幅度不大，这是为什么？ 增加的电子都排布在(n-1)d的轨道上，外层电子(ns)受到原子核及内层电子吸引与排斥作用的总和变化不大。 元素的原子半径及其相应的比例模型 一、原子半径 2.原子或离子半径的比较方法 (1)同种元素的离子半径： 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。 例如：r(Cl-) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+)。 (2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。 例如：r(O2-) r(F-) r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)。 (3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。 例如：r(Li+) r(Na+) r(K+) r(Rb+) r(Cs+)，r(O2-) r(S2-) r(Se2-) r(Te2-)。 > > > > > > > < < < < < < < 一、原子半径 2.原子或离子半径的比较方法 (4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。 例如：比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)为参照，r(K+) r(Na+) r(Mg2+)。 > > 思考 1.是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径？ 不一定， 原子半径的大小由 核电荷数 与 电子的能层数 两个因素综合决定， 如Li的原子半径大于Cl的原子半径。 思考 2.若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。 (1)四种元素在元素周期表中的相对位置如何？ 短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构， 则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。 (2)原子序数从大到小的顺序是什么？ a＞b＞d＞c (3)离子半径由大到小的顺序是什么？ C3－＞D－＞B＋＞A2＋ 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。 (3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 1933年，美国著名化学家鲍林（L．Pauling）通过对离子半径的计算，曾预言可以制得六氟化氙（XeF6）等稀有气体的化合物。 扬斯特（D．M．Younst）受鲍林预言的启发，用紫外线照射和放电法试图合成氟化氙和氯化氙，均未成功。由于对传统观念心有余悸，没有坚持继续进行实验。 1961年，鲍林也否定了自己原来的预言，认为“氙在化学上是完全不反应的”。 1962年，英国年轻化学家巴特列特（N．Bartlett）在实验室中合成第一个稀有气体化合物——六氟合铂酸氙（XePtF6）震惊了整个化学界。 30年过去了.......... 稀有气体存在化合物么？ 稀有气体存在化合物么？ O2＋PtF6＝ O2PtF6 Xe＋PtF6＝ XePtF6 I1 =1171.5kJ·mol-1 I1 =1175.7 kJ·mol-1 Xe＋PtF6＝ XePtF6 诺贝尔奖 开辟了一种新的研究方向 通过对比电离能相近来合成新物质 二、元素的电离能 1. 电离能的概念 (1)概念 原子失去一个电子转化为 正离子所需要的________ 叫做第一电离能，符号：I1 气态基态 气态基态 最低能量 单位：kJ·mol-1 M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一电离能） M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二电离能） …… …… 可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。 1.电离能的概念 (2)各级电离能： +1价气态基态正离子失去一个电子，形成+2价气态基态正离子所需的最低能量叫第二电离能，用 表示；+2价气态基态正离子再失去一个电子，形成+3价气态基态正离子所需的最低能量叫做第三电离能，用 表示，依次类推。 I2 I3 二、元素的电离能 二、元素的电离能 同周期，从左到右： I1总体上小→大 越来越难失去电子 同主族，自上而下： I1总体上大→小 越来越容易失去电子。 ⅠA族元素第一电离能最低， 零族元素第一电离能最高。 2. 电离能的变化规律 二、元素的电离能 2. 电离能的变化规律 (1)每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的 第一电离能 ，最后一种元素(稀有气 体)的第一电离能 ，即一般来说， 同周期随着核电荷数的递增，元素的 第一电离能呈 趋势。 (2)同一族，从上到下第一电离能逐渐 。 (I1<I2<I3…) 最小 最大 增大 减小 二、元素的电离能 为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的电离能要低，而使Li~Ne和Na~Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？ 思考 二、元素的电离能 Be:1s22s2 B:1s22s22p1 Mg:1s22s22p63s2 Al:1s22s22p63s23p1 失去的电子是np能级的， np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。 B和Al第一电离能： 二、元素的电离能 N:1s22s22p3 O:1s22s22p4 P:1s22s22p63s23p3 S:1s22s22p63s23p4 N和P的电子排布： 半充满状态，比较稳定， 难失去电子，第一电离能较高。 二、元素的电离能 3.电离能的应用 (1)判断元素的金属性、非金属性强弱： I1越大，元素的 性越强； I1越小，元素的 性越强。 非金属 金属 二、元素的电离能 3.电离能的应用 (2)确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去， 因此元素的电离能会发生突变。 思考 元素 电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4 562 1 451 1 817 I3 6 912 7 733 2 745 I4 9 540 10 540 11 578 为什么同一元素的逐级电离能逐渐增大？ 原子失去一个电子变成+1价阳离子后，半径变小， 核电荷数未变而电子数目变少， 核对外层电子的吸引作用增强， 因而失去第二个电子比失去第一个电子更难，需要的能量更多…… 思考 元素 电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4 562 1 451 1 817 I3 6 912 7 733 2 745 I4 9 540 10 540 11 578 这些数据和钠、镁、铝的化合价有什么联系？ Na I1 ≪ I2 Mg I2 ≪ I3 Al I3 ≪ I4 Na 1s2 2s22p6 3s1 Mg 1s2 2s22p6 3s2 Al 1s2 2s22p6 3s23p1 Al3+ 1s2 2s22p6 Na+ 1s2 2s22p6 Mg2+ 1s2 2s22p6 某元素原子，若In+1 ≫ In 时， 则此原子易呈____价 +n 二、元素的电离能 3.电离能的应用 (3)确定元素的化合价 若某元素的电离能：I2≫I1，则该元素通常显+1价； 若I3≫I2，则该元素通常显+2价； 若I4≫I3，则该元素通常显+3价。 思考 Mg Al I1 738 577 Mg的第一电离能比Al的大，但在金属活动性顺序中， Mg位于Al之前，与酸反应时更剧烈，这是为什么？ 电离能——气态 金属活动性顺序——溶液中 思考 下表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能： 元素 Na Mg Al 496 738 578 4 562 1 451 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 (1)为什么同一元素的电离能 逐级增大？ 原子失去一个电子变成＋1价阳离子后， 半径变小， 核电荷数未变而电子数目变少， 原子核对电子的吸引作用增强， 因而第二个电子比第一个电子更难失去。 思考 下表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能： 元素 Na Mg Al 496 738 578 4 562 1 451 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 (2)为什么钠、镁、铝的化合价 分别为＋1、＋2、＋3? 钠的I1比I2小很多； Mg的I3比I2大很多； Al的I4比I3大很多。 小结 ③每周期：第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小。 ④每周期：最后一种元素（稀有气体）的第一电离能最大。 ①同主族：从上到下元素的第一电离能整体趋势变小。 ②同周期：从左到右元素的第一电离能整体趋势变大。 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA 反常： 电离能的递变规律 电离能 原子失去 电子的能力 原子半径 价电子数 定量衡量 决定 电离能 ——表示元素原子或离子失去电子的难易程度 反映的是气态原子得失电子的难易程度 ？？？——描述物质中不同原子吸引电子的能力、 物质中原子的电荷分布 思考 三、电负性 鲍林L.Pauling 鲍林研究电负性的手搞 三、电负性 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 键合电子 1.有关概念与意义 （1）键合电子 三、电负性 1.有关概念与意义 （2）电负性 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 键合电子 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 （3）电负性大小的标准 三、电负性 2.递变规律 (1) 同周期：从左→右， 元素的电负性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 、金属性逐渐 。 (2)同主族：从上→下， 元素的电负性逐渐 ，元素的金属性逐渐 、非金属性逐渐 。 变大 增强 减弱 变小 增强 减弱 三、电负性 3.应用 （1）判断元素的金属性与非金属性的强弱 金属元素 电负性 ＜ 1.8 非金属元素 电负性 ＞ 1.8 位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 【特例】H 电负性2.1，非金属 注意： 不能把电负性1.8作为绝对标准。 鲁科版2，人教版1.8，很多特例。 三、电负性 3.应用 （1）判断元素的金属性与非金属性的强弱 电负性变大， 电负性变小 金属性增强, 非金属性减弱 非金属性增强，金属性减弱 三、电负性 3.应用 （2）判断元素的化合价 H Cl -1 +1 显负价 显正价 C H4 +1 -4 显负价 显正价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，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电子的能力 ，元素的化合价为负值。 弱 强 三、电负性 3.应用 （3）判断化合物的类型 电负性 2.1 3.0 两成键元素间电负性差值＜ 1.7 电负性差 = 0.9 主要形成共价键 H Cl H . . . . Cl . . + . . . . Cl . . H . . 【特例】HF 思考 按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性 最小的元素位于周期表中的哪个位置？ 电负性最大的元素位于周期表的右上方， 最小的元素位于周期表的左下方。 思考 电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？ 元素的电负性越大，非金属性越强； 但第一电离能不一定越大， 例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。 电负性 规律 应用 同周期：从左→右，电负性逐渐 。 同主族：从上→下，电负性逐渐 。 增大 减小 1) 判断元素的金属性与非金属性的强弱 2）判断金属性与非金属性（一般） 3) 判断化学键的类型 4）判断共价化合物中元素的化合价的正负 小结 小结 位 构 性 元素周期表 原子的核外电子排布 （价电子排布） 元素性质 （电离能、电负性、化合价） 原子结构与元素性质 同周期元素(左→右) 同主族元素(上→下) 最外层电子数 原子半径 主要化合价 第一电离能 电负性 得失电子能力 元素的金属性和非金属性 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 非金属元素气态氢化物的稳定性 逐渐增多(1e-→8e-或2e-) 相同 逐渐减小(稀有气体除外) 逐渐增大 最高正价：+1→+7(除F、0外)； 最低负价：-4→-1 最低负价相同； 最高正价=主族序数(除F、0外) 在总体上呈增大的趋势 逐渐减小 逐渐增大 逐渐减小 失电子能力减弱；得电子能力增强 失电子能力增强；得电子能力减弱 金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱 碱性逐渐减弱；酸性逐渐增强 碱性逐渐增强；酸性逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 $