1.2.2元素周期律 课件-2025-2026学年高二下学期化学人教版选择性必修2

第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 　第2课时　元素周期律 知识点一　 原子半径 1、原子半径 （1）主族元素原子半径的周期性变化 原子半径增大 原子半径减小 (2)同主族，从上到下，原子半径越来越大 (1)同周期，从左到右，原子半径越来越小 观察下表，总结原子半径的递变规律是什么？ 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、原子半径和离子半径 （1）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？ 增 大 同主族元素从上到下，随着能层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，使得原子半径增大。 思考与讨论P23 （2）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？ 减小 同周期主族元素电子的能层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引作用越大，使得原子半径减小。 思考与讨论P23 如何比较粒子半径大小呢？ （三看原则） 电子的能层数 核电荷数 能层数相同 ① ② 原子半径_____ 越大 能层数越多 原子半径_____ 越大 核电荷数越小 核外电子数 原子半径_____ 越大 核外电子数越多 核电荷数和能层数都相同 ③ 1. 下列电子排布式的原子半径最小的是（　　） A. 1s22s22p63s23p3 B. 1s22s22p3 C. 1s22s22p2 D. 1s22s22p63s23p4 解析：由电子排布式知，A为P原子，B为N原子，C为C原子，D为S原子，由同一周期、同一主族原子半径大小关系知，原子半径：P＞S，P＞N，C＞N，S有3个电子层，N有2个电子层，半径：S＞N，半径最小的是N原子。 √ 化学·选择性必修2 目 录 知识点二　 电离能 M(g)=M＋(g)+e－ 第一电离能用符号I1表示，单位：kJ/mol 1、概念：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。 二、电离能 2、电离能的意义 判断原子失去一个电子的难易程度。 第一电离能数值越小，越容易失去一个电子。 第二电离能(I2)：从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量 以此类推，还有第三、第四电离能等 通常情况下，对同一原子： I1 ＜I2 ＜I3 ＜I4 ＜…… 表示： M(g) - e- = M+(g) I1 (第一电离能) M(g)+ - e- = M2+(g) I2 (第二电离能) M(g)2+ - e- = M3+(g) I3 (第三电离能) 逐级电离能： 由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，核电荷数未变而电子数目变少，半径变小，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，故I2>I1，同理I3>I2。 每个周期的第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能_____，即同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1呈增大趋势 最小 最大 反常：ⅡA ＞ ⅢA; ⅤA ＞ ⅥA 3、元素第一电离能变化规律 第一电离能随着原子序数的递增而呈周期性变化 ↑↓ ↑ ns np ↑↓ ns ↑↓ ↑ ↑ ↑ ns np ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ns np 思考：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？ ⅡA ⅢA ⅤA ⅥA ⅡA＞ⅢA： ⅢA第一电离能失去的是np能级的电子，E(ns)＜E(np)，np能级的电子能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。 ⅤA＞ⅥA： ⅤA的电子排布是半充满状态，较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 同一族，从上到下第一电离能逐渐 。 减小 表明自上而下原子越来越易失去电子。 同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。 3、电离能的递变规律 ①同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势减小。 ②同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势增大。 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA 反常： 思考与讨论1：金属的电离能与金属的活泼性有什么关系？ 第一电离能增大 第一电离能减小 非金属性增强 金属性增强 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 元素 Na Mg Al 电离能 kJ∙mol-1 496 738 578 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 思考：为什么原子的逐级电离能会突变，逐级电离能突变与钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 逐级电离能出现突变 → 跨越不同能层失电子 → 判断原子最外层电子数/推测其最高化合价 4、电离能的应用 ①判断元素金属性、非金属性的强弱 电离能越小，元素的金属性越强 电离能越大，元素的非金属性越强。 ②判断元素的化合价 若电离能在 In 与 In+1 之间发生突变，则原子的主要化合价为+n ③判断元素原子的核外电子排布 电离能突变，则电子层发生了变化 化合价数 = 电离能突变前电离能组数 1. 正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增 大。 （　×　） （2）M（g） M2＋（g）＋2e－所需能量不是第二电离能。 （　√　） （3）钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁 常显＋1和＋2价。 （　×　） （4）同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小。 （　√　） × √ × √ 化学·选择性必修2 目 录 19 科学家通过：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(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。 电负性 那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引电子的能力呢？ 知识点三　 电负性 1. 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。 2. 键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 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 孤对电子 3. 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） 一、电负性 4. 意义：电负性大的原子吸引电子的能力强，反之就弱。 元素的电负性越大，对键合电子吸引能力越大，元素的非金属性越强 元素的电负性越小，对键合电子吸引能力越小，元素的金属性越强 5. 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，得出了各元素的电负性。(稀有气体不讨论电负性) 电负性是相对值，没单位 一、电负性 6.元素电负性递变规律 观察下图，试总结元素电负性的递变规律。 最大 最小 1.同主族： 从上到下,元素的电负性逐渐减小,说明原子吸电子能力减弱。 2.同周期： 从左到右,元素的电负性逐渐增 大,说明原子吸电子能力增强。 （1）判断金属性、非金属性强弱 7.电负性的应用 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。 24 (2)判断化合物中元素的化合价 电负性大的元素(吸引电子能力强)，在化合物中显负价， 反之电负性小的元素在化合物中显正价。 如：SiC中C的电负性大，C显负价；IBr中Br的电负性大， Br显负价；S2Cl2中Cl的电负性大，Cl显负价。 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近，有些性质相似，被称为“对角线规则”。 (3)对角线规则 相似性： ①Li、Mg在空气中的燃烧产物均为氧化物； ②铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物； ③B和Si的含氧酸都是弱酸。 Al：1.5 Cl：3.0 3.0-1.5=1.5 Al2O3为离子化合物 Al：1.5 O：3.5 3.5-1.5=2.0 AlCl3为共价化合物 (4)判断化学键的类型 电负性差值 大于1.7 小于1.7 离子键 共价键 离子化合物 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。 【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？ 提示：元素电负性越大，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。 化学·选择性必修2 目 录 原子半径渐大，第一电离能总体减小，电负性渐小 原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大 注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括 小结： 原子半径渐大， 电离能、电负性减小 原子半径渐小， 第一电离能、电负性增大 1. 正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。 （　√　） （2）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。 （　×　） （3）主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角的氟元素。 （　√　） （4）根据化合物HCl、HClO判断，H、Cl、O的电负性大小顺序为Cl＞O＞H。 （　×　） √ × √ × 化学·选择性必修2 目 录 $