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

该高中化学课件聚焦元素周期律，系统讲解原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律。课堂导入通过“元素周期律呈螺旋式上升”串联核外电子排布、化合价等旧知，搭建学习支架，引导学生从已知过渡到新知。 其亮点在于以“结构决定性质”化学观念为核心，通过思考讨论分析原子半径影响因素，结合电子排布解释电离能异常（如Be与B、N与O），电负性应用实例（如判断化学键类型、化合价）培养科学思维。课堂练习设计离子半径比较、电离能数据推断化合价等问题，提升科学探究能力，帮助学生构建系统知识体系，也为教师提供高效教学资源。

第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 第一章　原子结构与性质 人教版化学 选择性必修2 物质结构与性质 课堂导入 元素周期律：指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律，元素周期律呈螺旋式上升。 核外电子排布、元素化合价、金属性和非金属性、原子半径、电离能、电负性 旧知回顾 1. 核外电子排布的变化规律 最外层电子数1→2 最外层电子数1→8 最外层电子数1→8 随着核电荷数的递增，除H、He外同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（1→8）；同周期能层数相同，同主族最外层电子数相同 旧知回顾 2. 元素的主要化合价变化规律 主族元素的最高正化合价，重复着由+1到+7， 最低负化合价重复着由－4到－1的周期性变化 ＋7 ＋6 ＋5 ＋4 ＋3 ＋2 ＋1 0 －1 －2 －3 －4 1H 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar ＋1 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 －1 －1 －2 －3 －4 －1 －2 －3 －4 O难以失去6个e－； 没有最高正价 F不失去e－； 没有正价 化合价 原子序数 旧知回顾 3. 金属元素与非金属元素性质的变化规律 左下角金属性最强 右上角非金属性最强 旧知回顾 3. 金属元素与非金属元素性质的变化规律 非金属性强弱比较： ①位置（右上） ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ③单质活泼性越活泼，非金属性越强 a.置换反应 b.与H2反应难易程度 ④简单气态氢化物稳定性越强，非金属性越强 ⑤非金属性越强，单质氧化性越强，对应阴离子还原性越弱（反比） 旧知回顾 3. 金属元素与非金属元素性质的变化规律 金属性强弱比较： ①位置（左下） ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ③单质活泼性越活泼，金属性越强 a.置换反应 b.与H2O、H+反应难易程度 c.金属活动性表 ④金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱（反比） 一、原子半径 1. 定义 依据量子力学理论，核外电子从原子核附近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。这就是说，原子没有经典意义上的半径。但是，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。 r •金属半径 •共价半径 r • 范德华半径 r 原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的！ 一、原子半径 【思考与讨论】 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？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？ 原子半径的大小取决于两个相反的因素： 一个因素是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。 一、原子半径 2. 主族元素原子半径的周期性变化 同一周期，能层数相同；随着原子序数的增大，元素的原子半径自左至右呈逐渐减小的趋势 (1) 核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小 核电荷数占主导 一、原子半径 2. 主族元素原子半径的周期性变化 同一主族，自上而下，能层数变多；随着原子序数的逐渐增大，原子半径逐渐增大 (2) 原子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大 能层占主导 一、原子半径 3. 原子半径影响因素 核电 荷数 电子的能层数 影响 原子半径的周期性的递变 原子半径增大 原子半径减小 一、原子半径 4. 微粒半径大小的比较方法 一看能层数　　　 二看核电荷数 三看电子数 (1) 电子层数越多：半径越大。 原子半径增大 特例： r(Li)＝0.152nm r(Al)＝0.143nm r(Li)＞r(Al) 一、原子半径 4. 微粒半径大小的比较方法 一看能层数　　　 二看核电荷数 三看电子数 (1) 电子层数越多：半径越大。 (2) 电子层数相同时：核电核数越大，半径越小。 原子半径 “序大径小”、“价高径小”、“阴上阳下” 电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小 如：r(S2－)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Ca2＋) 一、原子半径 4. 微粒半径大小的比较方法 一看能层数　　　 二看核电荷数 三看电子数 (1) 电子层数越多：半径越大。 (2) 电子层数相同时：核电核数越大，半径越小。 (3) 电子层数、核电荷数都相同时：电子数越多，半径越大。 如：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)，r(Cu＋)＞r(Cu2＋) 说明：稀有气体元素的原子半径教材中没有列出，它跟邻近的非金属元素的原子相比显得特别大，这是由于测定稀有气体元素的原子半径的根据与其它元素的原子半径不同。 例1 已知短周期元素的离子、、、 具有相同的电子 层结构，则下列叙述正确的是( ) A.原子半径： B.原子序数： C.离子半径： D.单质的还原性： √ 课堂练习 例2 下列有关粒子半径的变化规律，不正确的是( ) A.当电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越大 B.当最外层电子数相同时，质子数越多，主族元素的原子半径越大 C. D. √ A.②③④ B.①④ C.③④ D.①②③ √ 课堂练习 例3 下列关于粒子半径的比较不正确的是( ) 一、原子半径 【思考讨论】如何利用原子半径和价电子数解释元素原子得失电子能力？ 原子半径增大 原子核对电子吸引力减弱 失电子能力逐渐增强 得电子能力逐渐减弱 原子核对电子吸引力减弱 原子半径增大 原子半径减小，原子核对电子吸引力增强； 失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强 能否定量分析？ 金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。 反映 决定 元素的性质 原子 结构 那么，原子失去1个电子或失去多个电子，所需能量有什么区别呢？ 二、电离能 1. 第一电离能 (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。 保证“能量最低” (2) 符号及单位：I1 单位：kJ/mol M(g) ＝ M＋(g) ＋ e－ I1 ？ 原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族） 观察下图，总结第一电离能的变化规律： 二、电离能 (1) 同周期从左到右： ① 第一电离能呈现增大趋势；即原子越来越难失去电子 ② ⅠA族元素第一电离能最低，零族元素第一电离能最高 从左到右，原子半径减小，核电荷数增大，原子核对核外电子的吸引力增强，更难失去电子，第一电离能增大。 2. 第一电离能的变化规律 二、电离能 (1) 同周期从左到右：第一电离能呈现增大趋势 为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的第一电离能要低？ 2. 第一电离能的变化规律 二、电离能 Be:1s22s2 B:1s22s22p1 Mg:1s22s22p63s2 Al:1s22s22p63s23p1 B和Al失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。 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。 2. 第一电离能的变化规律 二、电离能 资料卡片 如图1-22所示，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？对于B和Al这两个锯齿状变化，一般解释为：B和Al的第一电离能失去的电 子是np能级的，该能级电子的能量比左边Be和 Mg失去的ns能级电子的高。对于O和S这两个锯齿状变化，一般解释为：N和P的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高。 2. 第一电离能的变化规律 二、电离能 2. 第一电离能的变化规律 (1) 同周期从左到右： ③同周期的第一电离能：ⅡA大于ⅢA， IIIA的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边IIA失去的ns能级电子的高。容易失去电子，第一电离能较低。 ④同周期的第一电离能：ⅤA大于ⅥA， VA的电子排布是半充满的，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 ⑤同周期，稀有气体的第一电离能最大，ns2np6，全充满，更加稳定。 二、电离能 2. 第一电离能的变化规律 (2) 同主族从上到下： 总体上自上而下第一电离能逐渐减小，即原子越来越容易失去电子； 自上而下，原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱。 (3) 过渡元素第一电离能变化不太大！！！ 对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布 或 轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大 二、电离能 3. 逐级电离能 (1) 概念：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。 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) (2) 表示： 二、电离能 4. 逐级电离能的变化规律 电离能 Na Mg Al 第一电离能 496 738 578 第二电离能 4562 1451 1817 第三电离能 6912 7733 2745 第四电离能 9543 10540 11575 第五电离能 13353 13630 14830 第六电离能 16610 17995 18376 第七电离能 20114 21703 23293 思考：为什么同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…？逐级电离能突变与Na、Mg、Al的化合价有什么联系？ 二、电离能 4. 逐级电离能的变化规律 元素 Na 电离能 kJ∙mol-1 496 4562 6912 9543 13353 16610 20114 Na(g) = Na+(g) + e－ 1s22s22p63s1 1s22s22p6 易失去电子 4 066 Na+(g) = Na2+(g) + e－ 1s22s22p6 1s22s22p5 与Ne的核外电子一样 难失去电子 跨能层了 二、电离能 4. 逐级电离能的变化规律 元素 Mg 电离能 kJ∙mol-1 738 1451 7733 10540 13630 17995 21703 6282 1s22s22p63s2 1s22s22p63s1 Mg(g) = Mg+(g) + e－ Mg+(g) = Mg2+(g) + e－ 1s22s22p63s1 1s22s22p6 1s22s22p6 1s22s22p5 Mg2+(g) = Mg3+(g) + e－ 易失去电子 难失去电子 跨能层了 二、电离能 4. 逐级电离能的变化规律 元素 Al 电离能 kJ∙mol-1 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293 8830 1s22s22p63s23p1 1s22s22p63s2 Al(g) = Al+(g) + e－ 1s22s22p63s2 1s22s22p63s1 Al+(g) = Al2+(g) + e－ 1s22s22p63s1 1s22s22p6 Al2+(g) = Al3+(g) + e－ 1s22s22p6 1s22s22p5 Al3+(g) = Al4+(g) + e－ 易失去电子 难失去电子 跨能层了 二、电离能 4. 逐级电离能的变化规律 思考：为什么同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…？逐级电离能突变与Na、Mg、Al的化合价有什么联系？ 同一原子电离能突变说明则能层变化，更难失去电子，此时元素化合价为稳定化合价。 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。 技巧：逐级电离能出现突变 → 跨越不同能层失电子 → 判断原子价层电子数/推测其最高化合价 二、电离能 5. 电离能的意义 ① 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。 ② 判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷 二、电离能 6. 电离能的应用 ①推断元素原子的核外电子排布 例如：Li的逐级电离能I1 « I2 < I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子 ②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 二、电离能 6. 电离能的应用 ③判断元素的金属性、非金属性强弱 I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外)； I1越小，元素的金属性越强。 温馨提示： 金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不一致 金属活动性顺序： 在水溶液中金属原子失去电子的能力； 电离能：金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力(是原子气态时活泼性的量度)；因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致 Mg和Al 例4 下列有关电离能的说法正确的是( ) A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B.第一电离能是元素的原子失去核外一个电子需要的能量 C.同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大 D.可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价 √ 课堂评价 例5 第二周期主族元素、、的部分逐级电离能 数据如下表： 2856 9445 10 990 11 023 53 267 13 327 15 164 64 360 71 330 17 868 课堂评价 下列说法一定正确的是( ) A.、、在周期表中处于相邻位置，且 的原子序数最大 B. 位于元素周期表的第ⅤA族 C.的最高正化合价为 价 D.基态 原子的原子核外最外电子层中有5个电子 √ 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？ 三、电负性 【研究背景】鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。 三、电负性 Cl + Cl Cl Cl 键合电子 元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键。原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 Cl H + Cl H 三、电负性 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 ( χ kai)。 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。 鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。 电负性是相对值，没单位。 三、电负性 3. 变化规律 随核电荷数增大元素的电负性呈周期性变化 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 电负性最大的是氟， 最小的是铯。 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 Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 电负性逐渐增大 电 负 性 依次减 小 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 三、电负性 3. 变化规律 ③对副族而言，元素的电负性也大体呈现同主族、同周期元素的变化趋势。因此，电负性大的元素位于元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。 ①对主族元素，同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，元素电负性逐渐增大。 ②同一主族从上到下，核电荷数逐渐增大，随电子层数的增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，元素的电负性逐渐减小。 三、电负性 4. 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 非金属元素；电负性＜1.8 金属元素； 电负性 ≈ 1.8 类金属元素；既表现金属性,又表现非金属性。 注意： 不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准！如Pb电负性为1.9＞1.8，为金属元素 三、电负性 4. 电负性的应用 (2) 判断化学键的类型 两成键元素间电负性差值大于1.7，通常形成离子键； 两成键元素间电负性差值小于1.7，通常形成共价键。 注意： 不是所有电负性差值大于1.7的两种元素原子之间都形成离子键， 如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，二者电负性差值为1.9，但HF形成的是共价键； Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH形成的是离子键 三、电负性 4. 电负性的应用 (3) 判断元素化合价的正负 电负性大的在化合物中显负价，电负性小的显正价。 CH4中C－4价，H+1价；SiH4中Si＋4价，H－1价。 【思考】已知、、、的电负性分别为2.1、3.5、3.0和，写出 的结构式，并判断三种元素的化合价。的结构与 相同，其 中元素的化合价呢？ 共用电子偏向的原子呈负价，偏离的呈正价，不偏的呈零价。 有几个电子偏离就显正几价，有几个电子偏向，就显负几价！ 三、电负性 4. 电负性的应用 (3) 判断元素化合价的正负 【练习】请标出下列物质中各元素的化合价 三、电负性 4. 电负性的应用 (4) 解释对角线规则 在对角线位置的元素的电负性相近，导致它们的成键性质、化合物结构与化学性质呈现高度的相似性！ 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 AlCl3、BeCl2是共价化合物 三、电负性 5. 电负性和第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 但是，电离能的具体比较还要根据价层电子排布、原子结构具体分析！ 四、元素周期律的综合应用 同周期、同主族元素性质的递变规律 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 相同 增加 相同 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 四、元素周期律的综合应用 同周期、同主族元素性质的递变规律 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 ＞ ＞ 1s2 2s22p63s1 1s2 2s22p63s2 1s2 2s22p63s23p1 1s2 2s22p63s23p2 1s2 2s22p63s23p3 1s2 2s22p63s23p4 1s2 2s22p63s23p5 11 钠 Na 12 镁 Mg 13 铝 Al 14 硅 Si 15 磷 P 16 硫 S 17 氯 Cl 1s2 2s22p5 1s2 2s22p6 1s2 2s22p63s1 1s2 2s22p63s2 1s2 2s22p63s23p1 1s2 2s22p63s23p2 1s2 2s22p63s23p3 跨能层 跨能层失去电子比起单纯的半充满结构更难失去电子 碱金属性质的相似性和递变性 单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度（越容易，金属性越强） 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱（碱性越强，金属性越强） 金属活动顺序表 金属单质间的置换反应 阳离子氧化性越强，对应单质的还原性越弱 根据元素在周期表中的位置，同主族从上到下，金属性逐渐增强 金属性强弱的判断依据 非金属性强弱的判断依据 非金属单质与H2化合的难易程度。化合越容易，非金属性越强。 形成气态氢化物的稳定性。气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。 最高价氧化物对应水化物(最高价含氧酸)的酸性强弱。酸性越强，对应非金属元素非金属性越强。 可以根据单质间的置换反应来判断。非金属性强的可以置换出非金属性弱的。 可以根据对应阴离子的还原性强弱判断。阴离子还原越强，则元素非金属性越弱。 卤族元素化学性质的相似性和递变性 1s2 2s22p63s1 1s2 2s22p63s2 1s2 2s22p63s23p1 11 钠 Na 12 镁 Mg 13 铝 Al 1s2 2s22p63s1 1s2 2s22p63s2 X：H Y Z W 第二周期 E 第三周期 Y周围四根键→ C Z周围四根键→ O W周围四根键→ F Cl Al失去的电子是3p能级的，该能级的能量比左边的3s能级的能量高，不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。 N的电子排布为半充满状态，比较稳定，难失去电子，故第一电离能高于O。 S与O同主族，且比O多一个电子层，对核外电子吸引力变小，故第一电离能小于O $