第一章第二节第二课时 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二

最适合真实课堂教学的课件！ 简洁、启智！ 1.7.2013 ‹#› 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 学习目标 认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的 周期性变化。 2. 建构元素周期律模型，能列举元素周期律的应用。 在元素周期表中，主族元素原子半径的变化有什么规律？ ①同周期，随着核电荷数增多，原子半径依次 。 ②同主族，随着核电荷数增多，原子半径依次 。 增大 减小 电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，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，将使原子的半径减小。 原子半径 电子的能层数 核电荷数 取决于 在元素周期表中，主族元素原子半径的变化有什么规律？ 同主族元素原子半径大小 决 定 同周期主族元素原子半径大小 决 定 能层数越多的原子，半径一定越大吗？ 不一定 r(Li) > r(Cl) 比较粒子半径大小的方法 【例1】比较P和O原子半径大小。 r(P) > r(O) P的能层数大于O的能层数，能层数越大，半径越大 【例2】比较C和F原子半径大小。 r(C) > r(F) C的能层数大于F的能层数相同，核电荷数越多，原子核对核外电子的吸引作用就越大，原子半径越小 【例3】比较Mg和Mg2+半径大小。 r(Mg) > r(Mg2+) Mg的能层数大于Mg2+ 的能层数，能层数越大，半径越大（或Mg、Mg2+ 的核电荷数相同，电子数越多，电子之间的排斥作用越大，半径越大） 比较粒子半径大小的方法 【例3】比较Cl和Cl-半径大小。 r(Cl-) > r(Cl) Cl-和Cl的能层数相同，核电荷数相同， Cl-的电子数比Cl多，电子之间的排斥作用大，半径大 【例4】比较Na+、Al3+和F-半径大小。 r(F-) > r(Na+) > r(Al3+) 三种离子的能层数相同，核电荷数越多，原子核对核外电子的吸引作用就越大，原子半径越小。 “三看””核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大 比较粒子半径大小的方法 “三看”规律 “一看”电子层数：电子层数不同时，电子层越多，半径越大 “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小 完成《资》17页 [练1]和[练2] 电离能 1.第一电离能 ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示。依次类推。 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，I1表示 2.逐级电离能 气态基态原子（离子）：电离能越小，越 失电子 电离能越大，越 失电子 易 难 气态基态原子（离子）：越易失电子，电离能越 ， 越难失电子，电离能越 。 小 大 电离能的递变规律 元素的第一电离能的周期性 观察曲线，总结同主族元素的I1有什么变化规律？ 同主族元素由上到下，第一电离能逐渐减小 表明自上而下，原子 电子能力增强 失去 电离能的递变规律 元素的第一电离能的周期性 观察曲线，总结同周期主族元素的I1有什么变化规律？ 同周期的主族元素由左到右，第一电离能有增大的趋势 同一周期，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大 元素的第一电离能的周期性 为什么B的电离能比Be的电离能低？ B 1s2 2s22p1 Be 1s2 2s2 2p轨道上的电子具有的能量比2s轨道上的电子能量高，失去2p轨道上的电子需要的能量低。 元素的第一电离能的周期性 为什么Al的电离能比Mg的电离能低？ Al 1s2 2s22p6 3s23p1 Mg 1s2 2s22p63s2 3p轨道上的电子具有的能量比3s轨道上的电子能量高，失去3p轨道上的电子需要的能量低。 元素的第一电离能的周期性 为什么O的电离能比N的电离能低？ O 1s2 2s22p4 N 1s2 2s22p3 1s 2s 2p 1s 2s 2p O的2p轨道失去一个电子， 变为半满的相对稳定结构，容易失去电子，电离能小；N的最外层2p轨道为半满结构，状态相对稳定，不易失去电子，电离能大； 元素的第一电离能的周期性 为什么S的电离能比P的电离能低？ S 1s 2s 2p 3p 3s P 1s 2s 2p 3p 3s S的2p轨道失去一个电子， 变为半满的相对稳定结构，容易失去电子，电离能小；P的最外层2p轨道为半满结构，状态相对稳定，不易失去电子，电离能大； 元素的第一电离能的周期性 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 碱金属越活泼，碱金属的第一电离能越 。 小 电离能的应用→判断元素金属性的强弱：第一电离能越小、金属越容易失电子，金属性越强；反之越弱。 下表的数据是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。认真观察，分析原子的逐级电离能为什么越来越大？ 原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，原子核对电子的吸引作用增强，再失去一个电子变得更难，需要更多的能量。 I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 观察逐级电离能和元素常见化合价有什么关系？ 电离能突变 I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I2 >> I1 I3 >> I2 I4 >> I3 主族元素化合价： +1 +2 +3 电负性 H Cl 【自主学习】教材P24 最后一段，回答下列问题： 1. 什么是键合电子？ 2. 什么是电负性？ 3. 电负性的计算标准是什么？ 原子中用于形成化学键的电子 + H Cl H Cl 键合电子 电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大 相对标准 F：4.0 Li：1.0 电负性逐渐增大 【思考】同周期的元素原子的电负性有什么规律？ 同周期的元素从左到右电负性逐渐增大。 电负性逐渐减小 【思考】同主族的元素原子的电负性有什么规律？ 同主族的元素从上到下电负性逐渐减小。 电负性逐渐减小 电负性逐渐减小 电负性逐渐增大 电负性逐渐增大 （非金属性增强） （非金属性增强） （金属性增强） （金属性增强） 【思考】 金属元素的电负性一般 1.8。 非金属元素的电负性一般 1.8。 “类金属”（如锗、锑等）元素的电负性在电负性则在 左右。 小于 大于 1.8 化学键 共价键 离子键 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 带相反电荷离子之间的相互作用 电负性的递变规律的应用 1.判断化学键的类型 成键元素原子间的电负性差值大于1.7 成键元素原子间的电负性差值小于1.7 判断下列化合物是离子化合物还是共价化合物：AlCl3、BeCl2、CaF2 2. 判断共价化合物中元素的化合价的正负 电负性的递变规律的应用 规律： 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；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 CH4 2.5 2.1 SiH4 1.8 2.1 $