1.3元素周期律—元素性质的周期性变化规律 第一课时 课件-2026-2027学年高二上学期化学沪科版选择性必修2

元素性质的周期性变化规律（第一课时） 1 元素的原子半径、第一电离能以及电负性也呈周期性变化。 元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。 原子核外电子排布呈周期性变化 2 一、原子半径 由于核外电子在原子核附近到离核很远的地方都有可能出现，所以原子并没有明确的边界。 原子半径是根据一定规则，结合实验测定得到。 金属半径 共价半径 范德华半径 金属钠晶体中 相邻的钠原子 氢分子中 的氢原子 氯分子晶体中相邻的分子 3 主族元素的原子半径示意图 电子层数 核电荷数 原子半径 ？ & （1）主族元素原子半径的周期性变化 4 核电荷数递增，核对电子吸引力增大，半径减小 同周期核电荷数占主导，原子半径减小 电子层数增加，电子间斥力使半径增大 同主族电子层数占主导，原子半径增大 （1）主族元素原子半径的周期性变化 5 先看电子层数，电子层数越多，半径越大 电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小 同种元素不同粒子，核外电子数越多，半径越大 【思考】如何比较Ca2+离子与Na+离子半径大小？ 如何比较O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径大小？ 如何比较Fe原子与Fe2+、Fe3+离子的微粒半径大小？ 电子层数 核 电 荷 数 核外电子数 微粒半径的比较 Ca2+ > Na+ O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ Fe > Fe2+ > Fe3+ （2）微粒半径大小的比较 6 【思考】 巴特利特能够合成六氟合铂酸氙的理论依据是什么？ 二 、第一电离能 某元素的气态基态原子失去一个电子形成 +1 价的气态正离子所需要的最低能量叫做该元素的第一电离能，用I1表示（单位：kJ/mol）， I1越小越容易失去电子。 M(g) = M+ (g) + e- △H = I1（第一电离能） 8 （1）第一电离能的周期性变化 预测并绘制出第三周期元素第一电离能的变化情况。 观察该变化情况，有何发现？ 同周期主族元素 总体而言，从左到右，第一电离能呈现出从小到大的变化趋势。 最小：碱金属 最大：稀有气体元素 9 如何解释以下特例？ IIA与IIIA 洪特规则：当np、nd、nf能级上电子处在半满或全满状态时，体系能量最低。 IIA与IIIA np能级的能量大于ns能级，失去电子所需的能量更少。 10 连接IA族、0族和VIIA族的元素，观察第一电离能的变化情况，有何发现？ 同主族元素 从上到下，第一电离能呈现减小的趋势。 （2）第一电离能的应用 元素符号 第一电离能 （kJ/mol-1） Li 519 Na 496 K 418 Rb 402 Cs 375 ①判断元素金属性的强弱 【思考】 请结合表中数据，判断碱金属的金属性强弱？ 碱金属的第一电离能依次减小，金属性强弱关系为Li<Na<K<Rb<Cs 电离能 （kJ/mol-1） Na Mg Al Si P S Cl Ar I1 496 738 578 787 1012 1000 1251 1520 I2 4562 1451 1817 1577 1903 2251 2297 2665 I3 6912 7733 2745 3231 2912 3361 3822 3931 I4 9543 10540 11575 4356 4956 4564 5158 5770 I5 13353 13630 14830 16091 6273 7013 6540 7238 I6 16610 17995 18376 19784 22333 8495 9458 8781 ②判断元素的主要化合价 逐级电离能：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。 Mg2+ ③判断元素原子核外电子的排布情况 多电子元素原子的电离能出现突增时，电子层数就有可能发生变化。 电离能 Na I1 496 I2 4562 I7 20114 I8 25496 I9 28932 I10 141362 I11 159076 ～ ～ 第一电离能 元素原子失电子能力 电负性 元素原子得电子能力 定量描述 定量描述 鲍林，（1901-1994） 三 、电负性 定义：用来表示元素原子在化合物中吸引电子能力的相对大小。电负性越大，即原子在化合物中吸引电子的能力越强。 鲍林根据实验数据进行了理论计算，以氟的电负性4.0作为相对标准，在此基础上得出了其他元素的电负性。(稀有气体不讨论电负性) 部分主族元素电负性的周期性变化 （1）电负性的周期性变化 ① 在图中找出电负性最大和最小的元素; 17 ② 绘制下列元素电负性的折线图，总结同周期、同主族元素电负性变化规律？ . . . . . . . . . . . . . . . . . 同主族元素：从上至下，电负性逐渐减小。 同周期主族元素：从左至右，电负性逐渐增大。 （1）电负性的周期性变化 电负性 < 1.8为金属元素 电负性 > 1.8为非金属元素 电负性 ≈ 1.8为“类金属”，既表现金属性，又表现非金属性。 ① 判断元素金属性和非金属性的强弱 （2）电负性的应用 ② 判断共价化合物中元素化合价的正负 电负性大的元素，在化合物中显负价。 电负性小的元素，在化合物中显正价。 H Cl 2.1 3.0 -1 +1 ③ 解释“对角线规则” 电负性接近，说明它们吸引电子的能力相当，元素表现出相似的性质。 电负性相差很大(>1.7) 离子键 电负性相差不大(<1.7) 共价键 电负性 0.9 3.0 电负性差 2.1 离子化合物 电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9 共价化合物 通常 通常 ④判断化学键的类型 特别提醒：上述规则不能绝对化 如：NaH 2.1－0.9＝1.2<1.7，但 NaH为离子化合物。 再如：HF 4.0－2.1＝1.9>1.7，但 HF为共价化合物。 元素性质的周期性变化规律 特别提醒:第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。 结构决定性质，性质决定用途 核外电子排布的周期性变化 元素性质的周期性变化 评价反馈 一、原子半径1.某短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。(1)原子序数从大到小的顺序为_________________________。(2)离子半径由大到小的顺序为_________________________。 二、第一电离能 1.下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是（ ）。 A.[Ne]3s1  B.[Ne]3s2  C.[Ne]3s13p1  D.[Ne]3p1 2.东晋《华阳国志•南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜（铜镍合金）闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。已知元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu=1959kJ/mol，INi=1753kJ/mol，ICu>INi的原因是_________________________________。 3.我国科学家合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl。已知元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。第二周期部分元素的E1变化趋势如下图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是___________；氮元素的E1呈现异常的原因是__________。 三、电负性1.铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。该制备过程中涉及到的原料中的四种非金属元素的电负性由小到大的顺序为____________。 2.A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元索，A2-和B+具有相同的电子构型；C、D为同周期元索，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。则四种元素中电负性最大的是_______（填元素符号），其中C原子的核外电子排布式为________。 $