第一章第二节原子结构与元素的性质第2课时元素周期律课件下学期高二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

学习

目标第2课时

元素周期律1.了解元素的电离能、电负性等概念2.理解元素原子半径，元素第一电离能及元素的电负性呈现周期性变化3.能应用元素电离能、电负性解释某些元素的性质元素周期律1.原子半径二、元素周期律

回顾与思考元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律元素原子的电离能、电负性等二、元素周期律1.回顾必修第一册第四章相关内容，回答什么是元素周期律？3.除了原子核外最外层电子排布、原子半径、元素化合价、元素金属性和非金属性随原子序数递增呈周期性变化，元素原子还有哪些性质呈周性变化？原子核外最外层电子排布、原子半径、元素化合价、元素金属性和非金属性2.元素的哪些性质呈周期性变化？回顾金属性:

最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。(1)结构比较法:

(2)位置比较法:同周期:从左到右，元素金属性逐渐减弱同主族:从上到下，元素金属性逐渐增强(3)比较元素金属性的5种方法：二、元素周期律原子失去电子的能力，一般半径越大，金属性越强。①与酸或与水反应的剧烈程度—

②最高价氧化物的水化物的碱性—

③简单阳离子的氧化性—

④相互间的置换反应—

⑤利用原电池的正负极—反应越剧烈，金属性越强碱性越强，金属性越强阳离子氧化性越强，金属性越弱一般活泼金属能够置换出不活泼金属

一般做负极的金属较正极的金属活泼回顾非金属性:

最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。(1)结构比较法:

(2)位置比较法:同周期:从左到右，元素非金属性逐渐增强同主族:从上到下，元素非金属性逐渐减弱(3)比较元素非金属性的5种方法：二、元素周期律原子得到电子的能力，一般半径越小，非金属性越强。①与氢气的化合的难易程度—②气态氢化物的稳定性—③简单阴离子的还原性—④最高价氧化物的水化物的酸性—⑤相互间的置换反应—越易化合，非金属性越强越稳定，非金属性越强阴离子的还原性越强，非金属性越弱酸性越强，非金属性越强一般活泼非金属可以置换出不活泼非金属(1)决定

因素：1.原子半径二、元素周期律

电子的能层数—核电荷数—电子的能层越多，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，将使原子的半径减小。【思考与交流】

课本P23

同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。1.原子半径二、元素周期律

(2)主族元素原子半径有什么规律？【思考与交流】

课本P23

①

元素周期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？规律1：同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。原因:

同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势.1.原子半径二、元素周期律

(2)主族元素原子半径有什么规律？【思考与交流】

课本P23

②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?规律2：原因:同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。取决于能层数越多能层数相同核电荷数越大导致越小（1）影响因素：原子半径电子能层数核电荷数导致越大电子之间的排斥力也就越大核对电子的引力也就越大原子半径____原子半径____这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变1.原子半径二、元素周期律

小结(2)递变规律：原子半径同周期同主族从左到右，随核电荷数增大，原子半径减小。从上到下，随电子的能层数增多，原子半径增大。1.原子半径二、元素周期律

规律：同周期，序大径小:同主族，层多径大:同结构，序大径小:同元素，数大径大:如

r(Cl)<r(Al)<r(Na)如

r(I)>

r(Br)>r(Cl)>r(F)如

r(Al3+)<r(Mg2+)<r(Na+)<r(Ne)

<r(F)<r(O2-)如

r(Al)>r(Al3+)r(S2-)>r(S)

r(Fe2+)>r(Fe3+)粒子半径大小比较：①“一层”：先看电子层，电子层数越多，半径越大；②“二核”：若电子层数相同,则核电荷数越大,半径越小；③“三”电子：若电子层数、核电荷数都相同，则核外电子数越多，半径越大。小结试比较下列粒子的半径：1.r(Na+)

r(Mg2+)

r(Al3+)2.r(Li+)

r(Na+)

r(K+)3.r(H-)

r(Li+)

r(Be2+)4.r(S2-)

r(Cl-)

r(K+)

r(Ca2+)5.r(Fe)

r(Fe2+)

r(Fe3+)6.r(Al3+)

r(O2-)

r(S2-)＞＞＜＜＞＞＞＞＞＜＜对点训练层多径大序小径大序小径大序小径大序小径大层多径大价低径大＞＞1.原子半径二、元素周期律

（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。符号：I1单位：KJ/mol2.电离能二、元素周期律

概念表述中的“气态”、“基态”、“电中性”、“失去一个电子”等都是保证“能量最低”的条件。从气态基态正离子再失去一个电子所需要的最低能量叫做第二电离能。符号：I2,第三电离能和第四、第五电离能依此类推。(2)逐级电离能：元素原子有几个电子，就有几级电离能.（3）表示式：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)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<…因为原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难.

观察图1-22，总结元素第一电离能的变化规律：（4）不同元素第一电离能的周期性变化规律：2.电离能二、元素周期律

①同周期：从左到右，I1总体呈现增大趋势。（但ⅡA、ⅢA、ⅤA、ⅥA有反常）②同主族：从上到下，

I1总体呈现减小趋势③特例（短周期）：

如：第二周期：Be>BN>O

第三周期：Mg>AlP>S第ⅡA元素>第ⅢA元素、

第ⅤA元素>第ⅥA元素

(电离能最小的是碱金属，最大的是稀有气体元素）从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？③电离能大小反常原因2.电离能二、元素周期律

解释：同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。解释：同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。（4）不同元素第一电离能的周期性变化规律：①同周期：从左到右，I1总体呈现增大趋势②同主族：从上到下，

I1总体呈现减小趋势如何解释?从洪特规则特例方面解释:这是因为第ⅡA族元素的最外层全满，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定不容易失去电子，所以电离能较高。—Be、Mg的2p、3p能级为全空的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。—N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。主族元素Be、MgB、AlN、PO、S价层电子排布ⅤAⅥAⅡAⅢAns2np4ns2np1ns2ns2np3解释：电离能大小反常原因2.电离能二、元素周期律

所失电子的能级：能量：3s2<3p1价层电子排布：全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高。为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？思考与讨论碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐减小，则原子越容易失电子，碱金属的活泼性逐渐增强。

(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？二、元素周期律(2)为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？思考与讨论二、元素周期律随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再要失去一个电子需克服的引力越来越大，消耗的能量越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。2.电离能

电离能kJ·molNaMgAl第一电离能496738578第二电离能456214511817第三电离能691277332745第四电离能95431054011575第五电离能133531363014830第六电离能166101799518376第七电离能201142170323293当相邻逐级电离能发生突跃变化时，说明失去的电子所在能层发生了变化。如Na元素，I1<<I2，表明Na原子容易失去一个电子形成+1价阳离子，故钠常显+1价。

这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？钠、镁、铝的常见化合价分别是＋1、＋2、＋3化合价等于电离能突变前电离能组数。思考与讨论2.电离能二、元素周期律

①判断元素的金属性强弱电离能越小，金属越容易失去电子，

元素的金属性越强，电离能越大，金属越不容易失去电子,元素的金属性越弱。(5)应用：2.电离能二、元素周期律

②确定元素的最高正化合价（I1、I2……表示各级电离能）如果某元素的In<<In+1，则该元素的常见化合价为+n价，如钠元素I1<<I2，所以钠元素的化合价为+1价。多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。③判断核外电子的分层排布情况同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。④

反映元素原子的核外电子排布特点金属活动性顺序:

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。注意：金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不一致。2.电离能二、元素周期律

（6）意义：①第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷。【随堂练习】正误判断(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强()(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小()(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大()(4)H的第一电离能大于C的第一电离能()(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大()(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大()×√×√××2.电离能二、元素周期律

电负性鲍林二、元素周期律化学键：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（离子键、共价键、金属键）回顾：什么是化学键？原子的价电子键合电子：参与形成化学键的电子孤对电子：未参与形成化学键的电子

为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量不同元素的原子在化合物中吸引成键电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。（3）大小的标准：以氟的电负性为和锂的电负性为作为相对标准，得出各元素的电负性。3.电负性二、元素周期律

（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，形成阴离子的倾向越大，非金属性越强.电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱。电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小；（1）概念:电负性是相对值，没单位（4）电负性的递变规律一般金属元素的电负性较小,非金属元素的电负性较大3.电负性二、元素周期律

电负性标准氟:

锂:一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；

同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。规律:

元素的电负性变化趋势[绘制变化图]请利用图1－23的数据制作第三周期元素、第ⅠA族和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。[比较与分析]根据图1－22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。探究同周期从左到右电负性渐大，同主族到上到下电负性渐小。3.电负性二、元素周期律

同周期元素原子从左到右，第一电离能总体增加(个别反常），电负性渐大。因为，从左到右，原子半径渐小，原子核对最外层电子吸引力渐大，原子失电子能力渐弱，得电子能力渐强。3.电负性二、元素周期律

同主族元素原子从上到下，第一电离能渐小，电负性也渐小。因为，从上到下，原子半径渐大，原子核对最外层电子吸引力渐小，原子失电子能力渐强，得电子能力渐弱。二、元素周期律(5)电负性的应用①判断元素金属性和非金属性的强弱电负性越大，非金属元素越活泼电负性＜1.8电负性≈1.8电负性＞1.8为金属为“类金属”为非金属非金属三角区边界“类金属”(如锗、锑）既有金属性又有非金属性对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释：Li、Mg的电负性分别为、Be、Al的电负性分别为、B、Si的电负性分别为、电负性越小，金属元素越活泼3.电负性二、元素周期律

②判断化合物中元素化合价的正负电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。HClO：BrCl:H—O—Cl-2+1Br—Cl+1-1HSiHHH甲硅烷SiH4+4显正价显负价-1HHCHH甲烷CH4-4显负价显正价+1NCl3+H2O=NH3+HClO-3+13.电负性二、元素周期律

③判断化学键的类型【思考】AlCl3(BeCl3)CaOH2O电负性的差:化学键类型:

电负性0.9电负性差离子化合物电负性

2.1电负性差共价化合物特例：NaH为离子化合物（电负性差

）

HF为共价化合物（电负性差

）

共价键

离子键

共价键

1.52.11.4

3.电负性二、元素周期律

若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I④判断化学键的极性强弱3.电负性二、元素周期律

注：①电离能包括稀有气体，电负性不包括②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA小结：二、元素周期律【随堂练习】正误判断(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)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强(

)(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素(

)(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大(

)(5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点(

)√√××√3.电负性二、元素周期律

2、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（

）22B1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（

）A.Na、K、Rb B.F、Cl