2.2元素周期律课件高二下学期化学人教版选择性必修23

第二节原子结构与元素的性质第2课时元素周期律知识回顾：(1)含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。元素周期律元素的金属性和非金属性同一主族元素，结构相似，性质相似Na11钠Li3锂K19钾Rb37铷Cs55铯最外层电子数____从上到下核电核数_____电子层数______原子半径______原子核对最外层电子吸引力_____失电子能力_____还原性______金属性_____得电子能力_____氧化性______非金属性______F9氟Cl17氯Br35溴I53碘At85砹相同增多增多增大减弱增强增强增强减弱减弱减弱同一周期元素（稀有气体除外）Na11钠Mg12镁Al13铝Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氩同一周期，电子层数_______从左到右，金属性逐渐_______非金属性逐渐______金属性越强，最高价氧化物对应水化物_______非金属性：______最高价氧化物对应水化物_____单质与氢气反应条件______生成的氢化物稳定性______相同减弱增强碱性越强酸性越强越容易越强越强元素金属性、非金属性变化规律:

元素金属性↑单质还原性↑失电子能力↑碱性↑和H2O反应能力↑和酸反应能力↑对应离子氧化性↓

元素非金属性↑单质氧化性↑得电子能力↑最高价含氧酸酸性↑和H2反应能力↑气态氢化物稳定性↑对应离子还原性↓最高正价+︱最低负价︱=8主族元素最高正价=主要化合价同周期元素的主要化合价：最高正价:最低负价:+1递增到+7。（氟、氧例外）-4递增到-1，呈现周期性的变化。族序数=最外层电子数（O、F除外）原子半径

原子半径电子的能层数核电荷数取决于核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。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。电子层数多的原子，其半径不一定大！如r(Li)＞r(S)＞r(Cl)

注意：1、同周期：2、同主族：电子能层数增加占主导因素，原子半径增大。核电荷数增加占主导因素使得原子核对电子的引力增加，从而使原子半径减小。原子半径影响因素比较微粒半径大小规律：一看电子层：最外层电子数相同时,电子层数越多,原子半径越大。二看核电荷数：电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。三看核外电子数：电子层数核电荷数都相同时,电子数越多，原

子半径越大。同种元素：价态越高，半径越小电子层结构相同的离子：阴前阳下，径小序大。1、正误判断(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径()(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同()(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大()(4)各元素的原子半径总比离子半径大()(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小()××√××2、某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的最外层电子数为（

）A、4 B、5 C、6 D、73、某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，这种元素的气态氢化物的化学式是A、HXB、H2XC、XH3D、XH4CA4、下列有关元素性质的递变规律不正确的是(

)A．Na、Mg、Al的还原性逐渐减弱B．HCl、PH3、H2S气态氢化物的稳定性逐渐减弱C．NaOH、KOH的碱性逐渐增强D．Na、K、Rb的原子半径依次增大B5、下列对原子半径的理解不正确的是(

)A．同周期元素(除稀有气体元素外)从左到右，原子半径依次减小B．对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小C．各元素的原子半径总比其离子半径大D．阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径C6、比较下列微粒的半径的大小：(1)CaAl(2)Na+Na(3)Cl-Cl(4)K+Ca2+S2-Cl-

><>S2->CI->K+>Ca2+7、下列离子半径的大小顺序正确的是(

)①Na＋：1s22s22p6

②X2－：1s22s22p63s23p6③Y2－：1s22s22p6

④Z－：1s22s22p63s23p6A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞①C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞①D8（双选）、具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C下列分析正确的是（）A.原子序数关系：C>B>AB.微粒半径关系：Bn->An+C.C微粒是稀有气体元素的原子.D.原子半径关系是：A<B<CBC9、若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是()A、离子半径：Am＋<Bn－

B、原子半径：A<BC、A的原子序数比B的大m＋n

D、b＝a－n－mB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？电离能1、第一电离能概念：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。符号I1表示，单位：kJ/mol意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度

。第一电离

能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值

越大，原子越难失去一个电子。元素第一电离能的递变规律同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。增大ⅠA族元素（氢和碱金属）第一电离能最小，零族元素（稀有气体）第一电离能最大。同主族：从上到下，元素的第一电离能逐渐_____。减小Be:1s22s2B:1s22s22p1Mg:1s22s22p63s2

Al:1s22s22p63s23p1同周期第一电离能反常：ⅡA

＞ⅢA;ⅤA＞ⅥA原因：ⅡA全空、ⅤA全充满，比较稳定，

难失去电子，第一电离能较高。板书元素周期律原子半径同周期：从左→右，逐渐减小同主族：从上→下，逐渐增大

影响因素电子的能层数核电荷数电离能

从左到右，元素的I1呈增大趋势

同主族：从上到下，元素的I1逐渐减小ⅠA族的I1最小，零族元素I1最大同周期反常（ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA）规律规律概念：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。＞

1、判断下列元素间第一电离能的大小：Na___KO___NN___PF___NeMg___AlCl___S＜

＞

＜

＞

＞

①KNaLi②BCBeN③HeNeAr④NaAlSPLi＞Na＞KN＞C＞Be＞BHe＞Ne＞ArP＞S＞Al＞Na2、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：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逐级电离能概念：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

用I2表示。第三电离能和第四、第五电离能依此类推

用I3、I4

……表示。同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1＜I2＜I3……

随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。为什么原子的逐级电离能越来越大?当相邻逐级电离能发生突变时，说明失去的电子所在的能层发生了变化。电离能应用1、判断元素金属性、非金属性强弱一般情况下I1越小,金属性越强；I1越大,非金属性越强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温馨提示：电离能应用2、利用逐级电离能确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价

如Li：I1≪I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层

上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个

电子形成＋1价阳离子。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

钠原子的I1较低，而I2突跃式变高，也就是说，I2>>I1。钠原子很容易失去一个电子成为+1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不再失去第2个电子。

同理分析镁和铝数据的突跃变化说明了什么?

说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。判断X、Y、Z化合价？I1I2I3I4X500102069009500Y5801800270011600Z420310044005900X:+2;Y:+3;Z:+1板书应用逐级电离能同种元素I1

＜I2

＜I3

＜I4

判断元素金属性、非金属性强弱一般I1越小,金属性越强；I1越大,非金属性越强利用逐级电离能确定元素的化合价（突变）如K：I1≪I2＜I3，最外层只有一个电子，＋1价1、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