1.2.2元素周期律课件高二下学期化学人教版选择性必修22

第一章

原子结构与性质第二节

原子结构与元素的性质

课时2

元素周期律课堂导入在必修阶段我们进行了元素周期律部分内容的学习，知道原子半径会呈现周期性的变化，你还记得影响原子半径大小的因素有哪些吗？课堂学习同一周期从左到右，电子能层数相同，随着核电荷数的增大，原子核对电子的吸引力增大，原子半径逐渐减小。原子半径同一主族从上到下，核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐增多，电子能层数增多为主要因素，原子半径逐渐增大。由此可见，影响原子半径的因素为：电子的能层数，电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大；核电荷数，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。课堂学习原子半径微粒半径的比较方法：1.一层，先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大；2.二核，若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小；3.三电子，若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。r(O2-)___

r(S2-)___

r(Se2-)___

r(Te2-)r(O2-)___r(F-)___r(Na+)___r(Mg2+)___r(Al3+)r(Fe)___r(Fe2+)___r(Fe3+)r(K+)___r(Mg2+)＞＜＜＜＞＞＞＞＞＞课堂学习我们知道，许多原子在形成化合物时需要失去或得到电子，这种失电子或得电子的能力应该如何描述？电离能第一电离能：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，符号表示为I1，单位为kJ/mol。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。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度：I1数值越小，原子越容易失去一个电子，金属性越强；I1数值越大，原子越难失去一个电子，非金属性越强。课堂学习电离能特例：第IIA族元素的电子排布是全充满的，比较稳定，第一电离能高于第IIIA族元素；第VA族元素的电子排布是半充满的，比较稳定，第一电离能高于第VIA族元素。第一电离能变化规律：(1)每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大，即一般来说，同周期随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势；(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐减小；(3)第一电离能也呈现周期性变化趋势。过渡元素的第一电离能变化并不规则，一般认为同周期随着核电荷数的增加，第一电离能略有增加。课堂学习各级电离能的大小情况为：I1<I2<I3，你能结合具体数据解释原因吗？电离能Na(g)=Na+(g)+e-

1s22s22p63s1→1s22s22p6Na+(g)=Na2+(g)+e-

1s22s22p6→1s22s22p5Mg(g)=Mg+(g)+e-

Mg+(g)=Mg2+(g)+e-

Mg2+(g)=Mg3+(g)+e-

1s22s22p63s2→1s22s22p63s11s22s22p63s1→1s22s22p61s22s22p6→1s22s22p5课堂学习电离能观察Na和Mg的相关电离能数据，你有没有发现什么规律？原子失去电子后半径变小，剩余电子离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，电离所需的能量也就越大。根据电离能数据可以确定元素原子核外电子的排布及元素的主要化合价，比如Na的电离能：I1≪I2＜I3，表明Na原子核外的电子排布在不同的能层上(K、L、M能层)，且最外层上只有一个电子，易失去1个电子形成+1价阳离子。同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大；相邻的逐级电离能发生突变时，失去电子所在的能层也发生变化。课堂学习电离能的数据反映了原子失电子的能力，那如何描述原子得电子的能力呢？电负性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来说，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性的描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年他首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性的概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。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。键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。电负性大小的衡量标准：以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准。课堂学习电负性根据下图，你能总结出电负性的递变规律吗？课堂学习电负性电负性的递变规律(1)一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。(2)一般来说，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。除此之外，还能发现：非金属元素电负性＞1.8，具有非金属性；金属元素电负性＜1.8，具有金属性；类金属元素电负性≈1.8，具有两性。课堂学习电负性利用电负性判断化合价：①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。②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。示例：HCl中Cl的电负性强于H，故Cl为-1价，H为+1价。课堂学习电负性利用电负性判断化学键的类型①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，如NaCl，MgO；②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，如HCl，AlCl3。注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子键，如HF中形成共价键；电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价键，如NaH中形成离子键。课堂学习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能层数相同增加最外层电子数最外层电子数1→2或8相同金属性减弱增强非金属性增强减弱单质的氧化性与还原性氧化性增强减弱还原性减弱增强最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强减弱碱性减弱增强气态氢化物稳定性增强减弱第一电离能增大

(ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)减小电负性增大减小同周期、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能层数最外层电子数最外层电子数金属性非金属性单质的氧化性与还原性氧化性还原性最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性碱性气态氢化物稳定性第一电离能电负性课堂学习元素周期律的综合应用利用元素周期律进行元素推断：(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性；(2)利用常见元素及其化合物的特征性质。由基态原子的价层电子排布确定元素在元素周期表中的位置：(1)周期序数=电子层数=最高能层序数；(2)主族元素的族序数=价层电子数；(3)第ⅢB族～第ⅦB族的价层电子排布为(n-1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数

等于价层电子数。比如锰的价层电子排布为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。(4)第ⅠB族和第ⅡB族的价层电子排布为(n-1)d10ns1～2，族序数=ns能级上的电子数。课堂巩固正误判断1.任一元素的原子半径总大于离子半径。4.NaH的存在可以支持将H元素归于第VIIA族的观点。2.Al的第一电离能大于Mg的第一电离能。3.同一周期元素中电负性最大的为稀有气体元素。×××√下列铍元素的不同微粒，若再失去一个电子需要能量最大的是()A． B． C． D．课堂巩固C如图是11～17号元素某些性质的变化趋势图，下列说法正确的是()A．y轴表示的可能是第一电离能B．y轴表示的可能是元素的最低负价C．y轴表示的可能是原子半径D．y轴表示的可能是电负性D已知元素电负性数值为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2，你认为上述四种元素中，哪两种元素最容易形成离子化合物()A.X与Y