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24

第二节原子结构与元素的性质第一章原子结构和性质第2课时元素周期律1、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，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的理解。2、建构元素周期律模型，能列举元素周期律的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。学习目标知识回顾：元素周期律内涵丰富多样，除了以上几点，还有……元素周期律1.内容：元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律2.实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果3.规律：金属性↑还原性(失电子能力)↑碱性↑非金属性↓氧化性(得电子能力)

↓酸性↓氢化物的稳定性↓一、原子半径同周期：同主族：1、原子半径变化规律：从上到下，原子半径逐渐增大从左到右，原子半径逐渐减小2、决定半径大小的因素电子能层数核电荷数核外电子数（稀有气体除外）3、粒子半径大小比较的方法——三看一看电子层数：层多径大（一般用于同族或者相邻族原子的比较）二看核电荷数：同层，序小径大（可用于原子或离子的比较）三看电子数：同种元素，价低径大（可用于同种元素原子与离子的比较）例如：LiNaK<<例如：O2-F-Na+

>>例如：Fe3+Fe2+FeCl-

Cl<<>考点一：粒子半径）链接高考"小于"B小于3.下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是()

A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2-B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl-C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2-D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+C二、电离能1、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。4、表示：2、符号和单位：符号：I1

单位：kJ·mol-1M(g)-e-=M+(g)

I1(第一电离能)3、意义：判断原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，越容易失去一个电子。M(g)+-e-=M2+(g)

I2(第二电离能)M(g)2+-e-=M3+(g)

I3(第三电离能)I1<I2<I3逐级电离能观察下图，总结第一电离能的变化规律同周期第一电离能的大小顺序：IA<ⅢA

<ⅡA<IⅤA<ⅥA<ⅤA<ⅥIA<0族Be>BN>OMg>AlP>S问题：从原子结构角度解释电离能大小反常原因原因：简并轨道在半充满、全充满和全空时较稳定，难失电子所以电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥABe：2s2>B：2s22p1Mg：3s2>Al：3s23p1N：2s22p3

>O：2s22p4P：3s23p3

>S：3s23p4【思考与讨论P24】1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强电离能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376I72011421703232932.为什么原子的逐级电离能越来越大？随着电子逐个失去，阳离子所带的正电荷数越大，原子核对电子引力越大，失电子越难。若电离能在In与In+1之间发生突变，则原子的主要化合价为+n，最外层电子数为n3.电离能与钠、镁、铝的化合价有什么联系？Mg原子的三级电离能比较示意图5、电离能的应用①判断元素金属性、非金属性的强弱电离能越小，元素的金属性越强电离能越大，元素的非金属性越强②判断元素的化合价若电离能在In与In+1之间发生突变，则原子的主要化合价为+n③判断元素原子的核外电子排布电离能突变，则电子层发生了变化电离能I1I2I3I4……kJ·mol-15781817274511578……2、有一种元素的逐级电离能数据如下：当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是()A.X+B.X2+C.X3+D.X4+C及时巩固1、在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是(

)

A

ns2np3B

ns2np4C

ns2np5D

ns2np6B三、电负性1、基本概念化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力键合电子：原子中用于形成化学键的电子电负性：描述不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的数值2、电负性的意义：衡量元素在化合物中吸引电子的能力元素的电负性越大，对键合电子的吸引能力越强3、衡量标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。4、电负性的递变规律：同周期：从左到右，元素的电负性逐渐增大同主族：从上到下，元素的电负性逐渐减小5、电负性的应用：①判断元素金属性和非金属性的强弱类金属≈1.8既有金属性，又有非金属性非金属＞1.8电负性越大，非金属性越强金属＜1.8电负性越小，金属性越强5、电负性的应用：②判断化合物中元素化合价的正负例：NaH中，Na：0.9H：2.1Na显正价，H显负价③判断化学键的类型一般：成键元素原子的电负性差值＞1.7，形成离子键

(特例HF)(特例NaH)成键元素原子的电负性差值＜1.7，形成共价键解释对角线规则Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2Be、Al的电负性分别为1.5、1.5B、Si的电负性分别为2.0、1.8电负性接近，性质相似3、查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2(1)属于共价化合物的是____________。(2)属于离子化合物的是____________。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8②③⑤⑥①④及时巩固4、下列不是元素电负性的应用的是()A.判断一种元素是金属还是非金属B.判断化合物中元素化合价的正负C.判断化学键的类型D.判断化合物的溶解度D及时巩固【总结】r增大r减小①稀有气体电离能为同周期中最大。同周期元素：同主族元素：从左至右：电离能和电负性都变大（半径减小）从上至下：电离能和电负性都变小（半径增大）周期律③比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。②第一电离能:ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族。注意:金属性↑还原性(失电子能力)↑碱性↑非金属性↓氧化性(得电子能力)

↓酸性↓氢化物的稳定性↓电离能↓电负性↓元素周期律2.对价电子构型为2s22p5的