元素周期律课件高二下学期化学人教版选择性必修2

第二节

原子结构与元素的性质第2课时

元素周期律【情景导入】【讲授指导】原子半径的决定因素和变化规律[问题1]观察元素周期表中主族元素的原子半径变化有何规律？半径呈现周期性变化的原因是什么？同一周期：从左到右原子半径逐渐减小同一主族：从上往下原子半径逐渐增大。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。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。原子半径取决于能层数核电荷数原子半径_____越大能层数越多能层数相同核电荷数越大核对电子的引力也就越大导致原子半径_____越小原子半径影响因素【讲授指导】原子半径的决定因素和变化规律微粒半径的比较方法：一层：二核：三电子：若能层数、核电荷数均相同，核外电子数多的半径大。若能层数相同，核电荷数越大，微粒半径越小；能层数越多，一般微粒半径越大；电子间的排斥作用越强导致【训练巩固】

1.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C2.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＞①【训练巩固】

D【讲授指导】电离能

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，符号表示为I1，单位为kJ/mol。1.第一电离能：2.逐级电离能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)电离能I1I3I2铍原子3.意义:同一原子：I1<I2<I3……电离能数值越小,该气态原子越容易失去电子。可利用电离能数值判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。【思考交流】对于同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，从左到右，元素的第一电离整体呈增大趋势，同周期元素原子电子层数相同，随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强特例：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。【思考交流】同主族元素，总体上自上而下第一电离能整体趋势减小同主族元素原子：价电子数相同，自上而下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱。原子半径：同族原子半径越大，原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。核电荷数：同周期原子核电荷数越大、半径越小，核对外层电子引力越大，越难失电子，电离能越大。第一能量影响因素【思考】下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能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？【讲授指导】电离能的应用1.根据电离能数据，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___________形成________阳离子一个电子+1价2.判断元素的金属性、非金属性强弱I1越大，元素的

性越强；I1越小，元素的

性越强非金属金属【训练巩固】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离能大()(4)在所有元素中，氟的第一电离能最大()(5)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()(6)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能()×√×××√【训练巩固】2.某元素的逐级电离能依次为899kJ·mol-1、1757kJ·mol-1、14840kJ·mol-1、18025kJ·mol-1，则该元素在元素周期表中位于()A.第ⅠA族 B.第ⅡA族C.第ⅢA族D.第ⅣA族B3.在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是()A.3s23p3

B.3s23p5

C.3s23p4

D.3s23p6C【名人典故】

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，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。(美国·鲍林)1954年诺贝尔化学学奖1962年诺贝尔和平学奖【讲授指导】电负性1.键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。H....F..+....F..H..键合电子键合电子孤对电子2.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。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。意义：【讲授指导】电负性3.衡量标准氟:4.0锂:1.04.电负性的递变规律：同周期:从左→右，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。同主族:从上→下，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。【讲授指导】电负性5.电负性的应用：(1)判断元素的金属性与非金属性电负性≈1.8“类金属”电负性>1.8非金属电负性<1.8金属电负性越大，非金属越强电负性越小，金属越强(2)判断元素的化合价通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价CH4SiH4-4+1+4-1ICl+1-1【训练巩固】1.元素电负性随原子序数的递增而增大的是(

)A.Na

K

Rb B.N

P

AsC.O

S

Cl D.Si

P

ClD2.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是(

)A.1s22s22p4B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2D.1s22s22p63s23p64s2A【讲授指导】电负性[注意]此规则不能绝对化电负性之差大于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。（3）判断化学键的类型电负性相差>1.7离子键MgCl2电负性相差<1.7共价键AlCl35.电负性的应用：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－I【思辨总结】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__________最外层电子数1→2或8_____金属性__________非金属性__________单质的氧化性、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的稳定性第一电离能电负性相同增加相同减弱增强增强减弱增强减弱减弱增强增强减弱减弱增强增强减弱增大减小变大变小3．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p