25秋-26春湖北长江作业本 化学人教选择性必修2 03 第一章　第二节　第2课时　元素周期律课件

现代文阅读Ⅰ把握共性之“新”打通应考之“脉”第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第2课时元素周期律第一单元伟大的复兴·中国革命传统作品研习学习任务目标1．理解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化规律。2．能应用元素的电离能、电负性解释元素的某些性质。3．理解元素的“位置”“结构”“性质”三者之间的关系。问题式预习一、原子半径1．影响原子半径大小的因素2．原子半径周期性变化的具体表现二、电离能1．概念________原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的________叫做第一电离能。2．元素第一电离能的变化规律(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现____的趋势。(2)同族元素从上到下第一电离能____。气态基态最低能量递增变小三、电负性1．键合电子和电负性的含义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成______的电子。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对________吸引力的大小。电负性越大的原子，对________的吸引力____。2．衡量标准：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(稀有气体未计)。化学键键合电子键合电子越大4.01.03．递变规律(一般情况)(1)同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐____。(2)同族元素从上到下，元素的电负性逐渐____。变大变小4．应用(1)判断元素金属性、非金属性强弱。(2)判断化学键类型。①若两成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。②若两成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。任务式研习任务一粒子半径大小的比较阅读教材P22原子半径的内容，结合主族元素原子半径的周期性变化图示，交流讨论。活动1元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？怎样解释这种趋势？提示：同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其主要原因是同周期主族元素的能层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引作用也就越大，从而使原子半径减小。活动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？怎样解释这种趋势？提示：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，其原因是电子能层增加，电子之间的排斥作用使原子半径增大。活动3将下列粒子按半径由大到小的顺序排列。(1)S2-、Cl－、K＋、Na＋。(2)Br－、Br、Cl。(3)Na＋、Al3+、Cl－、F－。提示：(1)S2-、Cl－、K＋的核外电子排布相同，核电荷数越小，离子半径越大，又因K＋比Na＋多1个能层，故有r(S2-)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Na＋)。(2)Br－比Br多1个电子，半径大，Br比Cl多1个能层，故

r(Br－)＞r(Br)＞r(Cl)。(3)Na＋、Al3+、F－的核外电子排布相同，核电荷数越小，离子半径越大，Cl－比F－多1个能层，故有

r(Cl－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Al3+)。1．下列有关粒子半径的大小比较，错误的是(

)A．K>Na>LiB．Na＋>Mg2+>Al3+C．Mg2+>Na＋>F－D．Cl－>F－>F√C

解析：同主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大，A正确；核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，B正确；半径大小应为Mg2+<Na＋<F－，C错误；Cl－比F－多一个电子层，故半径：Cl－>F－，F－比F多一个电子，故半径：F－>F，D正确。2．X和Y两元素的阳离子具有相同的能层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外能层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素的原子序数的关系是(

)A．X>Y>Z

B．Y>Z>XC．Z>X>Y D．Z>Y>X√D

解析：X和Y两元素的阳离子具有相同的能层结构，且X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，所以X元素的原子序数小于Y元素的原子序数，即Y>X；而Z和Y两元素的原子核外能层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，所以Z元素的原子序数大于Y元素的原子序数。3．下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是(

)A．NaF

B．MgI2C．BaI2 D．KBrB

解析：四个选项所涉及的阳离子中，半径最小的是Mg2+，所涉及的阴离子中，半径最大的是I－，故阳离子和阴离子半径之比最小的是MgI2。√4．某胃药的主要成分是氢氧化铝，同时含有三硅酸镁(Mg2Si3O8·H2O)等化合物。下列说法错误的是(

)A．五种元素的原子半径大小为r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(O)>r(H)B．铝元素原子核外共有5种不同运动状态的电子C．钠离子半径比铝离子半径大D．镁元素基态原子的核外电子排布式是1s22s22p63s2√B

解析：B项，铝元素基态原子的核外电子轨道表示式为原子核外共有5种不同能级(分别为1s、2s、2p、3s、3p)，13种不同运动状态的电子。比较原子半径大小的思维流程任务二电离能及其应用结合图示，分析以下问题：活动1

碱金属元素的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？碱金属元素的第一电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？提示：碱金属元素从上到下第一电离能逐渐减小；碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性越强。活动2为什么在同一周期中，从左到右随着原子序数的增大，元素第一电离能的变化有些曲折，如第ⅡA族元素的I1大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素的I1大于第ⅥA族元素。提示：这与原子的外层电子结构有着密切联系。第ⅡA族的元素有着比较稳定的ns2np0(s轨道全充满，p轨道全空)结构，第ⅤA族的元素有着比较稳定的ns2np3(s轨道全充满，p轨道半充满)结构，因而其原子稳定，第一电离能较高。活动3下表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能：元素NaMgAl电离能/(kJ·mol-1)49673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293(1)为什么同一元素的电离能逐级增大？(2)为什么钠、镁、铝的化合价分别为＋1价、＋2价、＋3价？提示：(1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<……这是由于原子失去一个电子形成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，原子核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子更难失去，故I2>I1，同理I3>I2。(2)钠的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3价离子。√1．下列各组基态原子中，第一电离能前者大于后者的是(

)A．S和P

B．Mg和AlC．Na和Mg D．Ne和HeB

解析：基态S和P的价层电子排布式分别为3s23p4和3s23p3，由于P的3p轨道处于半充满状态，较稳定，所以I1(S)<I1(P)；基态Na、Mg、Al的价层电子排布式分别为3s1、3s2、3s23p1，由于Mg的3s轨道处于全充满状态，故其第一电离能最大；He与Ne同族，I1(He)>I1(Ne)。2．下列电子结构中，第一电离能最小的原子可能是(

)A．ns2np3 B．ns2np5C．ns2np4 D．ns2np6C

解析：ns2np3属于第ⅤA族元素，ns2np5属于第ⅦA族元素，ns2np4属于第ⅥA族元素，ns2np6属于0族元素，如果这几种元素都是第二周期元素，其第一电离能大小顺序是Ne＞F＞N＞O，所以第一电离能最小的原子可能是第ⅥA族元素。√√3．阻燃剂FR分子的结构如图所示。下列说法错误的是(

)A．分子中P的基态原子的价层电子排布式为3s23p3B.第一电离能：N>O>CC．基态碳原子有4种空间运动状态的电子D．该化合物中所有元素都分布在p区D

解析：P的基态原子的价层电子排布式为3s23p3，故A正确；同周期主族元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，N的2p轨道处于半充满状态，所以其第一电离能比同周期相邻的元素都大，故B正确；基态碳原子核外电子排布式为1s22s22p2，因此有4种空间运动状态的电子，故C正确；H位于s区，故D错误。4．(1)第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有________种。(2)依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照图中B、F的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。解析：(1)氮原子的2p轨道处于半充满状态，较稳定，其第一电离能比氧的大，铍原子的2s轨道处于全充满状态，其第一电离能比硼的大，所以第一电离能介于B和N之间的第二周期元素有Be、C、O3种。(2)第二周期元素的第一电离能从左到右呈增大趋势，但由于N的2p轨道处于半充满状态，较稳定，所以N的第一电离能大于O的，据此可标出C、N、O三种元素的相对位置。答案：(1)3(2)如图所示1．第一电离能的变化规律(1)同一族：同一族元素能层数不同，最外层电子数相同，半径越大，原子核对外层电子的吸引力越小，越易失去电子，第一电离能也就越小。(2)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的能层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的吸引力增大。因此，越靠右的元素，越不易失去电子，第一电离能也就越大，稀有气体元素的第一电离能是同周期元素中最大的。(3)部分第一电离能反常现象的解释：①Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→Al(3s23p1)的反常，是因Be、Mg的基态原子s轨道处于全充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。②N(2p3)→O(2p4)和P(3p3)→S(3p4)的反常，原因是基态N的2p轨道、基态P原子的3p轨道处于半充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。2．电离能的应用(1)确定元素的化合价。如K的I1

I2<I3，表明K容易失去一个电子形成＋1价阳离子。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。任务三

电负性的应用电负性是表述原子吸引键合电子能力大小的一种度量，可以用下图形象表述。阅读教材P24～P26内容，思考并回答有关问题。活动1

怎样理解电负性可以度量元素的金属性与非金属性的强弱？提示：金属元素原子越容易失去电子，对键合电子的吸引力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素原子越容易得到电子，对键合电子的吸引力越大，电负性越大，其非金属性越强，所以可以用电负性来度量元素的金属性与非金属性的强弱。活动2根据电负性的变化规律，分析预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)?提示：电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Cs。√1．下列对电负性的理解，不正确的是(

)A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准B．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C．根据电负性的大小，可判断化合物XY中两元素化合价的正负D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关D

解析：电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准，A正确；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，B正确；元素的电负性越大，则元素的非金属性越强，反之则元素的金属性越强，故在化合物XY中电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价，C正确；一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，因此电负性与原子结构有关，D错误。√2．我国科学家在嫦娥五号月壤样品中发现一种新矿物，命名为“嫦娥石”。“嫦娥石”是一种磷酸盐矿物，属于陨磷钠镁钙石(Merrillite)族。下列说法正确的是(

)A．电负性：χ(P)<χ(O)B．第一电离能：I1(Mg)<I1(Na)C．碱性：Ca(OH)2<Mg(OH)2D．半径：r(O2-)<r(Mg2+)A

解析：同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，电负性：χ(P)<χ(S)<χ(O)，故A正确；同周期主族元素随着核电荷数的增大，第一电离能呈增大趋势，Mg的3s轨道处于全充满状态，第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能：I1(Mg)＞I1(Na)，故B错误；同主族元素随着核电荷数的增大，金属性逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐增强，碱性：Ca(OH)2＞Mg(OH)2，故C错误；O2-和Mg2+的核外电子排布相同，O2-的核电荷数小，半径更大，故D错误。√3．下列各组元素按电负性大小排列正确的是(

)A．F>N>O B．O>Cl>FC．As>P>N D．Cl>S>AsD

解析：A项，电负性：O>N；B项，氟元素电负性最大；C项，电负性：As<P<N。4．碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。(1)第二周期元素中基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性较小的元素是____________。(2)从电负性角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强到弱的顺序为____________。(3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为____________。(4)基态锗(Ge)原子的核外电子排布式是________，Ge的最高价氯化物的分子式是____________。该元素可能的性质或应用有________(填字母)。A．是一种活泼的金属元素B．其单质可用作半导体材料C．锗的第一电离能大于碳而电负性小于碳(5)已知：Br的电负性为2.8，Cl的电负性为3.0。溴与氯以________(填“离子”或“共价”)键结合成BrCl，BrCl分子中，________显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为_________________________________________。解析：(1)基态Ni的价层电子排布式为3d84s2，原子中含有2个未成对电子，第二周期元素基态原子中含有2个未成对电子的元素有C和O，而O的电负性大于C。(2)电负性由大到小的顺序为O>C>Si，元素的电负性越大，其非金属性越强，则非金属性由强到弱的顺序为O>C>Si。(3)元素的电负性越大，吸引键合电子的能力越强，键合电子偏向于该元素原子，根据题给分子中共用电子对偏向情况可推知电负性由大到小的顺序为C>H>Si。(4)锗是第32号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2；Ge的价层电子数为4，则最高化合价为＋4价，其氯化物分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，A错误；锗单质是一种半导体材料，B正确；锗的电负性和第一电离能均小于碳，C错误。(5)电负性：Br<Cl，但差别不大