元素周期律课件-高二上学期化学人教版选择性必修

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

元素周期律学习目标1、运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。2、了解元素周期律的应用价值。一、原子半径2、规律：(2)同主族，从上到下，原子半径越来越大(1)同周期，从左到右，原子半径越来越小1、影响因素:电子的能层数核电荷数(同族)(同周期)同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小的原因:

同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。【思考与讨论】P23同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大的原因:

同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势。粒子半径大小的比较(三看原则)一看电子层数：电子层数越多,半径越大如：Li<Na<K<Rb<CsLi+

﹤Na+

﹤K+

﹤

Rb+﹤Cs+

二看核电荷数：核电荷数越大，半径越小如：Na>

Mg

>

Al

O2->F->Na+>Mg2+>Al3+Fe3+<Fe2+<Fe三看核外电子数：电子层和核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大如：Cl<

Cl-

1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是()A.Na、K、Rb B.F、Cl、BrC.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋

D.Cl－、Br－、I－C2．下列离子化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比小于1的是(

)A．Na2O B．KF

C．KCl D．MgCl2解析：选B。阴离子半径与阳离子半径之比小于1，说明阴离子半径小于阳离子半径。A.氧离子半径大于钠离子半径，故A不符合题意；B.氟离子半径小于钾离子半径，故B符合题意；C.氯离子半径大于钾离子半径，故C不符合题意；D.氯离子半径大于镁离子半径，故D不符合题意。3．若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的能层结构。那么这四种元素的原子序数从大到小的顺序是什么？这四种离子的半径从大到小的顺序是什么？提示：a＞b＞d＞cr(C3－)＞r(D－)＞r(B＋)＞r(A2＋)。二、第一电离能（I1）1、概念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。用符号I1表示，单位：kJ/mol从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能，符号I2，依次类推。同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<…任务二：探究电离能的递变规律每个周期的第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能_____，即一般来说，同一周期随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈_____趋势。最小最大增大原子核对电子的吸引力越强，第一电离能越大。反常：ⅡA

＞ⅢA;ⅤA＞ⅥA思考与讨论3：在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？价层电子排布：ⅡA全充满、ⅤA半充满结构全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高同理：第一电离能：N＞O,P＞S第一电离能同周期同主族从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大趋势从上到下，元素的第一电离能逐渐减小ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA反常：2、I1的变化规律2.

碱金属电离能变化规律:教材P24（1）碱金属的电离能与金属活泼性关系:金属性越强，I1越小。

解释：原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。随着电子的逐个失去，阳离子核外电子逐渐达到稀有气体的稳定结构，再要失去电子需克服的电性引力消耗能量更大（突跃变化）同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。

因此：当相邻逐级电离能突然变大时（突跃现象），说明失去的电子所在电子能层发生了变化。3.

电离能的应用（1）判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）规律：若某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n价。钠、镁、铝的常见化合价分别是＋1、＋2、＋3Na+(g)Na2+(g)+e-

Na(g)Na+(g)+e-

1s22s22p63s11s22s22p61s22s22p61s22s22p54066跨越不同能层失去电子时，电离能出现突跃，可据此判断原子价层电子数，推测其最高化合价。总结：电离能的应用：①判断元素金属性的强弱规律：若某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n价。②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。③判断核外电子的分层排布情况一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。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(

)×√×××√评价任务2．下列各项中元素的第一电离能依次减小的是(

)A．H、Li、Na、K B．I、Br、Cl、FC．Na、Mg、Al、Si D．Si、Al、Mg、Na解析：选A。A中，四种元素处于同一主族，随着能层数的增加，元素的第一电离能依次减小，A符合题意；B中，四种元素处于同一主族，但能层数依次减小，元素的第一电离能依次增大，B不符合题意；同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族为全满结构，第一电离能比同周期相邻元素大，C、D不符合题意。2.根据下表数据判断X、Y、Z的化合价分别为_________________________。

I1I2I3I4X500102069009500Y5801800270011600Z420310044005900X：＋2，Y：＋3，Z：＋1》4~5倍评价任务3、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.3s23p6C4、下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。元素I1I2I3I4X496456269129543Y57818172745115755.根据表中所列数据的判断错误的是()A.元素X是第ⅠA族的元素B.元素Y的常见化合价是＋3C.元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应D3.[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是_______________________________________________________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是______________________________________________________________________________________________________________________________________________________。I1/(kJ·mol－1)Li520Be900B801Na496Mg738Al578Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故第一电离能更小Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于基态Be原子的s能级处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的评价任务短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次递增，基态X原子的最高能级的单电子数是3；X、Y形成的化合物较多，其中一种化合物为红棕色气体；Z、W均为金属元素，其中基态Z原子最高能层与最低能层的电子数之和是L层电子数的一半。下列说法正确的是(

)A．原子半径：W>Z>Y>XB．第一电离能：W>ZC．简单氢化物的沸点：Y>XD．W、Y形成的化合物是碱性氧化物C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，形象地叫做化学键。键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子键合电子②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大①定义：描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小电负性：三、电负性学习任务：探究电负性的递变规律鲍林选定氟的电负性为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。标准：元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？【思考与讨论】学习任务：探究电负性的递变规律电负性的周期性变化电负性最大的元素:电负性最小的元素：(不考虑稀有气体及放射性元素)FCs1、一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；表明其吸引电子的能力逐渐增强(半径变小)。2、同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小；表明其吸引电子的能力逐渐减少(半径变大)。

3、金属元素的电负性较小，

非金属元素的电负性较大。4、对副族而言,同族元素的电负性也大体呈现同主族元素的变化趋势。递变规律：电负性的应用：H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.9Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.5Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Ti1.8Pb1.9Bi1.91、判断元素的金属性和非金属性电负性＞1.8非金属元素；电负性＜1.8金属元素；电负性≈1.8类金属元素位于非金属三角区边界，既表现金属性,又表现非金属性。特例，如Sb元素电负性为1.9，但其为金属元素H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.9Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.5Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Ti1.8Pb1.9Bi1.92、判断化学键类型两成键元素间电负性差值大于1.7，通常形成离子键两成键元素间电负性差值小于1.7，通常形成共价键电负性0.93.0电负性差2.1离子化合物电负性

2.13.0电负性差0.9共价化合物上述规则不能绝对化特别提醒如：NaH再如：HF4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF为共价化合物2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH为离子化合物2、判断化学键类型若两种不同的非金属元素的原子间形成极性共价键，且成键原子的电负q性之差越大，键的极性越强。如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越大,形成的共价键极性越强。（3）判断化学键的极性强弱键的极性是由于成键原子的电负性不同而引起的。当成键原子的电负性相同或相近时，核间的电子云密集区域在两核的中间位置附近，两个原子核正电荷所形成的正电荷重心和成键电子对的负电荷重心几乎重合，这样的共价键称为非极性共价键电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；HSiHHH甲硅烷SiH4+4显正价显负价-1HHCHH甲烷CH4-4显负价显正价+1（4）判断共价化合物中元素化合价的正负

5、请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出元素的化合价+3-1+1+3-1PCl3ClO2SOCl2+4-2-1NF3

NaAlH4

+4-2+3-1同周期：原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括1.电负性与第一电离能的关系：2.电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？同主族:原子半径渐大，第一电离能增小，电负性渐小电离反常在二五：

电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，

所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。对比总结

评价任务1.正误判断(1)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素(

)(2)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(

)(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素(

)(4)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强(

)√√×√评价任务3.下列各组元素按电负性由大到小排列正确的是A.F>N>O B.O>Cl>FC.As>P>N D.Cl>S>As√4.利用电负性的相关知识，回答下列问题。(1)CH4和CO2所含的三种元素按电负性从大到小的顺序排列为________。O>C>H(2)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__________。C>H>Si（3）溴与氯能以共价键键结合形成BrCl，BrCl中Br的化合价为

，写出BrCl与水发生反应的化学方程式

。【解析】Br和Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，由于电负性Br的小于Cl的，所以Br为＋1价，BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO1．下列关于Al、Na原子结构的分析正确的是(

)A．原子半径：Al＞NaB．第一电离能：Al＞NaC．电负性：Na＞AlD．基态原子未成对电子数：Na＞AlB2．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(

)A．第一电离能：Y可能大于XB．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnXC．最高价含氧酸的酸性：X强于YD．X和Y形成化合物时，X显正价，Y显负价D3．电负性是一种重要的元素性质，某些元素的电负性(鲍林标度)数值如下表所示：元素HLiOAlPSCl电负性2.11.03.51.52.12.53.0下列说法不正确的是(

)A．LiAlH4中H是－1价，该物质具有还原性B．非金属性：O＞ClC．Si的电负性范围为1.5～2.1D．P与Cl形成的化合物中，P显负价，Cl显正价D注:①稀有气体电离能为

同周期中最大。②第一电离能:ⅡA族>

ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。③比较电负性大小时,

不考虑稀有气体元素。1．如图是元素周期表中短周期的一部分，A、B、C三种元素的原子核外电子数之和等于B的质量数，B元素的原子核内质子数等于中子数，下列叙述正确的是(

)A

C

B

A.B为第二周期元素，属于非金属元素B．C的简单氢化物在同主族中酸性最强C．三种元素都处于p区D．C的基态原子的价层电子排布式为2s22p4CX、Y、Z、W都属于短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z、W位于同一周期，X原子的最外层电子数是其能层数的3倍，基态Z原子的电子总数是其最高能级电子数的5倍，W与X形成的一种气体常用于漂白和消毒。下列说法正确的是(

)A．第一电离能：Y<Z<WB．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4C．Y、Z、W三种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定D．简单离子半径由小到大的顺序为X<Y<W<ZA2、元素金属性强弱的比较(1)根据元素周期表判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐

；②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐

。增强减弱（2）金属单质与水或酸反应置换出H2越容易,反应越剧烈，元素的金属性越强。（3）最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。(2)根据元素单质及其化合物的相关性质判断①非金属单质越易跟H2化合，其非金属性

越强。(1)根据元素周期表判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐______；②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐______。增强减弱3、非金属性强弱的比较②气态氢化物越稳定，其非金属性越强。③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。如酸性：H2SO4