元素周期律教学课件-高二下学期化学人教版选择性必修二()

第一章原子结构与性质容山中学

化学科组第二节原子结构与元素的性质第2课时元素周期律主讲人：郭静目录CONTENTS12原子半径电离能3电负性学习目标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。复习回顾元素周期律原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性的周期性变化。元素原子的核外电子排布周期性变化的结果。1.含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变。2.实质：3.内涵：ns1→ns2np6（除第1周期）元素性质呈现怎样的周期性变化？任务一原子半径一、原子半径1、主族元素原子半径的周期性变化原子半径增大原子半径减小(2)同主族，从上到下，原子半径越来越大(1)同周期，从左到右，原子半径越来越小观察下表，总结原子半径的递变规律是什么？你能解释元素周期表中主族元素原子半径呈现周期性变化的原因吗？任务一原子半径原子半径取决于电子的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2、原子半径的决定因素能层占主导核电荷数占主导如何比较粒子半径大小呢？任务一原子半径3、微粒半径的比较方法电子的能层数原子半径_____越大能层数越多特例：rLi>rAl核电荷数能层数相同原子半径_____越大核电荷数越小①②核外电子数原子半径_____越大核外电子数越多核电荷数和能层数都相同③（三看原则）1、试比较下列粒子的半径：(1)r(Na+)

r(Mg2+)

r(Al3+)(2)r(Li+)

r(Na+)

r(K+)(3)r(H-)

r(Li+)

r(Be2+)

(4)r(S2-)

r(Cl-)

r(K+)

r(Ca2+)(5)r(Fe)

r(Fe2+)

r(Fe3+)

(6)r(Al3+)

r(O2-)

r(S2-)＞＞＜＜＞＞＞＞＞＞＞＜＜2、电子层结构相同的An+、Bn-、C，下列说法正确的是()A.原子序数：C>B>AB.半径：An+>Bn-C.C是稀有气体原子D.原子半径：A<B<CC3、已知短周期元素的离子aA2＋、

bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(

)A．原子半径：A>B>D>CB．原子序数：D>C>B>AC．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋

D．单质的还原性：A>B>D>CC任务二电离能【思考】同周期、同主族元素的原子得失电子能力的变化规律。比较下面几组元素的原子失电子能力的强弱。Ca____Be；（2）S____Cl；（3）Li____Mg＞＞?那么，如何定量描述原子失电子能力强弱？二、电离能保证“能量最低”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任务二电离能逐级电离能气态基态一价正离子再失去一个电子所需的最低能量叫做第二电离能，符号I2。以此类推，第三、第四电离能……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……M(g)＝M＋(g)＋e－

I1M＋(g)＝M2＋(g)＋e－

I2

M2＋(g)＝M3＋(g)＋e－

I3

......2、电离能的意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度电离能越小，越容易失去电子

思考与讨论：

请观察课本P23图1-22，分析总结：随原子序数递增，同周期或者同族元素的第一电离能有什么规律？任务二电离能3、元素第一电离能变化规律I1同周期每个周期的第一种元素I1最小，最后一种元素I1最大同一周期从左到右，随着原子序数的增大，I1在总体上呈增大趋势，但个别有反常(ⅡA；ⅤA)现象。任务二电离能3、元素第一电离能变化规律I1同周期同一周期从左到右，随着原子序数的增大，I1在总体上呈增大趋势。【思考】从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？同周期从左到右，核电荷数增大，原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1逐渐增大。任务二电离能3、元素第一电离能变化规律【问题】为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低？I1同周期反常：ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA。2s22p13s23p1Be:2s2Mg:3s2对于B和Al，第一电离能失去的是np能级的电子，E(ns)＜E(np)，np能级的电子能量高，更容易失去。N:2s22p3P:3s23p33s23p42s22p4对于O和S，N和P的电子排布是半充满,较稳定，电离能较高。任务二电离能3、元素第一电离能变化规律I1同主族从上到下，I1变小。【思考】从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？同族从上到下，原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。C4.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.3s23p65.将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：

①KNaLi

②BCBeN

③HeNeAr

④NaAlSP①Li>Na>K②N>C>Be>B③He>Ne>Ar④P>S>Al>Na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NaMgAl电离能(kJ·mol－1)I1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376I7201142170323293

同种元素逐级电离能逐渐升高：I1＜I2＜I3……＜In，且存在突跃。为什么原子的逐级电离能越来越大？同一元素的逐级电离能逐渐增大，即I1＜I2＜I3，这是由于随着电子的逐个失去，半径变小，核对电子的吸引作用增强，再失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越多，逐级电离能逐渐增大。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NaMgAl电离能(kJ·mol－1)I1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376I7201142170323293

钠、镁、铝的最高化合价分别是＋1、＋2、＋3这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？钠的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失第二个电子容易很多，所以钠容易失去一个电子形成+1价Na+。结论：同一能层的电子的电离能相差较小；不同能层的电子电离能相差较大。以此可以推断原子结构。任务二电离能4、电离能的应用应用二应用一如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I1越大，元素的

性越强；I1越小，元素的

性越强一个电子＋1价非金属金属根据电离能数据，通过突变点，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价判断元素的金属性、非金属性强弱

【有局限性】【例1】某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为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B【例2】根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol−1)，判断下列说法不正确的是()A.Q元素可能是0族元素

B.R和S均可能与U在同一主族C.U元素可能在元素周期表的s区

D.原子的价电子排布式为ns2np1的可能是T元素元素代号I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U420310044005900B6．硒(34Se)是人和动物体中一种必需的微量元素，存在于地球所有环境介质中，其同位素可有效示踪硒生物地球化学循环过程及其来源，下列说法不正确的是A．Se位于周期表中第四周期第VIA族B．可用质谱法区分Se的两种同位素78Se和80SeC．第一电离能：34Se>

33AsD．SeO2既具有氧化性又具有还原性【详解】A．Se是氧族元素，位于元素周期表的第四周期第ⅥA族，故A正确；B．同位素可用质谱法来区分，故B正确；C．33号元素As与34号元素Se处于同一周期，As是N族元素，其p轨道是半充满结构比较稳定，所以第一电离能是33As＞34Se，故C错误；D．SeO2与SO2的化学性质相似，既具有氧化性也具有还原性，故D正确。C7、请完成下列各题：(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的____，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的有____种。5大(2)碳原子的核外电子排布式为______________。与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原是

。1s22s22p2N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定。(3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：______________________。1s22s22p63s2电离能I1I2I3I4A93218211539021771B7381451773310540任务三电负性我们都知道SiH4硅显正价态、CH4中碳显负价态。−4+1+4−1为什么呢？请同学们分析：C、Si、H三种元素原子吸引电子的能力？定性规律：同周期，从左到右，吸引电子能力逐渐增强。同主族，从上到下，吸引电子能力逐渐减弱。金属活动顺序，从左到右，吸引电子能力逐渐增强。事实吸引电子能力：C＞H；Si＜H定量定性任务三电负性1932年鲍林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。鲍林研究电负性的手稿莱纳斯·卡尔·鲍林(LinusCarlPauling)任务三电负性三、电负性键合电子1、概念与意义电负性电负性大小的标准元素相互化合时，原子中用于形成_______的电子称为_________化学键键合电子HF键合电子概念：示例：用来描述不同元素的原子对键合电子______的大小电负性越大的原子，对键合电子的吸引力______越大相对标准：概念：鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为_______和锂的电负性为_______作为相对标准4.01.0吸引力任务三电负性2、探究元素电负性递变规律

元素电负性的变化规律：随核电荷数增大呈周期性变化利用下图电负性数据，制作第三周期元素、第IA和VIIA族元素的电负性变化图，并找出其变化规律。同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。

任务三电负性对比元素的第一电离能与电负性的变化趋势，有什么不同？并分析原因。趋势↑，个别反常趋势↑趋势↓趋势↓电负性与原子结构无关，但第一电离能与原子结构关系明显。如N原子价电子排布的半满状态，能力较低，导致电离能出现反常电离能包括稀有气体，电负性不包括稀有气体。任务三电负性3、电负性的应用应用一判断元素的金属性和非金属性强弱非金属性增强，金属性减弱非金属性增强，金属性减弱电负性＞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(既有金属性，又有非金属性)判断依据任务三电负性3、电负性的应用应用二判断化合物类型注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物电负性差值大于1.7小于1.7离子键共价键离子化合物共价化合物Al：1.5Cl：3.03.0-1.5=1.5Al2O3为离子化合物Al：1.5O：3.53.5-1.5=2.0AlCl3为共价化合物任务三电负性3、电负性的应用应用三判断元素的化合价通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价如：SiC中C的电负性大，C显负价；IBr中Br的电负性大，Br显负价；S2Cl2中Cl的电负性大，Cl显负价。应用四解释对角线规则1.01.21.51.52.01.8对角线元素的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，故表现出的性质相似。【例1】不能说明X的电负性比Y的大的是A．X单质比Y单质容易与H2化合B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强C．X原子的最外层电子数比Y原子的多D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来【详解】电负性大说明非金属性强，A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，即不能说明电负性的大小。C8、（1）[2021全国乙卷]Cr的电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大（

）√（2）[2021湖南卷]

中H、C、N的电负性由大到小的顺序为

。N>C>H（3）[2021广东卷]在Ⅱ()中S元素的电负性最大()╳（4）[2021山东卷]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为

。

F>O>Cl同周期、同主族元素的结构与性质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