1.2.2元素周期律 课件高二上学期化学人教版选择性必修2

第2课时

元素周期律新人教版·化学选择性必修二第一章

原子结构与性质第二节

原子结构与元素的性质内容展望新课导入对应阳离子的氧化性↓非金属性↑原子半径↑单质的氧化性↑气态氢化物的稳定性↑最高价氧化物对应水化物的酸性↑与H2化合的难易程度越来越易气态氢化物的还原性↓对应阴离子的还原性↓原子半径↓金属性↑单质的还原性↑与H2O或酸反应的剧烈程度越来越剧烈最高价氧化物对应水化物的碱性↑任务一：原子半径新课讲授原子半径影响因素取决于能层数越多能层数相同核电荷数越大原子半径电子能层数核电荷数电子之间的排斥力也就越大核对电子的引力也就越大原子半径越大原子半径越小同主族,从上到下，原子半径逐渐增大。同周期主族元素,从左到右，原子半径逐渐减小。任务一：原子半径

“一看”电子层数:一般,层大径大。“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。“三看”法比较简单粒子的半径大小新课讲授练一练比较下列原子（离子）半径的大小(1)r(Na)

r(Mg)

r(Al)

r(Si)

r(P)

r(S)

r(Cl)(2)

r(Li)

r(Na)

r(K)

r(Rb)

r(Cs)>>>>>><<<<(3)

r(Cl－)

r(Cl)，

r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)(4)

r(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)(5)

r(K＋)

r(Na＋)

r(Mg2＋)>>>>>>>>>任务二：电离能那么，原子失去1个电子或失去多个电子，所需能量有什么区别呢？气态基态原子气态基态正离子失去一个电子所需要的最低能量28+11Na→Na+1I1I2......从一价气态基态正离子中再失去一个e-所需要能量称第二电离能衡量元素的原子失去一个电子的难易程度，I1

越小越易失1个电子，I1

越大越难失1个电子。意义：新课讲授任务二：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。符号：I1

单位：kJ·mol-1意义：新课讲授第一电离能定义：I1

越小，越易失去电子。规律：同主族元素同周期元素任务二：电离能问题：以ⅠA、0族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？

新课讲授同主族元素，从上至下，I1逐渐减小任务二：电离能同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA反常：新课讲授任务二：电离能为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低？分析：B的价电子排布为2s22p1，B的第一电离能失去的是2p能级的电子，Be失去的是2s能级的电子，E(2s)＜E(2p)，2p能级的电子能量高，更容易失去。新课讲授分析：N的价电子排布为2s22p3，2p能级半充满，较稳定任务二：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)逐级电离能同一原子：

I1＜I2＜I3＜I4＜…新课讲授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。元素逐级电离能的变化碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟其化合价有什么联系？电离能kJ·molNaMgAl第一电离能496738578第二电离能456214511817第三电离能691277332745第四电离能95431054011575第五电离能133531363014830第六电离能166101799518376第七电离能201142170323293一般I1越小，元素的金属性越强。原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，核电荷数未变而电子数目变少，半径变小，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。某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n价新课讲授任务二：电离能任务三：电负性新课讲授情境引入

认识新型储氢材料氨硼烷【思考】近年来一种新型储氢材料成为研究热点。结合资料，应用电负性分析H元素化合价，解释氨硼烷释氢反应原理。【文献资料4】储氢材料氨硼烷（NH3BH３）：常温常压下为白色固体，储氢容量高而放氢温度较低，是颇具潜力的化学储氢材料之一。释氢反应：在110℃时，NH3BH３→NH2BH2＋Ｈ2任务三：电负性新课讲授键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。原子的价电子键合电子：参与化学键形成孤对电子：未参与化学键形成H....F..+....F..H..孤对电子电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没单位）任务三：电负性新课讲授意义:电负性大的元素吸引电子的能力强，反之就弱。元素的电负性越大，对键合电子吸引能力越大，元素的非金属性越强元素的电负性越小，对键合电子吸引能力越小，元素的金属性越强标准:鲍林利用实验数据进行了理论计算，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。(稀有气体不讨论电负性)鲍林任务三：电负性新课讲授电负性的周期性变化a.一般来说，同周期元素

从左到右，原子半径逐渐减小，元素的非金属性逐渐增强，元素的电负性逐渐变大

。b.同族元素从上到下，原子半径逐渐增大，元素的非金属性逐渐减弱，元素的电负性逐渐变小。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)CsF任务三：电负性新课讲授电负性的应用电负性＞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①电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱。

②电负性相差>1.7一般形成离子键电负性相差<1.7一般形成共价键BeCl2、AlCl3任务三：电负性新课讲授电负性的应用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。通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价OF2中O为+2价，F为-1价SiH4+4-1③判断元素化合价多数非金属元素电负性比H大特殊：H>B>SiBH4-+4-1④解释对角线规则任务三：电负性新课讲授递变规律电负性增大电负性减小电负性最大电负性最小【任务四】利用图1-23的数据制作第三周期元素、第IA和VIIA族元素的电负性变化图，

并找出其变化趋势（P26)第三周期第ⅠA族第ⅦA族总结越靠右，越靠上②元素非金属性增强①原子半径减小③单质氧化性增强④离子还原性减弱⑦最高价氧化物对应水化物酸性增强⑤单质与H2化合越来越容易越靠左，越靠下②元素金属性增强①原子半径增大③单质还原性增强④离子氧化性减弱⑥最高价氧化物对应水化物碱性增强⑤单质与H2O(或酸)反应剧烈程度增加⑦第一电离能减小⑧第一电离能增大(但注意：同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA

)⑧电负性减小⑨电负性增大注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括练一练1.正误判断(1)共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价(2)电负性大于1.8的元素一定为非金属元素，小于1.8的元素一定为金属元素(3)电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也越大√××练一练2.下列说法不正确的是A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性

从上到下逐渐增大B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点√练一练3.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

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：

。

共价+1BrCl+H2O===HBrO+HCl练一练4.已知氯元素的电负性为3.0，完成下表，分析原子结构与元素性质之间的关系。元素NaMgSiP价层电子排布式3s13s23s23p23s23p3电负性0.91.21.82.1最高正化合价

氯化物类型(离子化合物/共价化合物)

+1+2+4+5离子化合物离子化合物共价化合物共价化合物练一练1.下列曲线Ⅰ~Ⅳ分别表示卤素的某种性质与核电荷数的关系，相关判断正确的是

A.曲线Ⅰ纵坐标可表示第一电离能B.曲线Ⅱ纵坐标可表示电负性C.曲线Ⅲ纵坐标可表示元素最高正化合价D.曲线Ⅳ纵坐标可表示物质熔点√练一练2.下列各组元素性质递变情况错误的是A.Li、Be、B原子的半径依次减小B.P、S、Cl的第一电离能依次升高C.N、O、F的电负性依次增大D.O2-、Na+、Al3+的半径依次减小√3.已知部分元素的电负性数据如表，下列判断错误的是元素LiBeCOFNaAlClGe电负性1.01.52.53.54.00.91.53.01.8A.Mg电负性的最小范围为1.0~1.5B.Ge既具有金属性，又具有非金属性C.Be和Cl可形成共价键D.O和F形成的化合物中O显正价√练一练4.回答下列问题：(1)离子半径：F－______(填“大于”“等于”或“小于”)O2－。(2)Li＋与H－具有相同的电子结构，r(Li＋)小于r(H－)