元素周期律 导学案-高二化学人教版（2019）选择性必修2

1.2.2元素周期律1.2.2元素周期律第页班级：班级：姓名：小组：第一学期高二化学导学案课题：1-2原子结构与元素性质（第2课时元素周期律）【素养目标】课标要求核心素养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。2、建构元素周期律(表)模型，能列举元素周期律(表)的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。1、分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化,理解原子半径、第一电离能和电负性的递变规律及其原因,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。2、通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,掌握相关规律,培养证据推理与模型认知的核心素养。【重点难点】元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化。【学习过程】一、原子半径1、影响因素（1）电子能层数：能层数越多，电子之间的排斥力也就越，原子半径。（2）核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，原子半径。原子半径的递变规律同周期：从左至右，核电荷数越大，半径_______。同主族：从上到下，核电荷数越大，半径_______。【总结】粒子半径比较的一般思路（1）一层：先看能层数，能层数越，一般微粒半径越。（2）二核：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越，微粒半径越。（3）三电子：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数的半径大。原子或离子半径的比较方法（1）同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子高价阳离子。例如：r(Cl-)___r(Cl)；r(Fe)___r(Fe2+)___r(Fe3+)（2）能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2-)___r(F-)；r(Na+)__r(Mg2+)__r(Al3+)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li+)__r(Na+)__r(K+)__r(Rb＋)__r(Cs+)；r(O2-)__r(S2-)__r(Se2-)__r(Te2-)（4）核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)为参照，r(K+)___r(Na+)____r(Mg2+)【课堂练习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、RbB.F、Cl、BrC.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D.Cl－、Br－、I－【课堂练习2】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.KBr【课堂练习3】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-)二、电离能1、电离能的概念与意义（1）第一电离能：_________________原子失去一个电子转化为正离子所需要的叫做第一电离能。符号：。（2）逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……（3）意义：电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的。第一电离能数值越小，原子越失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越失去一个电子。2、第一电离能的周期性变化规律（1）同周期：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，随着核电荷数的递增，第一电离能呈_____趋势。反常：ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA原因：电子构型具有全充满、半充满及全空的元素稳定性较高，电离能数值较大。如稀有气体的电子构型为全充满状态,第一电离能在同周期元素中最大。ⅡA族元素的最外层电子排布为，p轨道为全空状态比ⅢA族的状态稳定；ⅤA族元素的最外层电子排布为，p轨道为半充满状态比ⅥA族的状态稳定。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。（2）同一族，从上到下第一电离能逐渐。【思考】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？随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。当电离能发生突跃变化时说明电子的发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。结论：＝电离能突变前电离能组数。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。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。规律：若某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为价。特例：具有、及的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。一般情况，第一电离能：ⅡAⅢA，ⅤAⅥA。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。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。【课堂练习4】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【课堂练习5】下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位kJ·mol－1。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三、电负性1、概念与意义（1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成_______的电子称为_____________。（2）电负性：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______。（3）电负性大小的标准：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。2、递变规律（1）同周期：自左到右，元素的电负性逐渐______，元素的非金属性逐渐_____、金属性逐渐________。（2）同主族：自上到下，元素的电负性逐渐_____，元素的金属性逐渐______、非金属性逐渐_______。3、电负性的应用（1）判断元素的金属性和非金属性强弱电负性＞为元素：电负性＜1.8为元素；电负性1.8为类金属元素（既有金属性，又有非金属性）。解释对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们的相近的缘故。（2）判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为。②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为。【课堂练习6】根据所学内容，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负。（3）判断化合物的类型成键原子之间的电负性差值1.7，通常形成键，相应的化合物为化合物；成键原子之间的电负性差值1.7，通常形成键，相应的化合物为化合物。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，F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物；Na的电负性与H的电负性之差为1.2，但NaH为离子化合物。（4）判断化学键的极性强弱若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越，键的极性越。如极性：H—FH—ClH—BrH—I【思考】AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.51.7，因此AlCl3为化合物；同理，BeCl2也是化合物。【总结】元素周期律的综合应用——同周期、同主族元素性质的递变规律性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)核外电子的排布能层数最外层电子数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【课堂练习7】下列各元素电负性大小顺序正确的是()A.K＞Na＞Li B.F＞O＞S C.As＞P＞N D.C＞N＞O【课堂练习8】下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是()①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。A.Na、Mg、Al B.C、O、N