原子结构与元素周期律【高效备课精研+知识精讲提升】 高二化学人教版（2019）选择性必修2

第二课时

元素周期律

第二节

原子结构与元素性质第一章原子结构与性质原子半径减小原子半径增大能层占主导能层数相同时，核电荷数占主导原子半径的递变规律总结微粒半径大小规律主族元素原子半径的周期性变化原子半径的递变规律电子的能层数原子半径越大能层数越多核电荷数能层数相同原子半径越大核电荷数越小①②

比较微粒半径的一般思路(1)“层多半径大”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。(2)“核大半径小”:若电子层数相同，核电荷数越大,微粒半径越小。原子半径的递变规律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+)＞＞＜＜＞＞＞＞＞练习2.分析O2-、F—、Na+、Mg2+、Al3+在粒子结构上有什么相同之处？它们的半径在大小比较上有何规律？O2-F-

Na+Mg2+Al3+电子能层数相同的微粒，核电荷数越大，半径越小原子半径的递变规律4Li+O2

2Li2O△4Na+O2

2Na2O2Na+2H2O

2NaOH+H2↑2K+2H2O

2KOH+H2↑碱金属元素的化学性质的相似性加热Na加热KK与水反应Na与水反应碱金属元素的化学性质的递变性（递变性、相似性）元素的性质（宏观）原子结构（微观）反映决定金属性核外电子排布从原子的核外电子排布解释碱金属元素的化学性质的相似性与递变性。0.1520.1860.2270.2480.265原子半径/nm能层增加原子半径增大2s13s14s15s16s1价电子排布ns1强金属性相似性元素的性质（宏观）原子结构（微观）反映决定递变性原子半径元素原子得失电子的能力强，有多强？从定性到定量分析。阅读课本第22页内容，了解电离能的概念和含义，分析电离能描述的是元素的哪种性质？并分析第一电离能的数值和性质的关系？电离能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。保证“能量最低”元素的电离能及其变化规律2.符号：I单位：KJ/mol电离能M(g)M+(g)+e-

M+(g)M2+(g)+e-

第一电离能第二电离能…………电离能电离能越小

电离能越大气态原子（离子）越易失电子气态原子（离子）越难失电子原子序数第一电离能（kJ·mol-1）电离能的递变规律

同周期的第一电离能从左往右有减小的趋势。同族元素从上到下第一电离能变小

同周期的第一电离能有些特例。第一电离能降低半径增大金属性增强影响第一电离能的因素HeNeArHLiNaBeBCNOFMgAlSiPSCl短周期元素的第一电离能4.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？

原因是B失去的电子是2p电子，2p电子的轨道能比2s电子的轨道能高；同理，Al的第一电离能比Mg的第一电离能小；为什么B的第一电离能反而比Be小？电离能HeNeArHLiNaBeBCNOFMgAlSiPSCl短周期元素的第一电离能4.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？O的第一电离能为什么反而比N的第一电离能小?

原因是氧的第一电离能是失去已经成对的2p电子所需能量，成对电子的相互排斥的能量比核电荷增加吸引2p电子的能量还大，导致氧的第一电离能反比氮的第一电离能低；另外，氮的电子排布是半充满的，比较稳定。同理，硫的第一电离能反而小于磷的第一电离能。电离能活动考察逐级电离能和元素常见化合价的关系电离能与化合价的联系电离能与化合价的联系4066Na(g)Na+(g)+e-

Na+(g)Na2+(g)+e-

1s22s22p63s11s22s22p61s22s22p61s22s22p5Ne的核外电子排布是1s22s22p6，与Na+一样电离能与化合价的联系7136282Mg(g)Mg+(g)+e-

1s22s22p63s21s22s22p63s1Mg+(g)Mg2+(g)+e-

1s22s22p63s11s22s22p6Mg2+(g)Mg3+(g)+e-

1s22s22p61s22s22p5难电离能与化合价的联系12399288830Al(g)Al+(g)+e-

1s22s22p63s23p11s22s22p63s2Al+(g)Al2+(g)+e-

1s22s22p63s21s22s22p63s1Al2+(g)Al3+(g)+e-

1s22s22p63s11s22s22p6难1s22s22p61s22s22p5Al3+(g)Al4+(g)+e-

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元素的逐级电离能数据解释：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。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。(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：电离能I1I2I3I4…In/kJ·mol－15781817274511575…则该元素是_____(填写元素符号)。Al(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第_____族。ⅡA分析下列图表，回答问题电离能电离能电离能原子半径应用化合价判断核电荷数能层数电离能……原子半径/电离能呈现周期性的递变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总结化学键：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电负性:用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。阅读总结归纳：电负性HF键合电子鲍林L.Pauling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。电负性是相对值，没单位。标准：电负性电负性电负性变大电负性变大非金属性增强金属性减弱非金属性增强，金属性减弱应用1：金属性与非金属性电负性的大小可作元素的金属性与非金属性强弱的判断依据应用1：金属性与非金属性电负性电负性＞1.8非金属元素电负性＜1.8金属元素电负性≈1.8类金属元素电负性应用2：判断化学键的类型电负性的差值较大

离子键Na......Cl.+.....Cl..Na+-电负性差2.1电负性0.93.0成键原子之间的电负性差值可作化学键类型的判断依据电负性的差值较小

共价键H......O+.....O.H电负性差0.4电负性2.12.5+HH电负性应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负HCl-1+1显负价显正价电负性应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负HCHHHHSiHHH例1.判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负甲硅烷甲烷SiH4+4-1CH4-4+1电负性电负性金属性应用金属性/非金属性元素类型电负性不同元素的原子对吸引键合电子能力的大小电负性呈现周期性的递变非金属性化学键类型化合价HF键合电子小结电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。电负性小结体现对角线规则的相关元素利用电负性解释元素的“对角线”规则Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。1．实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。元素周期律的实质2．具体表现(2)主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中价电子的多少。同周期、同主族元素的结构与性质递变规律

同周期(从左→右)同主族(从上→下)最外层电子数从1递增到7(第一周期除外)相同金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外)最高正价＝族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外)原子半径逐渐减小逐渐增大气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱第一电离能总体呈增大趋势逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小①稀有气体电离能同周期中最大。②第一电离能:ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。③比较电负性,不考虑稀有气体元素。畅谈本节课收获：1.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前