【化学课件】元素周期律 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

第二节

原子结构与元素的性质第2课时

元素周期律第一章

原子结构与性质利用STM观察原子[学习目标]1.通过对原子半径、元素的电离能、电负性变化规律的学习，建立

“结构决定性质”的认知模型(重、难点)。2.掌握电离能、电负性的变化规律(重点)。引入新课为什么门捷列夫预言的很多元素的性质与事实几乎吻合？元素周期律元素性质(原子半径、电离能、电负性等)随核电荷数递增发生周期性的递变一、原子半径1.原子半径的变化规律主族元素原子半径的周期性变化逐渐减小电子层数相同核电荷数递增✪除Li外，r(第三周期主族元素)>r(第二周期主族元素)r(Mg)>r(Li)>r(Al)。核对电子引力增大原子半径逐渐减小逐渐增大电子层数增多核电荷数递增电子层数增多为主原子半径逐渐增大2.原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的粒子半径：阴离子>原子>阳离子，低价阳离子>高价阳离子(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小r(Cl－)

r(Cl)，r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)

＞

＞

＞

(3)带相同电荷的离子：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)能层数越多，半径越大(4)核电荷数、能层数均不同的离子：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)；r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)r(K＋)

r(Mg2＋)可选参照离子r(Na＋)，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)

＞一、原子半径思考交流1.正误判断(1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同(2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大(3)各元素的原子半径总比其离子半径大(4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小√×××2.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－√一、原子半径思考交流3.若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。(1)四种元素在元素周期表中的相对位置如何？a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期(2)原子序数从大到小的顺序是什么？a＞b＞d＞c(3)离子半径由大到小的顺序是什么？

C3－＞D－＞B＋＞A2＋一、原子半径粒子半径比较的一般思路(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数越多，

微粒半径越大。一、原子半径方法规律二、电离能1.第一电离能(1)概念：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。(2)意义：2.第一电离能变化规律(1)同周期：(2)同主族：一般自左向右增大趋势

自上而下减小趋势随原子序数递增✪

ⅡA和ⅤA反常ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA洪特规则特例Be1s22s2N1s22s22p3二、电离能

元素电离能NaMgAlI1496738577I2456214511817I3691277332745I495401054011578②可判断元素化合价变化，判核外电子排布。+1+2+3二、电离能电离能的影响因素及特例(1)I大小主要取决于原子核电荷数、原子半径及原子核外电子排布。(2)

全满、半满及全空的电子排布的原子稳定性较高，其

I数值较大。如

I稀有气体在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其

I均比同周期相邻元素的大。一般，

I1：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。特别提醒二、电离能思考交流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)H的第一电离能大于C的第一电离能(5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大(6)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(7)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√××√××√二、电离能思考交流2.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.3s23p5C.3s23p4

D.3s23p6√3.(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是_____。(2)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_____(填标号)。NA二、电离能思考交流4.下表是钠、镁、铝逐级(从上到下)失去电子的电离能：(1)为什么同一元素的电离能逐级增大？原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，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。二、电离能思考交流4.下表是钠、镁、铝逐级(从上到下)失去电子的电离能：(2)为什么钠、镁、铝化合价分别为＋1、

＋2、＋3?二、电离能钠的I1和I2差值很大，说明失去第1个e-比失第2个e-容易得多，所以Na易失1个e-变成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg易失去2个e-形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个e-形成＋3价离子。三、电负性1.有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：

以F为4.0和Li为1.0作为相对标准:....Cl:H....[Cl:]﹣:Na+鲍林L.Pauling1901-19942.递变规律同周期：从左到右，逐渐变大；非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。(2)同族：从上到下，逐渐变小；金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。三、电负性3.应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱①一般

<1.8金属

>1.8非金属

1.8左右

“类金属”

②金属元素：电负性越小，越活泼；

非金属元素：电负性越大，越活泼。(2)判断元素的化合价电负性数值大(吸引电子能力强)，显负价，反之正价。三、电负性3.应用(3)判断化合物的类型：>1.7离子键离子化合物；<1.7共价键共价化合物例如：HClAlCl3BeCl23.0－2.1＝0.9<1.7共价化合物3.0－1.5＝1.5<1.7共价化合物3.0－1.5＝1.5<1.7共价化合物✪特别提醒

①电负性差>1.7，不一定是离子化合物，如HF差为1.9，是共价化合物。②电负性差<1.7，不一定是共价化合物，如NaH差为1.2，是离子化合物。根据成键元素电负性差三、电负性1.正误判断(1)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(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素√×√思考交流三、电负性思考交流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√三、电负性3.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。部分元素的电负性数值如表所示，判断下列化合物：①NaF

②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2(1)属于共价化合物的是___________(填序号，下同)。(2)属于离子化合物的是_______。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8②③⑤⑥①④三、电负性自我测试1.(2023·安徽黄山高二期末)现有四种元素基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p2；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p4，则下列有关比较中正确的是A.电负性：④>③>②>① B.原子半径：④>③>②>①C.第一电离能：④>③>②>①D.最高正化合价：④>③>②>①√自我测试2.一种元素X的逐级电离能数据如下：

电离能/(kJ·mol－1)元素I1I2I3I4……X5781817274511578……当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是A.X＋

B.X2＋ C.X3＋

D.X4＋√自我测试3.回答下列问题：(1)Mn位于元素周期表中第四周期第______族。(2)离子半径：F－______(填“大于”“等于”或“小于”)O2－。(3)Li＋与H－具有相同的电子结构，r(Li＋)小于r(H－)，原因是_________________________________________________________________________。ⅦB小于由于锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸引力较大，因此Li＋半径小于H－(4)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米