1.2.2元素周期律 课件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一章原子结构与性质第二课时元素周期律1.了解元素的电离能、电负性等概念2.理解元素原子半径，元素第一电离能及元素的电负性呈现周期性变化3.能应用元素电离能、电负性解释某些元素的性质学习目标：回顾与思考1.回顾必修第一册第四章相关内容，回答什么是元素周期律？2.除了原子核外电子排布、原子半径、元素化合价、元素金属性非金属性随原子序数递增呈周期性变化，元素原子还有哪些性质呈周性变化？元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律元素原子的电离能、电负性等元素周期律一.原子半径1.原子半径决定于什么因素？能层数：核电荷数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大。核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。原子半径周期性的变化

电子在核外运动没有固定轨道，只是概率分布不同，因此原子没有一个明确的界面。人们假定原子呈球体，借助相邻原子的核间距来确定原子半径。根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径。二.原子半径共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。Cl2Br2198pm228pmCl的共价半径99pmBr的共价半径114pm金属半径：

金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。286pm铝原子的金属半径143pm金属铝范德华半径：

稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。D=2r2.主族元素原子半径递变规律主族元素原子半径的周期性变化

元素周期中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化均势如何？如何解释这种趋势？思考与讨论①同周期主族元素从左到右，原子半径渐小。同周期元素原子能层数相同，核电荷数增多，对核外电子的吸引用增大，原子半径逐渐减小。渐小渐大同一周期，核电荷数占主导因素②同主族元素从上到下，原子半径渐大。同主族从下到下，能层数增大使原子半径增大的幅度大于因核电荷数增多引起的原子半径减小的幅度。同主族，能层数占主导因素主族元素原子半径的周期性变化渐大主族元素原子半径的周期性变化同周期和同主族半径的变化幅度是怎样的？尝试比较O和Cl的半径大小？O<Cl一般,能层的变化幅度更大;

周期的变化幅度较小特例：rLi>rcl3.粒子半径比较的一般思路(1)“一看能层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。(2)“二看核电荷数”：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)“三看核外电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。特例：rLi>rcl核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)【思考】试比较O、F、Na、Mg、Al

的半径大小？Na>Mg>Al>O>F【思考】试比较O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的半径大小？O2->F->

Na+>Mg2+>

Al3+【思考】试比较Na+、Mg2+、S2-、Cl-的半径大小？S2->Cl->

Na+>Mg2+【思考】试比较Al3+

、S2-的半径大小？S2->O2->

Al3+1、正误判断(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径()(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同()(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大()(4)各元素的原子半径总比离子半径大()(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小()××√××特例：rLi>rcl例1：比较原子（离子）半径大小的方法(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(K)

r(Al)>>>>>><<<<>(4)

r(Cl－)

r(Cl)，

r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)(5)

r(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)(6)

r(Li＋)

r(Na＋)

r(K＋)

r(Rb＋)

r(Cs＋)；r(O2-)

r(S2-)

r(Se2-)

r(Te2-)(7)

r(K＋)

r(Na＋)

r(Mg2＋)>>>>>>><<<<<<<>>逐级电离能1.元素第一电离能的概念与意义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……困难第一电离能_________________原子失去一个电子转化为

正离子所需要的

叫做第一电离能气态基态气态基态概念：符号：I1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。难易程度容易难最低能量二.电离能单位：kJ/mol原子序数第一电离能（kJ·mol-1）①每个周期的第一种元素(氢或碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大；从左到右，总体呈现增大趋势(有个别反常)。

原因：同周期元素，从左到右核电荷数增加、原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引能力增强。2.元素第一电离能的变化规律第一电离能（kJ·mol-1）原子序数资料卡片如图，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，而使Li~Ne和Na~Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？3s23p43s23p3资料卡片对于B

和Al这两个锯齿状变化，一般解释为，B和Al

的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边Be和Mg

失去的ns能级电子的高。对于O和S这两个锯齿状变化，一般解释为：N

和P

的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高。一般情况下，第一电离能反常：ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA反常的原因：ⅡA族元素的价电子排布为ns2，p轨道为全空状态，比较稳定。ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比较稳定。这使得它们不易失去电子，第一电离能较大。思考：第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几种元素？分别是哪几种？三种，分别是Be、C、O第一电离能（kJ·mol-1）原子序数②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小,表明自上而下原子越来越易失去电子。

原因：同主族元素，从上到下原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子吸引能力减弱。1.为什么B的第一电离能反而比Be小？

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；2.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。练习：1.试比较Zn与Ga的第一电离能大小2.试比较Fe与Mn的第一电离能、第二电离能、第三电离能大小Zn的价电子排布3d104s2Ga的价电子排布4s24p1Zn的I1更大↑↓↑↑↓↑↑↑↓↑↑↑↑↑↑3d4s3d4s26Fe25MnI1Fe>MnI2Fe>MnI3Fe<Mn第一电离能的变化规律总结规律从原子结构角度解释1.同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能在总体上呈增大趋势。同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1呈增大趋势。2.同主族元素自上而下，元素的第一电离能逐渐减小。同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。3.第ⅡA族和第ⅤA族的元素，第一电离能大于其相邻元素的第一电离能。1.所失电子的能级：能量：3s2<3p12.价层电子排布：全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高

(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。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？思考与讨论碱金属第一电离能越小，碱金属越活泼。思考讨论为什么原子的逐级电离能越来越大？原子失去电子形成阳离子后，有效核电荷数增加，且半径减小，使得原子核对外层电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。Na(g)Na+(g)+e-

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

496kJ·mol-14562kJ·mol-1△E=4066kJ·mol-11s22s22p63s11s22s22p61s22s22p61s22s22p5与Ne的核外电子一样易失去电子难失去电子Na40063.逐级电离能递变规律3.逐级电离能递变规律Na(g)Na+(g)+e-

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

496kJ·mol-14562kJ·mol-1△E=4066kJ·mol-11s22s22p63s11s22s22p61s22s22p61s22s22p5与Ne的核外电子一样易失去电子难失去电子Na4006易失去电子难失去电子Mg1s22s22p63s21s22s22p63s1Mg(g)Mg+(g)+e-

Mg+(g)Mg2+(g)+e-

1s22s22p63s11s22s22p61s22s22p61s22s22p5Mg2+(g)Mg3+(g)+e-

71362823.逐级电离能递变规律易失去电子难失去电子1s22s22p63s23p11s22s22p63s2Al(g)Al+(g)+e-

1s22s22p63s21s22s22p63s1Al+(g)Al2+(g)+e-

1s22s22p63s11s22s22p6Al2+(g)Al3+(g)+e-

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

3.逐级电离能递变规律递变规律同一元素逐级电离能逐渐增大，即I1<I2<I3……当元素的某一级电离能发生突变，说明失去的电子所在的能层发生变化88301239928即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大差距思考讨论这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系?钠的第一电离能较小，为496KJ/mol

，但第二电离能增大了接近十倍，为4562KJ/mol，说明Na容易失去一个电子形成Na+；镁的第一、第二电离能较低且相差不多，但第三电离能比第二电离能大了数倍，说明Mg容易失去两个电子形成Mg2+；铝的第一、第二、第三电离能相差不多，但第四电离能比第三电离能大数倍，说明Al容易失去三个电子形成Al3+。Na→Na+Mg→Mg2+

Al→Al3+1.原子的电离能越大，表示越难失去电子，故化合价也较低结论由电离能判断化合价的方法

4.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。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。例.某元素的全部电离能如下：此元素原子的核外有____个电子。最外层电子排布式为

。核外电子排布图为______，此元素的周期位置为第_____周期_____族。I1I2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.182s22p4二ⅥA①影响因素：电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。5.电离能的影响因素及特例②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。例如：稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。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)在所有元素中，氟的第一电离能最大()(5)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()(6)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()×√×××√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.3s23p5

C.3s23p4

D.3s23p6C3、下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。元素I1I2I3I4X496456269129543Y5781817274511575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D第二节原子结构与元素的性质第2课时原子半径元素的电离能影响因素原子半径的递变规律同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小电子的能层数核电荷数同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大规律总结：原子或离子半径的比较方法粒子半径比较的一般思路元素第一电离能的概念与意义元素第一电离能变化规律电离能与化合价的联系电离能的应用电离能的影响因素及特例第二节原子结构与元素的性质第一章原子结构与性质第二课时元素周期律1.了解元素电负性的概念2.理解元素的电负性呈现周期性变化3.能应用元素电负性解释某些元素的性质学习目标：元素相互化合，相邻的原子或离子之间产生的强烈的化学作用力。1.什么是化学键？2.什么是键合电子？原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。3.什么是电负性？

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）。

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，金属性越强。4.电负性有什么意义？【思考】观察主族元素的电负性数据（以F=4.0和Li=1.0作为相对标准，稀有气体未计），元素的电负性有何变化趋势？相对值而非绝对值5.电负性有什么规律？①同一周期，原子半径逐渐减小，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。金属元素的电负性较小,非金属元素的电负性较大

元素的电负性变化趋势[绘制变化图]请利用图1－23的数据制作第三周期元素、第ⅠA族和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。[比较与分析]根据图1－22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。探究同周期从左到右电负性渐大，同主族到上到下电负性渐小。同周期元素原子从左到右，第一电离能总体增加(个别反常），电负性渐大。因为，从左到右，原子半径渐小，原子核对最外层电子吸引力渐大，原子失电子能力渐弱，得电子能力渐强。同主族元素原子从上到下，第一电离能渐小，电负性也渐小。因为，从上到下，原子半径渐大，原子核对最外层电子吸引力渐小，原子失电子能力渐强，得电子能力渐弱。6.电负性有哪些应用？①电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度金属：＜1.8，类金属：

≈1.8，非金属：＞1.8②判断化学键的类型一般认为如果两个成键元素原子间的电负性：差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。如：NaClCaOHClAlCl3H2O电负性的差:2.10.91.51.4化学键类型:离子离子共价共价共价

2.1但也有特例(如NaH)但也有特例(如HF)注意：不能将电负性大于或小于1.8作为划分非金属元素和金属元素的绝对标准。

③判断元素化合价的正负电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。CO2-2+4H2O-2+1HCl-1+1【练习】请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断化合物中化合价为正值的元素

CH4、NaH、NF3、NH3、SO2、H2S、ICl、HBr、SiH4

、BH3、NCl3尝试写出NCl3、PCl5、BrCl的水解方程式NCl3+3H2O=NH3+3HClOPCl5+4H2O=5HCl+H3PO4BrCl+H2O=HBrO+HCl原子的价电子构型才是决定元素性质的最主要因素，因此，同族元素性质的相似性以及性质的递变规