1.2.2+元素周期律+课件+年高二化学人教版（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

人教版选择性必修2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(与必修阶段一致)1.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①从上到下，原子半径逐渐增大。主要原因：同主族元素从上到下，随着能层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，能层数的影响大于核电荷数增加的影响。②从左到右，原子半径逐渐减小。主要原因：同周期主族元素从左到右，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用。周期性变化规律：任务一

原子半径

“一看”电子层数:电子层数越多，半径越大。例:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs);“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。例:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl);

r(O2-)r(F-)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)。“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。例:r(Cl-)r(Cl);r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)原子半径逐渐增大原子半径逐渐减小特例：r(Li)>r(Al)＞

2.“三看”法比较简单粒子的半径大小＞

>

>

＞

＞

＞任务二

电离能

I1

1.概念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叫做第一电离能。符号：I1

单位：kJ·mol-1M(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)原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量第二电离能电离能I越小，该气态基态原子失去电子越

，即元素的_____性越强；电离能I越大，该气态基态原子失去电子

,即元素的_______性越弱。容易越难金属金属2.意义任务二

电离能3.元素第一电离能的周期性问题：以ⅠA、0族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？

自上而下，原子越来越易失去电子，同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小。任务二

电离能3.元素第一电离能的周期性问题：同周期元素的第一电离能变化有何规律？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；同周期，从左到右，第一电离能一般呈现增大趋势

※ⅡA和ⅤA反常，ⅡA族＞ⅢA族,ⅤA族＞ⅥA族任务二

电离能3.元素第一电离能的周期性问题：为什么B、O、Al、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低？价电子排布处于全充满或半充满是比较稳定的状态，电离能较高。故同周期ⅡA族和ⅢA族,ⅤA族和ⅥA族元素出现反常。Be1s22s2B1s22s22p1N

1s22s22p3O

1s22s22p4任务二

电离能4.元素逐级电离能的变化问题：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，活泼性越强。原因：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。规律：①同一原子的逐级电离能越来越大，如I1＜I2＜I3.......②某元素的In+1≫In，说明失去的电子所在能层发生了变化，则该元素的常见化合价为+n价。+1+2+3任务三

电负性1.化学键元素相互化合，原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。2.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..键合电子孤对电子3.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4.意义元素的电负性越大，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5.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H....F..+....F..H..任务三

电负性6.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7.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判断元素金属性和非金属性的强弱电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。

对角线规则：电负性相近，性质相似一般来说：任务三

电负性7.电负性的应用②判断化合物中元素化合价的正负电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。HCHHHHSiHHHCH4SiH4-4+1+4-1硅烷电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；HClOH—O—Cl+1-2+1BrCl+1-1Br—Cl请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出元素的化合价NaBH4

+3+1-1SOCl2+4-2-1ClO2+4-2NF3

+3-1【课堂练习】IBrI—Br③判断化学键和化合物类型：根据成键元素的电负性差值一般来说成键元素电负性差值＞1.7＜1.7通常形成离子键通常形成共价键例如:HClAlCl3BeCl2

形成共价键

共价化合物电负性：3.0-2.1=0.93.0-1.5=1.53.0-2.0=1特别提醒：①电负性差＞1.7，不一定是离子化合物，如HF差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。一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF

②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2(1)属于共价化合物的是__________。(2)属于离子化合物的是______。【课堂练习】②③⑤⑥①④元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8知识总结越靠右，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对应阴离子还原性减弱⑥简单气态氢化物稳定