第二课时元素周期律课件-人教版高中化学选择性必修2(共52张)

第二课时

元素周期律素养目标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。知识铺垫必备知识正误判断1.元素周期律的本质是:随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。2.同周期元素自左向右,原子半径逐渐减小,同主族自上而下,原子半径逐渐增大。3.同周期元素自左向右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。知识铺垫必备知识正误判断1.原子半径(1)影响因素。(2)递变规律。知识铺垫必备知识正误判断【微思考1】除0族元素外,原子半径最小和最大的元素都在第ⅠA族,该说法是否正确?提示:正确。原子半径最小的是H,原子半径最大的是Fr,二者都在第ⅠA族。知识铺垫必备知识正误判断2.电离能(1)第一电离能的概念: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。(2)第一电离能的变化规律。①同一周期从左到右,元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势。②同一主族从上到下,元素的第一电离能逐渐减小。(3)第ⅢA族和第ⅥA族电离能“异常”的原因。①第ⅢA族如B和Al的第一电离能较第ⅡA族Be、Mg小的原因:失去的能量最高的电子处于np能级,该能级的能量比同周期第ⅡA族的ns能级的能量高。②第ⅥA族如O、S的第一电离能较第ⅤA族N、P小的原因是:第ⅤA族N、Pnp能级的电子排布半充满,比较稳定,电离能较高。知识铺垫必备知识正误判断【微思考2】非金属性越强的元素,其第一电离能就越大吗?举例说明。提示:不是。如氧的非金属性比氮的非金属性强,但氧的第一电离能小于氮。知识铺垫必备知识正误判断3.电负性(1)键合电子:元素相互化合时原子间产生化学作用力,形象地称为化学键。原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。(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。衡量标准:以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准。(3)递变规律。①同周期自左向右,元素的电负性逐渐变大(稀有气体元素除外)。②同主族自上而下,元素的电负性逐渐变小。知识铺垫必备知识正误判断(4)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。①金属元素的电负性一般小于1.8。②非金属元素的电负性一般大于1.8。③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。【微思考3】元素周期表中电负性最大的元素和最小的元素分别是什么元素(放射性元素除外)?提示:电负性最大的元素是F,电负性最小的元素是Cs。知识铺垫必备知识正误判断1.原子半径:r(Si)>r(C)>r(B)。(

)2.离子半径:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。(

)3.能层数多的元素的原子半径一定比能层数少的元素的原子半径大。(

)4.原子失去2个电子所需要的能量是其失去1个电子所需能量的2倍。(

)5.一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素,大于1.8的为非金属元素。(

)6.同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,故第一电离能C<N<O。(

)7.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。(

)8.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。(

)答案:1.×

2.√

3.×

4.×

5.√

6.×

7.√

8.×探究1探究2探究3素养脉络随堂检测微粒半径问题探究原子与离子半径的对比(单位:pm)H37

Li152Be89B82C77N75O74F71Ne154Na186Mg160Al143Si117P110S102Cl99Ar192K232Ca197

Br114

探究1探究2探究3素养脉络随堂检测H+H-140

Li+60Be2+31

N3-171O2-140F-136

Na+95Mg2+65Al3+50

P3-212S2-184Cl-181

K+138Ca2+100

Br-195

已知短周期元素,aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的电子层结构。结合上述数据分析:(1)试推测四种元素在周期表中的位置?提示:A、B、C、D不在同一周期。A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅤA族,D应位于第二周期第ⅦA族。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测(2)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C3-、D-的离子半径呢?提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C3->D->B+>A2+。(3)请比较A与A2+、D与D-的半径大小。提示:A>A2+

D<D-(4)比较微粒半径大小的关键要素是什么?提示:①不同周期不同主族元素原子半径比较,先看周期再看主族。②对于离子半径的比较,要借助于电子层结构相同的离子半径的递变规律和元素周期律进行判断。③同一元素的阳离子半径小于原子半径;阴离子半径大于原子半径。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测深化拓展粒子半径的大小比较原子半径同周期元素,随着原子序数递增,其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)。例如:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)同主族元素,随着电子层数递增,其原子半径逐渐增大。例如:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)探究1探究2探究3素养脉络随堂检测例子半径同种元素的粒子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子。例如:r(Cl-)>r(Cl);r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)电子层结构相同的离子,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,电子层数越多,半径越大。例如:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+);r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。例如比较r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照:r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)探究1探究2探究3素养脉络随堂检测素能应用典例1四种元素基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5。四种原子按半径由大到小的顺序排列正确的是(

)A.①>②>③>④ B.②>①>③>④C.②>①>④>③

D.①>②>④>③答案:B解析:由四种元素基态原子的电子排布式可知,①为S原子,②为P原子,③为N原子,④为F原子,其中P、S元素处于第三周期,P原子的核电荷数小于S,则P的原子半径大于S;N和F元素处于第二周期,N原子的核电荷数小于F,则N的原子半径大于F;S原子比N原子多一个电子层,则S的原子半径大于N原子,综上所述,原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测规律总结

比较微粒半径的一般思路(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。(2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测变式训练1-1下列各组粒子半径大小的比较错误的是(

)A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F答案:C解析:同一主族元素原子的半径从上到下越来越大,A项正确。核外电子排布相同的离子,核电荷数越大,半径越小,B项正确,C项符合题目要求。Cl-比F-多一个电子层,Cl->F-;F-比F多一个电子,半径大小为F->F,D项正确。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测变式训练1-2试比较以下微粒半径的大小。(1)根据元素周期律,原子半径Ga

As,第一电离能Ga

As(填“>”或“<”)。

(2)原子半径Al

Si(用“>”或“<”填空)。

(3)随原子序数的递增,八种短周期元素(用字母x等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。比较d、e常见离子的半径大小(用化学式表示)

>

。

探究1探究2探究3素养脉络随堂检测答案:(1)>

<

(2)>(3)r(O2-)

r(Na+)解析:(1)同周期主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小,Ga与As在周期表中同位于第四周期,Ga位于第ⅢA族,As位于第ⅤA族,则原子半径:Ga>As。Ga、As原子的价电子排布式分别为4s24p1、4s24p3,其中As原子的4p能级处于半充满的稳定状态,其第一电离能较大,则第一电离能:Ga<As。(2)同周期主族元素,原子序数越大,原子半径越小,故原子半径Al>Si。(3)由图示可知,这八种元素分别为H、C、N、O、Na、Al、S、Cl,O2-和Na+具有相同的电子层结构,根据“序小径大”规律可知r(O2-)>r(Na+)。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测电离能问题探究元素的第一电离能的周期性

探究1探究2探究3素养脉络随堂检测问题思考:(1)据图可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高,解释原因。提示:同周期元素中,第ⅡA族元素的价电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3,最外层s能级分别为全充满、p能级分别为全空或半充满状态,比较稳定,失去一个电子需要的能量相对较大,故其第一电离能比同周期相邻元素的要高。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测(2)根据Na、Mg、Al的电离能数据(见教材24页),回答:①为什么同一元素的电离能逐级增大?②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3?提示:①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1<I2<I3<……这是由于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,核对电子的吸引作用增强,因而第二个电子比第一个电子难失去,即失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量,同理I3>I2、I4>I3……In+1>In。②Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测深化拓展1.第一电离能与原子核外电子排布的关系(1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。例如P的第一电离能比硫的大,Mg的第一电离能比Al的大。(2)第三周期元素第一电离能的大小关系为I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测2.电离能的应用(1)比较元素金属性的强弱。一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。(2)确定元素原子的核外电子层排布。由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此当元素原子失去不同能层的电子时电离能会发生突变。(3)确定元素的化合价。如果电离能在In与In+1之间发生突变,则元素的原子易形成+n价离子,或主族元素的最高化合价为+n价。某元素的逐级电离能若I2≫I1,则该元素通常显+1价;若I3≫I2>I1,则该元素通常显+2价;若I4≫I3>I2>I1,则该元素通常显+3价。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测素能应用典例2第一电离能I1是指气态原子X(g)失去一个电子成为气态阳离子X+(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测请回答以下问题:(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律,将Na~Ar之间六种元素用短线连接起来,构成完整的图像。(2)从上图分析可知,同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是

。

(3)N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大的原因是

。

(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为:失去第一个电子为519kJ·mol-1,失去第二个电子为7296kJ·mol-1,失去第三个电子为11799kJ·mol-1,由此数据分析锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量的原因:

。

探究1探究2探究3素养脉络随堂检测答案:(1)(2)从上到下依次减小(3)N原子2p能级半充满,相对稳定(4)Li原子失去一个电子后变成Li+,Li+已形成稳定结构,再失去电子很困难探究1探究2探究3素养脉络随堂检测解析:(1)根据题图可知,同一周期元素中,元素的第一电离能随着原子序数的增大呈增大的趋势,但第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素,第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素,据此将Na~Ar之间的元素用短线连接起来即可。(2)以题图第ⅠA族为例,同一主族元素原子的第一电离能(I1)从上到下依次减小,其他主族递变规律类似。(3)由于N原子2p能级半充满,相对稳定,所以N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大。(4)由于Li原子失去一个电子后变成Li+,Li+已形成稳定结构,再失去电子很困难,所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测规律总结

各元素原子的电离能大小,主要取决于原子的电子层结构、核电荷数以及原子半径的大小。随着核电荷数递增,元素的第一电离能呈现周期性变化。同周期元素的第一电离能在增大趋势中出现第ⅢA族<第ⅡA族、第ⅥA族<第ⅤA族这两处例外。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测变式训练2下列叙述正确的是(

)A.第三周期所含元素中,钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中,氟的第一电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大答案:A解析:同周期元素中碱金属的第一电离能最小,稀有气体的第一电离能最大,故A项正确,C项不正确。由于镁的3s能级全充满,3p能级全空,而铝的3s能级全满,3p能级中有一个电子,故铝的第一电离能小于镁,B项不正确。钾比镁电子层数多,原子半径大,更易失去电子,故钾的第一电离能小于镁,D项错误。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测电负性问题探究问题思考:(1)同主族元素的电负性有何变化规律?同周期主族元素的电负性与原子半径之间有何关系?提示:同主族元素,核电荷数越大电负性越小。同周期主族元素的电负性随原子半径的减小而增大。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测(2)元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)?提示:电负性最大的元素为F元素;电负性最小的元素为Cs元素。(3)钙元素的电负性应该在哪两种主族元素之间?提示:根据Ca元素在周期表中的位置,可知电负性:K<Ca<Mg。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测深化拓展1.依据电负性判断元素的金属性和非金属性(1)金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于金属、非金属分界线两侧的元素的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。(2)金属元素的电负性越小,金属性越强;非金属元素的电负性越大,非金属性越强。2.依据电负性判断元素的化合价(1)电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值。(2)电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测3.利用电负性解释元素的“对角线”规则在元素周期表中,某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。“对角线规则”可以通过元素的电负性进行解释: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。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测素能应用典例3不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力大小可用电负性表示,若电负性越大,则原子吸引电子的能力越大,在所形成的分子中成为显负电性的一方。下面是某些短周期元素的电负性:元素LiBeBCOF电负性0.981.572.042.533.443.98元素NaAlSiPSCl电负性0.931.611.902.192.583.16探究1探究2探究3素养脉络随堂检测(1)通过分析电负性的变化规律,确定N、Mg的电负性(x)范围:

<x(N)<

;

<x(Mg)<

。

(2)推测电负性(x)与原子半径的关系是

。

(3)某有机物的分子中含有S—N键,在S—N键中,你认为共用电子对偏向

(写原子名称)。

(4)经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时,一般形成离子键,当电负性差值小于1.7时,一般形成共价键,试推断AlBr3中化学键的类型是

。

(5)在元素周期表中,电负性最小的元素的位置为

(放射性元素除外)。

答案:(1)2.53

3.44

0.93

1.57(2)电负性越小,原子半径越大(3)氮(4)共价键(5)第六周期第ⅠA族探究1探究2探究3素养脉络随堂检测解析:由所给数据分析可知:同周期主族元素从左到右,电负性逐渐增大;同主族元素从上到下,电负性逐渐减小。(1)同周期中x(Na)<x(Mg)<x(Al),同主族中x(Mg)<x(Be),综合可得0.93<x(Mg)<1.57,同理2.53<x(N)<3.44。(2)元素电负性的递变规律与原子半径递变规律恰好相反,即:同周期(或同主族)元素中,电负性越大,其原子半径越小。(3)对比周期表中对角线位置元素的电负性(x)可知:x(B)>x(Si),x(C)>x(P),x(O)>x(Cl),则可推知:x(N)>x(S),故在S

—N键中,共用电子对应偏向N原子。(4)查表知:AlCl3中两元素电负性差值1.55<1.7,又x(Br)<x(Cl),所以AlBr3两元素电负性差值小于1.55,为共价键。(5)根据电负性递变规律,周期表中电负性最小的应为Cs(Fr为放射性元素),位于第六周期第ⅠA族。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测规律总结

电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度,电负性越大,非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型,也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键,当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测变式训练3已知元素的电负性和原子半径一样,也是元素的一种基本性质,下表给出14种元素的电负性:元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8探究1探究2探究3素养脉络随堂检测试结合元素周期律知识回答下列问题:(1)根据上表给出的数据,可推知元素电负性的变化规律是

。

(2)由上述变化规律可推知,短周期主族元素中,电负性最大的元素是

,电负性最小的元素是

,由这两种元素形成的化合物属于

(填“离子”或“共价”)化合物。

(3)某有机化合物的结构简式为,在P—N键中,你认为共用电子对偏向

(写原子名称)。

答案:(1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素,从左到右电负性逐渐增大)

(2)F

Na离子(3)氮探究1探究2探究3素养脉络随堂检测解析:(1)把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下:元素LiBeBCNOFNaMgAlSiPSCl原子序数345678911121314151617电负性1.01.52.02.53.03.54.00.91.21.51.82.12.53.0探究1探究2探究3素养脉络随堂检测经过上述整理后可以看出,3~9号元素,元素的电负性由小到大;11~17号元素,元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素,从左到右电负性逐渐增大)。(2)根据上述规律可得出短周期主族元素中,电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Na,二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物。(3)用电负性的大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于P—N键,由于N的电负性大于P的电负性,所以共用电子对偏向氮原子。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测探究1探究2探究3素养脉络随堂检测1.下列不能根据元素电负性判断的性质是(

)A.判断化合物的溶解度B.判断化合物中元素化合价的正负C.判断化学键类型D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素答案:A探究1探究2探究3素养脉络随堂检测解析:不能根据电负性判断化合物的溶解度,A项符合题意;电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素显正化合价,电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素显负化合价,B项不符合题意;根据电负性能判断化学键类型,电负性相同的非金属元素形成的化学键是非极性共价键,电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间一般形成极性共价键,相应的化合物是共价化合物,电负性差值大于1.7的两种元素化合时,一般形成离子键,相应的化合物为离子化合物,C项不符合题意;电负性也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度,一般来说,电负性大于1.8的是非金属元素,小于1.8的是金属元素,而位于非金属与金属交界处的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性又有非金属性,D项不符合题意。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测2.具有下列价电子构型的原子中,第一电离能最小的是(

)A.2s22p4 B.3s23p4C.4s24p4 D.5s25p4答案:D解析:A、B、C、D所对应的元素依次是O、S、Se、Te元素,最外层电子结构相同,原子半径越大,原子核吸引电子的能力越弱,其第一电离能越小,故电离能大小顺序是O>S>Se>Te,第一电离能最小的是Te原子,故选D。探究1探究2探究3素养脉络随堂检测3.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是(

)A.1s22s22p4

B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2答案:A解析:不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可