1.2.2元素周期律 課件高二下學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修2

第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二課時(shí)元素周期律1.了解元素的電離能、電負(fù)性等概念2.理解元素原子半徑，元素第一電離能及元素的電負(fù)性呈現(xiàn)周期性變化3.能應(yīng)用元素電離能、電負(fù)性解釋某些元素的性質(zhì)學(xué)習(xí)目標(biāo)：回顧與思考1.回顧必修第一冊(cè)第四章相關(guān)內(nèi)容，回答什么是元素周期律？2.除了原子核外電子排布、原子半徑、元素化合價(jià)、元素金屬性非金屬性隨原子序數(shù)遞增呈周期性變化，元素原子還有哪些性質(zhì)呈周性變化？元素性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增呈周期性變化的規(guī)律元素原子的電離能、電負(fù)性等元素周期律一.原子半徑1.原子半徑?jīng)Q定于什么因素？能層數(shù)：核電荷數(shù)：電子的能層越多，電子之間的排斥作用越大，將使原子的半徑增大。核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。原子半徑周期性的變化

電子在核外運(yùn)動(dòng)沒有固定軌道，只是概率分布不同，因此原子沒有一個(gè)明確的界面。人們假定原子呈球體，借助相鄰原子的核間距來確定原子半徑。根據(jù)原子之間的作用力不同，將原子半徑分為共價(jià)半徑、金屬半徑、范德華半徑。二.原子半徑共價(jià)半徑：同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)單鍵結(jié)合時(shí)，它們核間距的一半即是該原子的共價(jià)半徑。Cl2Br2198pm228pmCl的共價(jià)半徑99pmBr的共價(jià)半徑114pm金屬半徑：

金屬單質(zhì)的晶體中，兩個(gè)最相鄰的金屬原子核間距的一半即是該金屬原子的金屬半徑。286pm鋁原子的金屬半徑143pm金屬鋁范德華半徑：

稀有氣體原子之間以范德華力相互接近，低溫下稀有氣體單質(zhì)在以晶體存在時(shí)，兩個(gè)相鄰原子核間距的一半即是范德華半徑。D=2r2.主族元素原子半徑遞變規(guī)律主族元素原子半徑的周期性變化

元素周期中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？元素周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化均勢如何？如何解釋這種趨勢？思考與討論①同周期主族元素從左到右，原子半徑漸小。同周期元素原子能層數(shù)相同，核電荷數(shù)增多，對(duì)核外電子的吸引用增大，原子半徑逐漸減小。漸小漸大同一周期，核電荷數(shù)占主導(dǎo)因素②同主族元素從上到下，原子半徑漸大。同主族從下到下，能層數(shù)增大使原子半徑增大的幅度大于因核電荷數(shù)增多引起的原子半徑減小的幅度。同主族，能層數(shù)占主導(dǎo)因素主族元素原子半徑的周期性變化漸大主族元素原子半徑的周期性變化同周期和同主族半徑的變化幅度是怎樣的？嘗試比較O和Cl的半徑大?。縊<Cl一般,能層的變化幅度更大;

周期的變化幅度較小特例：rLi>rcl3.粒子半徑比較的一般思路(1)“一看能層”：先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。(2)“二看核電荷數(shù)”：若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。(3)“三看核外電子”：若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。特例：rLi>rcl核電荷數(shù)、電子層數(shù)均不同的離子可選一種離子參照比較。例：比較r(K＋)與r(Mg2＋)可選r(Na＋)為參照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)【思考】試比較O、F、Na、Mg、Al

的半徑大小？Na>Mg>Al>O>F【思考】試比較O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的半徑大小？O2->F->

Na+>Mg2+>

Al3+【思考】試比較Na+、Mg2+、S2-、Cl-的半徑大小？S2->Cl->

Na+>Mg2+【思考】試比較Al3+

、S2-的半徑大小？S2->O2->

Al3+1、正誤判斷(1)能層數(shù)少的元素原子半徑一定小于能層數(shù)多的元素的原子半徑()(2)核外能層結(jié)構(gòu)相同的單核粒子，半徑相同()(3)質(zhì)子數(shù)相同的不同單核粒子，電子數(shù)越多，半徑越大()(4)各元素的原子半徑總比離子半徑大()(5)同周期元素從左到右，原子半徑、離子半徑均逐漸減小()××√××特例：rLi>rcl例1：比較原子（離子）半徑大小的方法(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＋)>>>>>>><<<<<<<>>逐級(jí)電離能1.元素第一電離能的概念與意義氣態(tài)基態(tài)一價(jià)正離子再失去一個(gè)電子成為氣態(tài)基態(tài)二價(jià)正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會(huì)更加

，因此同一原子的各級(jí)電離能之間存在如下關(guān)系：I1<I2<I3……困難第一電離能_________________原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為

正離子所需要的

叫做第一電離能氣態(tài)基態(tài)氣態(tài)基態(tài)概念：符號(hào)：I1意義：電離能可以衡量元素的原子失去一個(gè)電子的

。第一電離能數(shù)值越小，原子越

失去一個(gè)電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越

失去一個(gè)電子。難易程度容易難最低能量二.電離能單位：kJ/mol原子序數(shù)第一電離能（kJ·mol-1）①每個(gè)周期的第一種元素(氫或堿金屬)的第一電離能最小，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大；從左到右，總體呈現(xiàn)增大趨勢(有個(gè)別反常)。

原因：同周期元素，從左到右核電荷數(shù)增加、原子半徑逐漸減小，原子核對(duì)最外層電子吸引能力增強(qiáng)。2.元素第一電離能的變化規(guī)律第一電離能（kJ·mol-1）原子序數(shù)資料卡片如圖，為什么B

、Al

、O

、S

等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低，而使Li~Ne和Na~Ar的電離能曲線呈現(xiàn)鋸齒狀變化？3s23p43s23p3資料卡片對(duì)于B

和Al這兩個(gè)鋸齒狀變化，一般解釋為，B和Al

的第一電離能失去的電子是np能級(jí)的，該能級(jí)電子的能量比左邊Be和Mg

失去的ns能級(jí)電子的高。對(duì)于O和S這兩個(gè)鋸齒狀變化，一般解釋為：N

和P

的電子排布是半充滿的，比較穩(wěn)定，電離能較高。一般情況下，第一電離能反常：ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA反常的原因：ⅡA族元素的價(jià)電子排布為ns2，p軌道為全空狀態(tài)，比較穩(wěn)定。ⅤA族元素的價(jià)電子排布為ns2np3，p軌道為半充滿狀態(tài)，比較穩(wěn)定。這使得它們不易失去電子，第一電離能較大。思考：第二周期中，第一電離能介于B和N之間的有幾種元素？分別是哪幾種？三種，分別是Be、C、O第一電離能（kJ·mol-1）原子序數(shù)②同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小,表明自上而下原子越來越易失去電子。

原因：同主族元素，從上到下原子半徑逐漸增大，原子核對(duì)最外層電子吸引能力減弱。1.為什么B的第一電離能反而比Be??？

原因是B失去的電子是2p電子，2p電子的軌道能比2s電子的軌道能高；同理，Al的第一電離能比Mg的第一電離能小；2.O的第一電離能為什么反而比N的第一電離能小？

原因是氧的第一電離能是失去已經(jīng)成對(duì)的2p電子所需能量，成對(duì)電子的相互排斥的能量比核電荷增加吸引2p電子的能量還大，導(dǎo)致氧的第一電離能反比氮的第一電離能低；另外，氮的電子排布是半充滿的，比較穩(wěn)定。同理，硫的第一電離能反而小于磷的第一電離能。練習(xí)：1.試比較Zn與Ga的第一電離能大小2.試比較Fe與Mn的第一電離能、第二電離能、第三電離能大小Zn的價(jià)電子排布3d104s2Ga的價(jià)電子排布4s24p1Zn的I1更大↑↓↑↑↓↑↑↑↓↑↑↑↑↑↑3d4s3d4s26Fe25MnI1Fe>MnI2Fe>MnI3Fe<Mn第一電離能的變化規(guī)律總結(jié)規(guī)律從原子結(jié)構(gòu)角度解釋1.同周期主族元素從左到右，元素的第一電離能在總體上呈增大趨勢。同周期原子半徑減小，核對(duì)最外層電子的吸引力增大，I1呈增大趨勢。2.同主族元素自上而下，元素的第一電離能逐漸減小。同主族原子半徑增大，核對(duì)最外層電子的吸引力減小，I1逐漸減小。3.第ⅡA族和第ⅤA族的元素，第一電離能大于其相鄰元素的第一電離能。1.所失電子的能級(jí)：能量：3s2<3p12.價(jià)層電子排布：全空、半滿、全滿狀態(tài)更穩(wěn)定，所需能量高

(1)堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？(2)下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級(jí)失去電子的電離能。為什么原子的逐級(jí)電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么聯(lián)系？思考與討論堿金屬第一電離能越小，堿金屬越活潑。思考討論為什么原子的逐級(jí)電離能越來越大？原子失去電子形成陽離子后，有效核電荷數(shù)增加，且半徑減小，使得原子核對(duì)外層電子的吸引力更強(qiáng)，所以原子的逐級(jí)電離能越來越大。Na(g)Na+(g)+e-

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

496kJ·mol-14562kJ·mol-1△E=4066kJ·mol-11s22s22p63s11s22s22p61s22s22p61s22s22p5與Ne的核外電子一樣易失去電子難失去電子Na40063.逐級(jí)電離能遞變規(guī)律3.逐級(jí)電離能遞變規(guī)律Na(g)Na+(g)+e-

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

496kJ·mol-14562kJ·mol-1△E=4066kJ·mol-11s22s22p63s11s22s22p61s22s22p61s22s22p5與Ne的核外電子一樣易失去電子難失去電子Na4006易失去電子難失去電子Mg1s22s22p63s21s22s22p63s1Mg(g)Mg+(g)+e-

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

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

71362823.逐級(jí)電離能遞變規(guī)律易失去電子難失去電子1s22s22p63s23p11s22s22p63s2Al(g)Al+(g)+e-

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

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

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

3.逐級(jí)電離能遞變規(guī)律遞變規(guī)律同一元素逐級(jí)電離能逐漸增大，即I1<I2<I3……當(dāng)元素的某一級(jí)電離能發(fā)生突變，說明失去的電子所在的能層發(fā)生變化88301239928即同一能層中電離能相近，不同能層中電離能有很大差距思考討論這些數(shù)據(jù)與鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么關(guān)系?鈉的第一電離能較小，為496KJ/mol

，但第二電離能增大了接近十倍，為4562KJ/mol，說明Na容易失去一個(gè)電子形成Na+；鎂的第一、第二電離能較低且相差不多，但第三電離能比第二電離能大了數(shù)倍，說明Mg容易失去兩個(gè)電子形成Mg2+；鋁的第一、第二、第三電離能相差不多，但第四電離能比第三電離能大數(shù)倍，說明Al容易失去三個(gè)電子形成Al3+。Na→Na+Mg→Mg2+

Al→Al3+1.原子的電離能越大，表示越難失去電子，故化合價(jià)也較低結(jié)論由電離能判斷化合價(jià)的方法

4.電離能的應(yīng)用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價(jià)。(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)；I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)。例.某元素的全部電離能如下：此元素原子的核外有____個(gè)電子。最外層電子排布式為

。核外電子排布圖為______，此元素的周期位置為第_____周期_____族。I1I2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.182s22p4二ⅥA①影響因素：電離能數(shù)值的大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑及原子的電子構(gòu)型。5.電離能的影響因素及特例②特例：具有全充滿、半充滿及全空的電子構(gòu)型的元素穩(wěn)定性較高，其電離能數(shù)值較大。例如：稀有氣體的電離能在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態(tài)，其電離能均比同周期相鄰元素大。一般情況，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。1、正誤判斷(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強(qiáng)()(2)第三周期所含元素中鈉的第一電離能最小()(3)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大()(4)在所有元素中，氟的第一電離能最大()(5)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大()(6)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能()×√×××√2、在下面的電子結(jié)構(gòu)中，第一電離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為電離能，單位是kJ·mol－1。元素I1I2I3I4X496456269129543Y5781817274511575根據(jù)表中所列數(shù)據(jù)的判斷錯(cuò)誤的是()A.元素X是第ⅠA族的元素B.元素Y的常見化合價(jià)是＋3C.元素X與O形成化合物時(shí)，化學(xué)式可能是X2O2D.若元素Y處于第三周期，它可與冷水劇烈反應(yīng)D第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第2課時(shí)原子半徑元素的電離能影響因素原子半徑的遞變規(guī)律同周期：從左至右，核電荷數(shù)越大，半徑越小電子的能層數(shù)核電荷數(shù)同主族：從上到下，核電荷數(shù)越大，半徑越大規(guī)律總結(jié)：原子或離子半徑的比較方法粒子半徑比較的一般思路元素第一電離能的概念與意義元素第一電離能變化規(guī)律電離能與化合價(jià)的聯(lián)系電離能的應(yīng)用電離能的影響因素及特例第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二課時(shí)元素周期律1.了解元素電負(fù)性的概念2.理解元素的電負(fù)性呈現(xiàn)周期性變化3.能應(yīng)用元素電負(fù)性解釋某些元素的性質(zhì)學(xué)習(xí)目標(biāo)：元素相互化合，相鄰的原子或離子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的化學(xué)作用力。1.什么是化學(xué)鍵？2.什么是鍵合電子？原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。3.什么是電負(fù)性？

用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子的吸引力的大小(電負(fù)性是相對(duì)值，沒單位）。

電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強(qiáng)，

電負(fù)性越小，元素的非金屬性越弱，金屬性越強(qiáng)。4.電負(fù)性有什么意義？【思考】觀察主族元素的電負(fù)性數(shù)據(jù)（以F=4.0和Li=1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，稀有氣體未計(jì)），元素的電負(fù)性有何變化趨勢？相對(duì)值而非絕對(duì)值5.電負(fù)性有什么規(guī)律？①同一周期，原子半徑逐漸減小，主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強(qiáng)。②同一主族，元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。金屬元素的電負(fù)性較小,非金屬元素的電負(fù)性較大

元素的電負(fù)性變化趨勢[繪制變化圖]請(qǐng)利用圖1－23的數(shù)據(jù)制作第三周期元素、第ⅠA族和ⅦA族元素的電負(fù)性變化圖，并找出其變化趨勢。[比較與分析]根據(jù)圖1－22，找出上述相關(guān)元素的第一電離能的變化趨勢，與電負(fù)性的變化趨勢有什么不同？并分析其原因。探究同周期從左到右電負(fù)性漸大，同主族到上到下電負(fù)性漸小。同周期元素原子從左到右，第一電離能總體增加(個(gè)別反常），電負(fù)性漸大。因?yàn)?，從左到右，原子半徑漸小，原子核對(duì)最外層電子吸引力漸大，原子失電子能力漸弱，得電子能力漸強(qiáng)。同主族元素原子從上到下，第一電離能漸小，電負(fù)性也漸小。因?yàn)?，從上到下，原子半徑漸大，原子核對(duì)最外層電子吸引力漸小，原子失電子能力漸強(qiáng)，得電子能力漸弱。6.電負(fù)性有哪些應(yīng)用？①電負(fù)性的大小可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度金屬：＜1.8，類金屬：

≈1.8，非金屬：＞1.8②判斷化學(xué)鍵的類型一般認(rèn)為如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性：差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；差值小于1.7，它們之間通常形成共價(jià)鍵。如：NaClCaOHClAlCl3H2O電負(fù)性的差:2.10.91.51.4化學(xué)鍵類型:離子離子共價(jià)共價(jià)共價(jià)

2.1但也有特例(如NaH)但也有特例(如HF)注意：不能將電負(fù)性大于或小于1.8作為劃分非金屬元素和金屬元素的絕對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。

③判斷元素化合價(jià)的正負(fù)電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價(jià)為正值；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。CO2-2+4H2O-2+1HCl-1+1【練習(xí)】請(qǐng)查閱下列化合物中元素的電負(fù)性數(shù)值，判斷化合物中化合價(jià)為正值的元素

CH4、NaH、NF3、NH3、SO2、H2S、ICl、HBr、SiH4

、BH3、NCl3嘗試寫出NCl3、PCl5、BrCl的水解方程式NCl3+3H2O=NH3+3HClOPCl5+4H2O=5HCl+H3PO4BrCl+H2O=HBrO+HCl原子的價(jià)電子構(gòu)型才是決定元素性質(zhì)的最主要因素，因此，同族元素性質(zhì)的相似性以及性質(zhì)的遞變規(guī)