1.2.2元素周期律課件高二下學期化學人教版選擇性必修24

第二節(jié)原子結構與元素的性質第一章原子結構和性質第2課時元素周期律1、認識元素的原子半徑、第一電離能、電負性等元素性質的周期性變化，能從電子排布的角度對元素性質的周期性變化進行解釋，促進對“結構”與“性質”關系的理解。2、建構元素周期律模型，能列舉元素周期律的應用，進一步建立基于“位置”“結構”“性質”關系的系統(tǒng)思維框架。學習目標知識回顧：元素周期律內涵豐富多樣，除了以上幾點，還有……元素周期律1.內容：元素性質隨著原子序數(shù)的遞增呈周期性變化的規(guī)律2.實質：元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果3.規(guī)律：金屬性↑還原性(失電子能力)↑堿性↑非金屬性↓氧化性(得電子能力)

↓酸性↓?氫化物的穩(wěn)定性↓一、原子半徑同周期：同主族：1、原子半徑變化規(guī)律：從上到下，原子半徑逐漸增大從左到右，原子半徑逐漸減小2、決定半徑大小的因素電子能層數(shù)核電荷數(shù)核外電子數(shù)（稀有氣體除外）3、粒子半徑大小比較的方法——三看一看電子層數(shù)：層多徑大（一般用于同族或者相鄰族原子的比較）二看核電荷數(shù)：同層，序小徑大（可用于原子或離子的比較）三看電子數(shù)：同種元素，價低徑大（可用于同種元素原子與離子的比較）例如：LiNaK<<例如：O2-F-Na+

>>例如：Fe3+Fe2+FeCl-

Cl<<>考點一：粒子半徑）鏈接高考"小于"B小于3.下列微粒中，半徑大小排列順序正確的是()

A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2-B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl-C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2-D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+C二、電離能1、概念：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。4、表示：2、符號和單位：符號：I1

單位：kJ·mol-1M(g)-e-=M+(g)

I1(第一電離能)3、意義：判斷原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，越容易失去一個電子。M(g)+-e-=M2+(g)

I2(第二電離能)M(g)2+-e-=M3+(g)

I3(第三電離能)I1<I2<I3逐級電離能觀察下圖，總結第一電離能的變化規(guī)律同周期第一電離能的大小順序：IA<ⅢA

<ⅡA<IⅤA<ⅥA<ⅤA<ⅥIA<0族Be>BN>OMg>AlP>S問題：從原子結構角度解釋電離能大小反常原因原因：簡并軌道在半充滿、全充滿和全空時較穩(wěn)定，難失電子所以電離能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥABe：2s2>B：2s22p1Mg：3s2>Al：3s23p1N：2s22p3

>O：2s22p4P：3s23p3

>S：3s23p4【思考與討論P24】1.堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？第一電離能越小，原子越容易失電子，堿金屬的活潑性越強電離能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376I72011421703232932.為什么原子的逐級電離能越來越大？隨著電子逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越大，原子核對電子引力越大，失電子越難。若電離能在In與In+1之間發(fā)生突變，則原子的主要化合價為+n，最外層電子數(shù)為n3.電離能與鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？Mg原子的三級電離能比較示意圖5、電離能的應用①判斷元素金屬性、非金屬性的強弱電離能越小，元素的金屬性越強電離能越大，元素的非金屬性越強②判斷元素的化合價若電離能在In與In+1之間發(fā)生突變，則原子的主要化合價為+n③判斷元素原子的核外電子排布電離能突變，則電子層發(fā)生了變化電離能I1I2I3I4……kJ·mol-15781817274511578……2、有一種元素的逐級電離能數(shù)據如下：當它與氯氣反應時最可能生成的陽離子是()A.X+B.X2+C.X3+D.X4+C及時鞏固1、在下面的電子結構中，第一電離能最小的原子可能是(

)

A

ns2np3B

ns2np4C

ns2np5D

ns2np6B三、電負性1、基本概念化學鍵：元素相互化合，相鄰的原子之間產生的強烈的化學作用力鍵合電子：原子中用于形成化學鍵的電子電負性：描述不同元素的原子對鍵合電子的吸引力大小的數(shù)值2、電負性的意義：衡量元素在化合物中吸引電子的能力元素的電負性越大，對鍵合電子的吸引能力越強3、衡量標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性。4、電負性的遞變規(guī)律：同周期：從左到右，元素的電負性逐漸增大同主族：從上到下，元素的電負性逐漸減小5、電負性的應用：①判斷元素金屬性和非金屬性的強弱類金屬≈1.8既有金屬性，又有非金屬性非金屬＞1.8電負性越大，非金屬性越強金屬＜1.8電負性越小，金屬性越強5、電負性的應用：②判斷化合物中元素化合價的正負例：NaH中，Na：0.9H：2.1Na顯正價，H顯負價③判斷化學鍵的類型一般：成鍵元素原子的電負性差值＞1.7，形成離子鍵

(特例HF)(特例NaH)成鍵元素原子的電負性差值＜1.7，形成共價鍵解釋對角線規(guī)則Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2Be、Al的電負性分別為1.5、1.5B、Si的電負性分別為2.0、1.8電負性接近，性質相似3、查閱下列元素的電負性數(shù)值，判斷下列化合物：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2(1)屬于共價化合物的是____________。(2)屬于離子化合物的是____________。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8②③⑤⑥①④及時鞏固4、下列不是元素電負性的應用的是()A.判斷一種元素是金屬還是非金屬B.判斷化合物中元素化合價的正負C.判斷化學鍵的類型D.判斷化合物的溶解度D及時鞏固【總結】r增大r減小①稀有氣體電離能為同周期中最大。同周期元素：同主族元素：從左至右：電離能和電負性都變大（半徑減小）從上至下：電離能和電負性都變?。ò霃皆龃螅┲芷诼散郾容^電負性大小時，不考慮稀有氣體元素。②第一電離能:ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族。注意:金屬性↑還原性(失電子能力)↑堿性↑非金屬性↓氧化性(得電子能力)

↓酸性↓?氫化物的穩(wěn)定性↓電離能↓電負性↓元素周期律2.對價電子構型為2s22p5的