2024-2025學年高二化學蘇教版同步課件 選擇性必修2-專題2 第二單元 第2課時 元素周期律

第二單元元素性質(zhì)的遞變規(guī)律高中化學選擇性必修2專題2第2課時元素周期律1.知道原子半徑與原子核外電子排布的關(guān)系，并能解釋原子半徑在周期表中的變化規(guī)律。2.能說出元素電離能、電負性的含義，能描述主族元素第一電離能、電負性變化的一般規(guī)律，能從電子排布的角度對這一規(guī)律進行解釋。3.能說明電負性大小與原子在化合物中吸引電子能力的關(guān)系，能利用電負性判斷元素的金屬性與非金屬性的強弱，推測化學鍵的極性。學習目標一原子半徑及其變化規(guī)律1.影響因素2.變化規(guī)律

3.比較微粒半徑大小的方法（1）同周期元素，從左到右，原子半徑依次減小。（2）同主族元素，從上到下，原子或同價態(tài)離子半徑依次增大。（3）陽離子半徑小于相應(yīng)的原子半徑，陰離子半徑大于相應(yīng)的原子半徑，如r（Na+）<r（Na），r（S）<r（S2-）。（4）電子的能層結(jié)構(gòu)相同的離子，隨核電荷數(shù)增大，離子半徑減小，如r（S2-）>r（Cl-）>r（K+）>r（Ca2+）。（5）不同價態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r（Fe2+）>r（Fe3+），r（Cu+）>r（Cu2+）。

例1下列微粒半徑大小比較錯誤的是

（）A.K>Na>Li

B.Na+>Mg2+>Al3+

C.Mg2+>Na+>F-

D.Cl->F->F解析：A對，同主族元素，由上到下，原子半徑逐漸增大。B對，核外電子排布相同的離子，核電荷數(shù)越大，離子半徑越小。C錯，應(yīng)該為F->Na+>Mg2+。D對，同主族元素，由上到下，離子半徑增大，同種元素的陰離子半徑大于相應(yīng)的原子半徑。答案：C上圖為元素的第一電離能的變化趨勢，從圖中可以看出下列規(guī)律：①同周期，從左到右元素的第一電離能呈現(xiàn)逐漸增大的趨勢(最小的是堿金屬，最大的是稀有氣體)。同一周期元素的第一電離能，從左往右總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，但并非單調(diào)地增大，有反?，F(xiàn)象。例如同一周期的第一電離能：第ⅡA族元素＞第ⅢA族的元素，第ⅤA族元素＞第ⅥA族元素。這是因為第ⅡA族和第ⅤA族的元素的價電子排布分別為ns2、ns2np3，是全空和半充滿的電子構(gòu)型。而原子核外的電子排布的能量相等的軌道上形成全空、半充滿、全充滿的結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，原子較穩(wěn)定，則該原子比較難失去電子，故第ⅡA族元素、第ⅤA族元素的第一電離能反常?？梢娫氐牡谝浑婋x能的變化是由元素原子的核外電子排布決定的。(2)逐級電離能①第二電離能：失去一個電子形成的基態(tài)正離子再失去一個電子所需要的最低能量叫第二電離能，用I2表示。依次還有第三電離能等。同一周期元素的第一電離能并不是嚴格遞增的。如第一電離能B＜Be，O＜N。原因是：能量相同的原子軌道在全滿、半滿、全空時體系能量最低，原子較穩(wěn)定，因此，價電子排布處于半滿的軌道的元素，其第一電離能比鄰近原子的第一電離能大，如N原子的第一電離能大于O原子的第一電離能。②原子的逐級電離能越來越大首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去的電子都是能量較低的電子，所需要吸收的能量多；同時，失去電子后離子所帶正電荷對電子的吸引更強，從而電離能越來越大。例2氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)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。已知元素X、Y的第一電離能X>Y，則下列說法正確的是A.若X與Y在元素周期表中位于同一周期，則原子序數(shù)一定X>YB.如果X與Y在元素周期表中位于同一主族，則一定X<YC.氟是非金屬性最強的元素，X、Y都不可能是氟元素D.X、Y都不可能是稀有氣體元素解析：若X與Y在周期表中同周期，則原子序數(shù)不一定X>Y，如I1（10Ne）>I1（9F），I1（7N）>I1（8O）。答案：B分析上圖可知(1)同周期，自左向右，主族元素原子的電負性逐漸增大；(2)同主族，自上向下，主族元素原子的電負性逐漸減小；(3)電負性一般不用來討論稀有氣體。

例3下列有關(guān)電負性的說法中正確的是

（）A.主族元素的電負性越大，元素原子的第一電離能一定越大B.在元素周期表中，元素電負性從左到右越來越小C.金屬元素的電負性一定小于非金屬元素的電負性D.在形成化合物時，電負性越小的元素越容易顯示正價解析：A錯，主族元素原子的第一電離能、電負性變化趨勢基本相同，但電離能變化有起伏，如電負性：O>N，但第一電離能：O<N。B錯，對于主族元素，同一