1.2.2 元素周期律 課件高二上學(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2課時(shí)元素周期律—原子半徑、電離能、電負(fù)性原子半徑____原子半徑____二、元素周期律取決于能層數(shù)越多能層數(shù)相同核電荷數(shù)越大導(dǎo)致越小1、原子半徑原子半徑電子的能層數(shù)核電荷數(shù)導(dǎo)致越大電子之間的排斥作用也就越大核對(duì)電子的引作用也就越大這兩個(gè)因素綜合的結(jié)果使原子半徑呈周期性的遞變（1）影響因素思考與討論：（1）元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢(shì)如何？如何解釋這種趨勢(shì)？（2）元素周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢(shì)如何？如何解釋這種趨勢(shì)？課本P23同主族，電子的能層數(shù)遞增，電子之間的排斥作用增大，半徑增大同周期，核電荷數(shù)遞增，核對(duì)電子吸引作用增大，半徑減小(2)離子半徑大小的比較方法

陰上陽下，序大徑小比較下列原子（離子）半徑的大小(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(Cl－)

r(Cl)，

r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)(4)

r(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)(5)

r(K＋)

r(Na＋)

r(Mg2＋)>>>>>>>>>D陰上陽下，序大徑小

DCAB2、電離能(1)概念：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個(gè)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。符號(hào)：I1

單位：kJ·mol-1M(g)=M+(g)+e-

I1(第一電離能)M+(g)=M2+(g)+e-

I2(第二電離能)M2+(g)=M3+(g)+e-

I3(第三電離能)原子的+1價(jià)氣態(tài)基態(tài)離子再失去1個(gè)電子所需要的最低能量第二電離能電離能越小，表示在氣態(tài)時(shí)該原子失去電子越

，即元素的_____性越強(qiáng)；電離能越大，表明在氣態(tài)時(shí)該原子失去電子

,即元素的_______性越弱。容易越難金屬金屬(2)電離能的意義(3)第一電離能的周期性變化規(guī)律①同周期從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)②同主族從上到下總體逐漸減小【思考】同周期、同主族元素第一電離能變化有何規(guī)律？特例：ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA第二周期：Be>BN>O第三周期：Mg>AlP>S課本P23圖1-22元素的第一電離能的周期性主族元素Be、MgB、AlN、PO、S價(jià)層電子排布(1)同周期從左到右原子半徑減小，核對(duì)最外層電子的吸引力增大，越不容易失電子，第一電離能越大。(2)同主族從上到下原子半徑增大，核對(duì)最外層電子的吸引力減小，越容易失電子，第一電離能越小。

【思考】從原子結(jié)構(gòu)角度解釋為何呈現(xiàn)這樣的規(guī)律？(3)電離能大小反常原因第二周期：Be>BN>O第三周期：Mg>AlP>SⅤAⅥAⅡAⅢAns2np4ns2np1ns2ns2np3課本P24堿金屬活潑性越強(qiáng)，I1越小課本P24

隨著電子的逐個(gè)失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越多，再要失去一個(gè)電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多，導(dǎo)致原子的逐級(jí)電離能越來越大。當(dāng)相鄰逐級(jí)電離能突然變得很大時(shí)，說明失去的電子所在電子層發(fā)生了變化！規(guī)律：若某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價(jià)為

。+n價(jià)原子半徑漸大，第一電離能呈減小的趨勢(shì)原子半徑漸大第一電離能減小原子半徑漸小，第一電離能呈增大的趨勢(shì)原子半徑漸小第一電離能增大小結(jié)3、電負(fù)性（1）鍵合電子：（2）電負(fù)性元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子鮑林提出，用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大?、俑拍铍娯?fù)性是相對(duì)值，沒單位；稀有氣體未計(jì)，電負(fù)性最大的是氟。鮑林②意義電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。表示該元素越容易接受電子，越不容易失去電子，形成陰離子的傾向越大，非金屬性越強(qiáng)。

③大小的標(biāo)準(zhǔn)以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。④電負(fù)性的遞變規(guī)律a.一般來說，同周期元素

從左到右，原子半徑逐漸減小，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)，元素的電負(fù)性逐漸變大

。b.同族元素從上到下，原子半徑逐漸增大，元素的非金屬性逐漸減弱，元素的電負(fù)性逐漸變小。第二周期元素的電負(fù)性是公差為0.5的等差數(shù)列（注意H和P，C和S）電負(fù)性最大的元素:電負(fù)性最小的元素：(不考慮稀有氣體及放射性元素)CsF⑤電負(fù)性的應(yīng)用a.判斷元素金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強(qiáng)非金屬三角區(qū)邊界“類金屬”既有金屬性又有非金屬性對(duì)角線規(guī)則：電負(fù)性相近，性質(zhì)相似Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2Be、Al的電負(fù)性分別為1.5、1.5B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8電負(fù)性＜1.8電負(fù)性≈1.8電負(fù)性＞1.8為金屬為“類金屬”為非金屬一般b.判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)電負(fù)性小的元素在化合物中吸引電子能力弱，元素的化合價(jià)為正值；電負(fù)性大的元素在化合物中吸引電子能力較強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)值。HClOBrClH—O—Cl-2+1Br—Cl+1-1+1+1+3SOCl2+4-2-1NF3

NaBH4

-1HSiHHH硅烷+4顯正價(jià)顯負(fù)價(jià)HHCHH甲烷CH4-4顯負(fù)價(jià)+1-1SiH4請(qǐng)查閱下列化合物中元素的電負(fù)性值，指出元素的化合價(jià)練習(xí)+3-1ClO2+4-2練習(xí)1：已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性：X＞Y，下列說法正確的()A.X與Y形成化合物時(shí)，X顯正價(jià)，Y顯負(fù)價(jià)B.第一電離能：Y可能大于XC.最高價(jià)含氧酸的酸性:X對(duì)應(yīng)的酸性弱于Y對(duì)應(yīng)的酸性D.最簡(jiǎn)單氫化物的穩(wěn)定性：HmY大于HmXBc.判斷化學(xué)鍵的類型電負(fù)性相差很大(相差>1.7)離子鍵電負(fù)性相差不大(相差<1.7)共價(jià)鍵特例：NaH是離子化合物電負(fù)性差<1.73.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3為共價(jià)化合物AlCl3特例：HF是共價(jià)化合物電負(fù)性差>1.7一般認(rèn)為，如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性相差大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性相差小于1.7，它們通常形成共價(jià)鍵。查閱下列元素的電負(fù)性數(shù)值，判斷下列化合物：①NaF

②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2(1)屬于共價(jià)化合物的是__________。(2)屬于離子化合物的是______。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負(fù)性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8②③⑤⑥①④練習(xí)利用圖1-23的數(shù)據(jù)制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的電負(fù)性變化圖，并找出其變化趨勢(shì)。同周期主族元素：同主族元素：從左至右電負(fù)性逐漸變大從上至下電負(fù)性逐漸變小【探究】元素的電負(fù)性變化趨勢(shì)（課本P26）越靠右，越靠上②元素非金屬性增強(qiáng)①原子半徑減?、蹎钨|(zhì)氧化性增強(qiáng)④離子還原性減弱⑥簡(jiǎn)單氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性增強(qiáng)⑦最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物酸性增強(qiáng)⑤