化学人教版（2019）选择性必修2 1.2.2元素周期律(原子半径、电离能、电负性)（共29张ppt）

(共29张PPT)
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
学习目标
1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性的递变规律，能利用其递变规律比较相对大小。
2.通过原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
1.2.2　元素周期律
原子半径、电离能、电负性
教材内容：P22-27
科学史话：稀有气体及其化合物的发现
教材P26
新课引入
问题：元素的性质包含哪些？
元素化合价、金属性和非金属性、原子半径、电离能、电负性
知识回顾
1.元素主要化合价的周期性变化
取决于原子最外层电子数的周期性变化
①同周期从左到右：
最高正价＋1→＋7；最低负价-4 → -1 → 0；
②最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)
③非金属：最高正价＋|最低负价|＝8(H、O、F除外)
金属无负价；H最高价为＋1最低价为－1；
O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。
第一周期
第二周期
第三周期
主族元素的最高价氧化物对应的水化物(高氧水)和部分氢化物的通式：
1A 11A 111A ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
高氧水 XOH X(OH)2 X(OH)3 H2XO3/H4XO4 HXO3/H3XO4 H2XO4 HXO4
氢化物 XH4 XH3 H2X HX
金属性增强
①位置（左下）
②(高氧水)碱性（高氧水碱性越强，金属性越强）
③单质活泼性越活泼，金属性越强
a.置换反应 b.与H2O、H+反应难易程度 c.金属活动性表
④对应阳离子氧化性(反比)
（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
Fr
F
非金属性增强
①位置（右上）
②(高氧水)酸性
（高氧水酸性越强，非金属性越强）
③单质活泼性越活泼，非金属性越强
a.置换反应 b.与(H2)反应难易程度
④简单氢化物稳定性
（稳定性越强，非金属性越强）
⑤对应阴离子还原性(反比)
（非金属性越强，单质氧化性越强，
对应阴离子还原性越弱）
2.元素金属性和非金属性的周期性变化
左下金
右上非
左下金;右上非
3.主族元素原子半径的周期性变化
同主族
能层
占主导
原子半径增大
原子半径增大
同周期
核电荷数
占主导
同周期:左大
同主族:下大
影响因素及结果：
1.电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大。
2.核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
注意：这两种作用是同时存在，相互竞争的关系。
左大下大
常见简单微粒半径比较的方法和规律:
注意：1.碱金属半径大于其下一周期的卤族元素 例：rLi＞rCl
知识拓展
元素
不同
相同
价低径大
原子
离子
同周期
同主族
下大
左大
电子层不同
电子层相同
序小径大
层多径大
①Fe3＋②Clr(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
①r(K＋)>r(Mg2＋)
②r(Cl－)>r(Na＋)
O2- F-
Na+ Mg2+ Al3+
2.电子层结构相同的微粒，周期表的位置: 上阴下阳
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
试比较下列粒子的半径：
1.r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)
2.r(Li+) r(Na+) r(K+)
3.r(H-) r(Li+) r(Be2+)
4.r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+)
5.r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+)
6.r(Al3+) r(O2-) r(S2-)
＞
＞
＜
＜
＞
＞
＞
＞
＞
＜
＜
对点训练
层多径大
序小径大
序小径大
序小径大
序小径大
层多径大
价低径大
＞
＞
一、电离能
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强；
第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 ,即元素的________性越弱。
逐级电离能
气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1困难
第一电离能
_________________原子失去一个电子转化为 正离子所需要的 叫做第一电离能
气态电中性基态
气态基态
符号：
I1
电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 。
难易程度
容易
难
最低能量
一、电离能
金属
金属
概念表述中的“气态” 、“基态” 、“电中性” 、“失去一个电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。
2.意义：
1.概念：
3.影响因素：
元素的第一电离能呈现周期性的递变
同一族，从下到上(半径越小)第一电离能逐渐 。
同周期，从左到右(半径越小)第一电离能有逐渐_____ ，
但个别有反常现象，原因：原子的核外电子排布
增大
同族：原子半径
原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。
同周期：核电荷数
电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。
增大
右上大
右大
上大
4.元素第一电离能普遍变化规律
第一电离能（kJ·mol-1）
原子序数
2s22p3
3s23p3
3s2
2s2
纵列序数 2 13 15 16
族序数 ⅡA ⅢA ⅤA ⅥA
价电子排布式 ns2 ns2np1 ns2np3 ns2np4
最外层电子数 2 3 5 6
半充满，较稳定
全充满，较稳定
价层电子排布：
ⅡA全充满、ⅤA半充满结构
全空、半满、全满
状态更稳定，所需能量高
第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几个元素？分别是哪几个？
Be、C、O共三个
5.元素第一电离能反常规律:
左大：即BeNMgP大于右(普遍趋势：右上大)
角度一　从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、Mg的2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。
角度二　能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子互相排斥,因而第一电离能较低。
教材：P24 资料卡片
电离能大小反常原因
元素的逐级电离能数据
解释：原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。随着电子的逐个失去，阳离子核外电子逐渐达到稀有气体的稳定结构，再要失去电子需克服的电性引力消耗能量更大（突跃变化）
①同种元素的原子的逐级电离能越来越大。
同种元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4...
②同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
因此：当相邻逐级电离能突然变大时（突跃现象），
说明失去的电子所在电子能层发生了变化。
6.元素逐级电离能变化规律:
电离能kJ·mol Na Mg Al
第一电离能 496 738 578
第二电离能 4562 1451 1817
第三电离能 6912 7733 2745
第四电离能 9543 10540 11575
第五电离能 13353 13630 14830
第六电离能 16610 17995 18376
第七电离能 20114 21703 23293
7.电离能的应用
钠、镁、铝的
常见化合价分别是
＋1、＋2、＋3
I1
I2
I3
I4
①判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
规律：若某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8 I9 I10 I11
496 4562 6910 9543 13354 16613 20117 25496 28932 141362 159076
Na元素的逐级电离能数据： （单位：kJ/mol）
I1<②判断原子核外电子排布
电离能发生突变，说明跨能层了
I1 I2 I3 I4
X 500 1 020 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
Z 420 3 100 4 400 5 900
1.判断X、Y、Z化合价
+2
+3
+1
对点训练
2.某元素的全部电离能如下：
此元素原子的核外有____个电子。最外层电子排布式为 。核外电子排布图为______ ，此元素的周期位置为第_____ 周期_____族。
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8
13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1
8
2S22p4
二
ⅥA
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③通过逐级电离能数据判断核外电子的分层排布情况
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，
当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，
如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
易错提醒：能否通过比较同周期元素第一电离能的大小判断元素金属性强弱
不能。可能出现反常。
第一电离能与元素的金属性有本质的区别。
电离能的应用小结
二、电负性
元素的原子在分子中吸引键合电子能力的相对大小。
鲍林
（美国，1901-1994）
H
F
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子:原子中用于形成化学键的电子
选定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
电负性越大的原子，
其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强
1.概念
2.标准：
电负性的周期性变化
1、一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；表明其吸引电子的能力逐渐增强(半径变小) 。
2、同族元素从下到上，元素的电负性逐渐变大；表明其吸引电子的能力逐渐增强(半径变小)。
3、金属元素的电负性较小，
非金属元素的电负性较大。
电负性最大的元素:
电负性最小的元素：
(不考虑稀有气体及放射性元素)
F
Cs
右上大
上大
4、对副族而言,同族元素的电负性也大体呈现同主族元素的变化趋势。
3.电负性的递变规律：
右大
电负性递变规律：
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。
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。
特例，如氢元素电负性为2.2，但其为非金属
4.电负性的应用：
1)判断元素金属性和非金属性的强弱
思考: AlCl3(BeCl3) CaO H2O
电负性的差:
化学键类型:
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9 3.0
电负性差 2.1
离子化合物
电负性 2.1 3.0
电负性差 0.9
共价化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物； HF、 BeF2 为共价化合物
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
共价 离子 共价
1.5
2.1
1.4
通常
通常
2)判断化学键的类型
4.电负性的应用：
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，
且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。
如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 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。
4.电负性的应用：
3)判断化学键的极性强弱
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
显正价
显负价
-1
H
H
C
H
H
甲烷
CH4
-4
显负价
显正价
+1
问题：溴与氯能以 键结合形成BrCl，BrCl中Br的化合价为 ，
写出BrCl与水发生反应的化学方程式 。
【解析】Br和Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，
由于电负性Br的小于Cl的，所以Br为＋1价，BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO
4.电负性的应用：
4)判断共价化合物中元素化合价的正负
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角相似是由于它们的电负性相近的缘故。
电负性的周期性变化
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
4.电负性的应用：
5)解释对角线规则
(1)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 。(　 　)
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。(　 　)
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。 (　　)
(4)电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也越大。(　　)
(5)共价化合物中，电负性大的成键元素表现负价。 (　 　)
(6)电负性大于1.8 的一定为非金属，小于1.8 的一定为金属。 (　　)
(7)第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据。(　　)
(8)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(9)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。( )
(10)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。( )
√
√
×
×
正误判断:
√
×
×
×
×
×
对点训练
2.如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示( )
①第一电离能　②电负性　③原子半径　④简单离子半径　⑤最高正化合价　
⑥形成简单离子转移的电子数
A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤
C.②④⑤ D.②⑤
1.利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
同周期主族元素：
同主族元素：
从左至右电负性逐渐变大
从下至上电负性逐渐变大
对点训练
教材：P26
D
同周期：原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大
注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括
1.电负性与第一电离能的关系：
2.电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
同主族:
原子半径渐小，
第一电离能增大，
电负性渐大
右上离负大;
电离反常在二五：
BMgNP比右大。
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，
所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，
例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
对比总结
在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是( 　 　) ，
第一电离能最大的元素是( 　 　)；
电负性最小的元素是( 　 　)，
电负性最大的元素是( 　 　) 。
(2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是( 　 　)，
第一电离能最大的元素是( 　 　) ；
电负性最小的元素是( 　 　)，
电负性最大的元素是 ( 　 　)。(不考虑放射性元素)
Na
Ar
Cl
Na
Cs
He
Cs
F
对点训练