2023年人教版高中化学选择性必修2教学课件 第二节　第二课时　元素周期律(共55张PPT)

(共55张PPT)
2023年人教版高中化学选择性必修2教学课件★★
第二课时　元素周期律
第一章
素养目标
1.分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化,理解原子半径、第一电离能和电负性的递变规律及其原因,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。
2.通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,掌握相关规律,培养证据推理与模型认知的核心素养。
【知识铺垫】
1.元素周期律的本质:随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。
2.同周期主族元素自左向右,原子半径逐渐减小,同主族元素自上而下,原子半径逐渐增大。
3.同周期主族元素自左向右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
【自主梳理】
1.原子半径
(1)影响因素
(2)递变规律
【微思考1】对于主族元素,原子半径最小和最大的元素都在第ⅠA族,该说法是否正确
提示 正确。原子半径最小的是H元素,原子半径最大的是Fr元素,二者都在第ⅠA族。
2.电离能(可用符号I表示)
(1)第一电离能
①定义:气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的
最低能量叫做第一电离能。
②意义:判断元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小,原子越容易失去一个电子。
③可用I1、I2、I3……表示元素的各级电离能。
(2)第一电离能的变化规律
①同一周期:从左到右,元素的第一电离能呈增大的趋势。
②同一主族:从上到下,元素的第一电离能逐渐减小。
③同种原子:逐级电离能越来越大。
(3)第ⅢA族和第ⅥA族元素第一电离能“异常”的原因
①第ⅢA族元素如B和Al的第一电离能较第ⅡA族Be、Mg小的原因:B和Al失去的能量最高的电子处于np能级,该能级的能量比同周期第ⅡA族元素的ns能级的能量高。
②第ⅥA族元素如O、S的第一电离能较第ⅤA族N、P小的原因是:第ⅤA族N、P的最外层np能级的电子排布为半充满,比较稳定,故电离能较高。
【微思考2】非金属性越强的元素,其第一电离能就越大吗 举例说明。
提示 不是。如氧的非金属性比氮的非金属性强,但氧的第一电离能小于氮。
3.电负性
(1)相关定义
①键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
化学键,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
②电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。
③衡量标准:以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
(2)递变规律
①同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐 变大 (稀有气体元素除外)。
②同主族:自上而下,元素的电负性逐渐变小。
(3)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。
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,既有金属性,又有非金属性。
【微思考3】元素周期表中电负性最大的元素和最小的元素分别是什么元素(放射性元素除外)
提示 电负性最大的元素是F,电负性最小的元素是Cs。
【自我检测】
1.判断下列说法的正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)原子半径:r(Si)>r(C)>r(B)(　　)
(2)离子半径:r(Li+)(3)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(4)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(　　)
(5)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大(　　)
×
√
×
√
×
2.下列有关电离能的说法正确的是(　　)
A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
C.同一周期中,主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D.同主族元素,随原子序数的递增,第一电离能逐渐减小
答案 D
解析 ①第一电离能是气态电中性基态原子失去核外第一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量;②元素原子的第一电离能越大,表示该元素的原子越难失去电子;③从总的变化趋势上看,同一周期从左到右,元素的第一电离能逐渐增大,但有反常情况,如第一电离能N>O。
3.(1)比较下列微粒半径的大小(填“>”“=”或“<”)。
①F-　　 。②Na　　　Mg　　　Cl;
③F-　　　Cl-　　　Br-;④ 　　　S。
(2)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为　　　　。
(3)第三周期所有元素的第一电离能由小到大的顺序为　　　　。
(4)F、Cl、Br、I的第一电离能大小顺序为　　　　　　　　,电负性大小顺序为　　　　　　　。
答案 (1)①<　②>　>　③<　<　④>
(2)HCl>Br>I　F>Cl>Br>I
课堂篇 素养提升
探究1
微粒半径大小比较的方法规律
【问题探究】
材料:元素周期表中部分元素原子与离子半径的对比(单位:pm)
　　　　　　 　稀有气体一般不参与原子半径的比较
H37 H-140
Li152 Li+60 Be89 Be2+31 B82 C77 N75 N3-171 O74 O2-140 F71 F-136 Ne 154
Na186 Na+95 Mg160 Mg2+65 Al143 Al3+50 Si 117 P 110 P3-212 S 102 S2-184 Cl 99 Cl-181 Ar 192
K232 K+138 Ca197 Ca2+100 Br114 Br-195
已知:短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的电子层结构。结合上述数据分析:
(1)A、B、C、D四种元素在同一周期吗 试推测四种元素在元素周期表中的位置。
提示 A、B、C、D不在同一周期。A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅤA族,D应位于第二周期第ⅦA族。
(2)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的 A2+、B+、C3-、D-的离子半径呢
提示 原子半径由大到小的顺序为B>A>C>D;离子半径由大到小的顺序为C3->D->B+>A2+。
(3)请比较A与A2+、D与D-的半径大小。
提示 A>A2+;D(4)比较微粒半径大小的关键要素是什么
提示 ①比较不同周期不同主族元素的原子半径,先看周期再看主族。
②比较离子半径时,要依据于电子层结构相同的离子半径的递变规律和元素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径;同一元素的阴离子半径大于原子半径。
【深化拓展】
“四同”比较粒子的半径大小
【素能应用】
典例1试比较以下微粒半径的大小。
(1)根据元素周期律,原子半径Ga　　　As(用“>”或“<”填空,下同)。
(2)原子半径Al　　　Si。
(3)随原子序数的递增,八种短周期元素(用字母x等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。
比较d、e常见离子的半径大小　　　>　　　　(用离子符号表示)。
答案 (1)>　(2)>　(3)r(O2-)　r(Na+)
解析 (1)同周期主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小,Ga与As在周期表中同位于第四周期,Ga位于第ⅢA族,As位于第ⅤA族,则原子半径:Ga>As。
(2)同周期主族元素,原子序数越大,原子半径越小,故原子半径Al>Si。
(3)由图示可知,这八种元素分别为H、C、N、O、Na、Al、S、Cl,O2-和Na+具有相同的电子层结构,根据“序小径大”规律可知r(O2-)>r(Na+)。
变式训练1四种元素基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5。这四种原子按半径由大到小的顺序排列正确的是(　　)
A.①>②>③>④ B.②>①>③>④
C.②>①>④>③ D.①>②>④>③
答案 B
解析 由四种元素基态原子的电子排布式可知,①为S原子,②为P原子,③为N原子,④为F原子,其中P、S元素处于第三周期,P原子的核电荷数小于S,则P的原子半径大于S;N和F元素处于第二周期,N原子的核电荷数小于F,则N的原子半径大于F;S原子比N原子多一个电子层,则S的原子半径大于N原子,综上所述,原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。
方法技巧 “三看”法快速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数:最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。
二看核电荷数:当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。
三看核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
探究2
元素电离能的变化规律
【问题探究】
阅读下列两则材料,思考回答问题。
材料1:元素的第一电离能的周期性
材料2:钠、镁、铝逐级失去电子的部分电离能数据
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11575
(1)认真分析材料1中同周期元素第一电离能的变化规律,将Na~Ar之间六种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)由材料1可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高,解释原因。
提示 同周期元素中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价层电子排布为ns2np3,最外层s能级均为全充满,p能级分别为全空、半充满状态,比较稳定,失去一个电子需要的能量相对较大,故其第一电离能比同周期相邻元素的要高。
(3)根据材料2分析,同一元素的电离能为什么逐级增大 为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3价
提示 ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1I1),同理I3>I2、I4>I3…… >In。
②Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。
【深化拓展】
1.元素第一电离能与原子核外电子排布的关系
(1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。例如P的第一电离能比硫的大,Mg的第一电离能比Al的大。
(2)第三周期元素第一电离能的大小关系为I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
　　　　P、Mg元素的第一电离能大于同周期相邻元素
2.电离能的应用
(1)比较元素金属性的强弱
一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。
(2)确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此当元素原子失去不同能层的电子时电离能会发生突变。
(3)确定元素的化合价
如果电离能在In与 之间发生突变,则元素的原子易形成+n价离子,或主族元素(O、F除外)的最高化合价为+n价。若某元素的逐级电离能I2 I1,则该元素通常显+1价;若I3 I2>I1,则该元素通常显+2价;若I4 I3>I2>I1,则该元素通常显+3价。
【素能应用】
典例2根据下列主族元素的电离能数据(单位:kJ·mol-1)回答下列问题:
元素符号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 820 2 750 11 600
V 420 3 100 4 400 5 900
(1)在元素周期表中,最有可能处于同一族的是　　　(填字母,下同)。
A.Q和R　　B.S和T　　C.T和V D.R和T E.R和V
(2)它们的氯化物的化学式,最有可能正确的是　　　。
A.QCl2 B.RCl C.SCl3 D.TCl E.VCl4
(3)下列元素,最有可能与Q元素位于同一族的是　　　。
A.硼 B.铍 C.锂 D.氢 E.氦
(4)在这五种元素中,最容易与氯元素形成离子化合物的是　　　。
A.Q B.R C.S D.T E.V
答案 (1)E　(2)B　(3)E　(4)E
解析 各级电离能发生突跃的情况是R:I2 I1,S:I3 I2,T:I4 I3,V:I2 I1,它们的化合价分别为+1、+2、+3、+1。Q的第一电离能比其他元素的第一电离能明显高得多,最有可能是稀有气体元素。
(1)五种元素中,只有R和V的电离能发生突跃的情况相同,故R和V为同一族。
(2)Q可能是稀有气体元素,其他元素的氯化物的化学式可能是RCl、SCl2、TCl3、VCl。
(3)Q可能是稀有气体元素,与氦都位于0族。
(4)第一电离能越小,元素的金属性越强,越易形成离子化合物,由题表可知,V的第一电离能最小。
【微点拨】解答本题要注意以下三点:
(1)若In→In+1的值出现突跃,说明最外层有n个电子。
(2)同主族元素的最外层电子数相等。
(3)活泼金属和活泼非金属易形成离子化合物。
变式设问 根据题中数据,你认为V最有可能是前四周期的哪种元素 为什么
提示 钾元素。因为V呈+1价,所以是第ⅠA族的元素;因为最少有4个电子,所以排除了氢元素和锂元素,又因为R也呈+1价,也是第ⅠA族的元素,且R的第一电离能大于V,所以在前四周期中V只能是钾元素。
变式训练2下列叙述正确的是(　　)
A.第三周期所含元素中,钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中,氟的第一电离能最大
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大
答案 A
解析 同周期元素中碱金属的第一电离能最小,稀有气体的第一电离能最大,A项正确,C项不正确。由于镁的3s能级全充满,3p能级全空,而铝的3s能级全充满,3p能级中有一个电子,故铝的第一电离能小于镁,B项不正确。钾比镁电子层数多,原子半径大,更易失去电子,故钾的第一电离能小于镁,D项不正确。
探究3
元素电负性变化规律及应用
【问题探究】
某同学根据相关资料中的数据制作的第三周期、第ⅠA族和第ⅦA族元素的电负性变化图:
回答下列问题:
(1)同主族元素的电负性有何变化规律 同周期主族元素的电负性与原子半径之间有何关系
提示 同主族元素,核电荷数越大电负性越小。同周期主族元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素 电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)
提示 电负性最大的元素为F元素;电负性最小的元素为Cs元素。
(3)预测钙元素的电负性应该在哪两种主族元素之间
提示 根据Ca元素在周期表中的位置可知,电负性:K(4)经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时,一般形成离子键,当电负性差值小于1.7时,一般形成共价键。据此经验规律推断AlCl3中化学键的类型。
提示 AlCl3中两元素电负性差值小于1.7,则AlCl3中化学键的类型为共价键。
【深化拓展】
【素能应用】
典例3下表是某些短周期元素的电负性(x)值:
(1)通过分析电负性的变化规律,确定N、Mg的电负性(x)范围:
　　　(2)推测电负性(x)与原子半径的关系是　　　　　　　　　　　　　　。
元素 H Li Be B C O F
电负性 2.10 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(3)某有机化合物的分子中含有S—N,在S—N中,你认为共用电子对偏向
　　　(写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时,一般形成离子键,当电负性差值小于1.7时,一般形成共价键,试推断AlBr3中化学键的类型是　　　　　　。
答案 (1)2.5　3.5　0.9　1.5　(2)电负性越小,原子半径越大　(3)氮　 (4)共价键
解析 由所给数据分析可知:同周期主族元素从左到右,电负性逐渐增大;同主族元素从上到下,电负性逐渐减小。
(1)同周期中x(Na)(2)元素电负性的递变规律与原子半径递变规律恰好相反,即:同周期(或同主族)元素中,电负性越大,其原子半径越小。
(3)对比元素周期表中对角线位置元素的电负性(x)可知:
x(B)>x(Si),x(C)>x(P),x(O)>x(Cl),则可推知:x(N)>x(S),故在S—N中,共用电子对应偏向N原子。
(4)查表知:AlCl3中两元素电负性差值为1.5<1.7,又x(Br)变式设问 已知NCl3易发生水解反应:NCl3+3H2O === NH3+3HClO,试写出C、N、O、H四种元素的电负性由小到大的顺序为　　　　　　　　　　　。
提示 C、N、O、H四种元素的电负性由小到大的顺序为H易错警示 (1)不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准,部分过渡元素的电负性大于1.8。
(2)不是所有电负性差值大于1.7的元素原子之间都形成离子键、电负性差值小于1.7的元素原子之间都形成共价键。如Na、H、F的电负性分别是0.9、2.1、4.0,Na与H的电负性差值为1.2,NaH中存在离子键,H与F的电负性差值为1.9,HF中存在共价键。
变式训练3已知X、Y元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误的是(　　)
A.X与Y形成的化合物,X显负价,Y显正价
B.最高价含氧酸的酸性:X对应的酸性强于Y对应的酸性
C.简单气态氢化物的稳定性:HmY小于HnX
D.第一电离能Y一定小于X
答案 D
解析 X、Y元素同周期,且电负性:X>Y,则非金属性:X>Y。电负性大的元素在化合物中显负价,所以X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价,A正确;非金属性越强,其最高价氧化物的水化物的酸性越强,非金属性:X>Y,则X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性,B正确;非金属性越强,简单气态氢化物越稳定,则气态氢化物的稳定性:HmY小于HnX,C正确;一般非金属性强的元素的第一电离能大,但O的非金属性比N大,第一电离能:N>O,D错误。
素养脉络
随堂检测
1.不能根据元素的电负性判断下列性质中的(　　)
A.化合物的溶解度
B.化合物中元素化合价的正负
C.化学键类型
D.一种元素是金属元素还是非金属元素
答案 A
解析 不能根据电负性判断化合物的溶解度,A项符合题意;电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素显正化合价,电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素显负化合价,B项不符合题意;根据电负性能判断化学键类型,电负性相同的非金属元素(同种元素)形成的化学键是非极性共价键,电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间一般形成极性共价键,相应的化合物是共价化合物,电负性差值大于1.7的两种元素化合时,一般形成离子键,相应的化合物为离子化合物,C项不符合题意;电负性也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度,一般来说,电负性大于1.8的是非金属元素,小于1.8的是金属元素,而位于非金属与金属交界处的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性又有非金属性,D项不符合题意。
2.具有下列价层电子排布的原子中,第一电离能最小的是(　　)
A.2s22p4 B.3s23p4
C.4s24p4 D.5s25p4
答案 D
解析 A、B、C、D所对应的元素依次是O、S、Se、Te元素,最外层电子结构相同,原子半径越大,原子核吸引电子的能力越弱,其第一电离能越小,故第一电离能大小顺序是O>S>Se>Te,故选D。
3.下列是几种元素基态原子的电子排布式,电负性最大的元素的原子是(　　)
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
答案 A
解析 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性表示,元素的非金属性越强其电负性越大。同一周期中的主族元素,电负性随着原子序数的增大而增大;同一主族中,元素的电负性随着原子序数的增大而减小。A是O元素,B是P元素,C是Si元素,D是Ca元素,非金属性最强的元素是O元素,即电负性最大的元素是O元素,故选A。
4.如图是第三周期11~17号元素某些性质变化趋势的柱形图,下列有关说法中正确的是(　　)
A.y轴表示的可能是基态的原子失去一个电子所需要的最小能量
B.y轴表示的可能是原子在化合物中吸引电子的能力
C.y轴表示的可能是原子半径
D.y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
答案 B
解析 第三周期Mg(或P)的3p能级为全空(或半充满)状态,较为稳定,Mg(或P)的第一电离能大于Al(或S),A错误;同周期主族元素从左到右,电负性逐渐增大,B正确;同周期元素从左到右,原子序数逐渐增大,原子半径逐渐减小,C错误;同周期金属元素形成基态离子转移的电子数逐渐增多,非金属元素形成基态离子所需要的电子数逐渐减少,D错误。
5.下表是元素周期表前五周期的一部分,X、Y、Z、R、W、J是6种元素的代号。其中J为0族元素。
请回答下列问题:
(1)R原子的轨道表示式为
　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)在化合物YZ2中Y的化合价为　　　价,Y的简单离子与Na+的半径大小为　　　　　　　　(用离子符号表示)。
(3)在X、Y、Z三种元素中,电负性由大到小的顺序是　　　　　　　　(用元素符号表示),X与Y的第一电离能:X　　　　　　　　Y(填“<”“>”或“=”),其理由是　　　　　　　　。
X Y Z
R
W
J
答案 (1)
(2)+2　O2->Na+　(3)F>O>N　>　N原子2p轨道上有3个电子,是2p轨道半充满稳定结构,O原子2p轨道上有4个电子,不是稳定结构
解析 根据表格中元素的相对位置和J为0族元素可知,X为N元素,Y为O元素,Z为F元素,R为S元素,W为Br元素,J为Xe元素。