1.2.2元素周期律 课件（共30张ppt）化学人教版（2019）选择性必修2
文档属性
| 名称 | 1.2.2元素周期律 课件（共30张ppt）化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 551.2KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-07-09 09:27:36 | ||
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文档简介
(共30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
第2课时 元素周期律
最外层电子排布
知识回顾
元素周期律
元素的性质如核外电子排布、原子半径、化合价、金属性和非金属性等随核电荷数的递增发生周期性递变。
原子半径
最高正价
/最低负价
元素金属性与非金属性
随核电荷数的递增
1→8(除H，He)
大→小
+1→+7
-4→-1→0
金属性减弱，非金属性增强
任务一：原子半径
阅读教材P22“原子半径”，找出决定原子半径大小的因素。
决定因素
电子的能层数
核电荷数
如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？
能层越多，电子之间的排斥作用越大，使原子的半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用越大，使原子的半径减小。
两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。
思考与讨论：
（1）元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
书23页
减小
同周期主族元素电子的能层数相同，核电荷数越大，核对核外电子的吸引作用越大，使得原子半径减小。
思考与讨论：
（2）元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
增
大
同主族元素从上到下，随着能层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，能层的影响大于核电荷数增加的影响。
知识回顾
比较微粒半径的一般思路
(1)一看层：先看电子层数，电子层数越多，微粒半径一般越大。
(2)二看核：若电子层数相同则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
(3)三看电子：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ）
A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br
C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－
C
2、若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。
(1)四种元素在周期表中的相对位置如何？
(2)原子序数从大到小的顺序是什么？
(3)离子半径由大到小的顺序是什么？
C D
B A
a＞b＞d＞c
C3－＞D－＞B＋＞A2＋
知识回顾
碱金属元素的化学性质的相似性
Li Na K Rb Cs
最外层上都只有1电子
化学性质相似
4Li + O2 = 2Li2O
△
4Na + O2 = 2Na2O
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
知识回顾
碱金属元素的化学性质的递变性
Li Na K Rb Cs
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
原子半径/nm
能层增加
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
价电子排布
原子半径增大
核对最外层电子的吸引力↓
失电子能力增强
金属性增强
任务二：电离能
第一电离能：气态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。
用符号I1表示。单位：kJ/mol
M(g) = M+(g) + e- I1(第一电离能)
M+(g) = M2+(g) + e- I2(第二电离能)
M2+(g) = M3+(g) + e- I3(第三电离能)
第一电离能越小
第一电离能越大
气态原子越易失电子
元素金属性越强
气态原子越难失电子
元素非金属性越强
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢？
1、以ⅠA、ⅦA族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？
随着核电荷数递增，同主族元素从上到下第一电离能变小。
原因：同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小， I1逐渐减小。
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢？
2、以二、三周期为例，同周期元素的第一电离能变化有何规律？
随着核电荷数递增，同周期元素从左到右第一电离能整体呈增大趋势。
原因：同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大， I1呈增大趋势。
3、同一周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现“反常”现象，大于同周期相邻的元素，例如：I1(Mg)>I1(Al)；I1(P)>I1(S)。请从核外价层电子排布分析原因。
第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，比较稳定，该能级电子失去所需能量高，电离能较高。
3s2
3s23p1
能量：3s2 < 3p1
第ⅡA族元素的第一电离能失去的电子是ns能级的，该能级电子的能量低，失电子所需能量高。
3s23p4
3s23p3
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
×
×
√
×
×
√
正误判断
√
观察表格，发现同一元素原子的逐级电离能越来越___。
大
首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能最小；失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，从而逐级电离能越来越大。
当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在能层发生了变化。
I1、I2间突变，说明Na易失去1个e－
I2、I3间突变，说明Mg易失去2个e－
I3、I2间突变，说明Al易失去3个e－
根据右列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是（ ）
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能与U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s区
D.原子的价电子排布式为ns2np1的
可能是T元素
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2080 4000 6100 9400
R 500 4600 6900 9500
S 740 1500 7700 10500
T 580 1800 2700 11600
U 420 3100 4400 5900
B
通常元素的Ix发生突变，说明该元素原子易失去(x-1)个电子，显+(x-1)价。
短周期元素X的第一至第六电离能分别为
I1＝578 kJ·mol－1 I2＝1 817 kJ·mol－1
I3＝2 745 kJ·mol－1 I4＝11 575 kJ·mol－1
I5＝14 830 kJ·mol－1 I6＝18 376 kJ·mol－1
以下说法正确的是（ ）
A、X原子的最外层只有1个电子
B、元素X常见化合价为＋3价
C、X原子核外有3个未成对电子
D、元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱
B
归纳总结
电离能的应用
(1)判断元素的金属性、非金属性强弱：
I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。
如K：I1 I2＜I3，表明K原子易失去1个e-形成＋1价阳离子。
任务三：电负性
元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力(即化学键)，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
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。
大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
电负性是相对值，没单位。
思考与讨论：
1、在图中找出电负性最大和最小的元素。
2、总结出元素电负性随核电荷数递增有什么变化规律？
电负性增大
电负性减小
一般来说，
同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
电负性的应用
1、判断元素金属性和非金属性的强弱
金属元素的电负性较小(一般 1.8)，
非金属元素的电负性较大(一般 1.8)，
类金属元素的电负性 。
＜
＞
≈1.8
元素的电负性越小，金属性越强；
元素的电负性越大，非金属性越强。
一般不把电负性1.8作为划分金属元素、非金属元素的标准。
电负性的应用
2、判断化学键的类型
电负性相差>1.7
通常形成离子键
电负性相差<1.7
通常形成共价键
如：H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，故HCl为_____化合物；
N的电负性为3.0，Mg的电负性为1.2，故Mg3N2为_____化合物。
离子
共价
并非一定，都有例外！！！
Na的电负性与H的电负性之差为1.2，但NaH为离子化合物。
如：F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
(1)属于共价化合物的是__________。
(2)属于离子化合物的是______。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
②③⑤⑥
①④
电负性的应用
3、判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值小的元素
吸引键合电子的能力弱
元素的化合价为正值
电负性数值大的元素
吸引键合电子的能力强
元素的化合价为负值
如：电负性：H为2.1，C为2.5，Si为1.8，
则CH4中碳元素化合价为_____，氢元素化合价为_____；
SiH4中硅元素化合价为_____，氢元素化合价为_____
－4价
＋1价
＋4价
－1价
电负性的应用
4、解释元素的“对角线”规则
每组两种元素的电负性接近，所以它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质。
但有例外，如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
思考与讨论：电负性与第一电离能的关系。说明其理由。
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。
1.下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是( )
①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。
A.Na、Mg、Al B.C、O、N
C.Li、Na、K D.I、Cl、F
D
2.下列关于Al、Na原子结构的分析正确的是（ ）
A.原子半径：Al＞Na
B.第一电离能：Al＞Na
C.电负性：Na＞Al
D.基态原子未成对电子数：Na＞Al
B
(书29-11)W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5种短周期元素，其元素性质或原子结构如下：
元素 元素性质或原子结构
W 电子只有一种自旋取向
X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素
Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
请完成下列空白(请填元素符号) ：
(1)写出各元素的元素符号：W: 、X: 、Y: 、Z: 、N: 。
(2)X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序: 。
H
O
Mg
Si
Cl
Mg>Si>O
书29-11 W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5短周期元素，其元素性质或原子结构如下：
元素 元素性质或原子结构
W 电子只有一种自旋取向
X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素
Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
(3)X、Z和N三种元素的电负性由大到小的顺序: 。
(4)Y、Z和N三种元素的第一电离能由大到小的顺序: 。
O>Cl>Si
Cl>Si>Mg
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时 元素周期律
最外层电子排布
知识回顾
元素周期律
元素的性质如核外电子排布、原子半径、化合价、金属性和非金属性等随核电荷数的递增发生周期性递变。
原子半径
最高正价
/最低负价
元素金属性与非金属性
随核电荷数的递增
1→8(除H，He)
大→小
+1→+7
-4→-1→0
金属性减弱，非金属性增强
任务一：原子半径
阅读教材P22“原子半径”，找出决定原子半径大小的因素。
决定因素
电子的能层数
核电荷数
如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？
能层越多，电子之间的排斥作用越大，使原子的半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用越大，使原子的半径减小。
两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。
思考与讨论：
（1）元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
书23页
减小
同周期主族元素电子的能层数相同，核电荷数越大，核对核外电子的吸引作用越大，使得原子半径减小。
思考与讨论：
（2）元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
增
大
同主族元素从上到下，随着能层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，能层的影响大于核电荷数增加的影响。
知识回顾
比较微粒半径的一般思路
(1)一看层：先看电子层数，电子层数越多，微粒半径一般越大。
(2)二看核：若电子层数相同则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
(3)三看电子：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ）
A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br
C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－
C
2、若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。
(1)四种元素在周期表中的相对位置如何？
(2)原子序数从大到小的顺序是什么？
(3)离子半径由大到小的顺序是什么？
C D
B A
a＞b＞d＞c
C3－＞D－＞B＋＞A2＋
知识回顾
碱金属元素的化学性质的相似性
Li Na K Rb Cs
最外层上都只有1电子
化学性质相似
4Li + O2 = 2Li2O
△
4Na + O2 = 2Na2O
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
知识回顾
碱金属元素的化学性质的递变性
Li Na K Rb Cs
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
原子半径/nm
能层增加
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
价电子排布
原子半径增大
核对最外层电子的吸引力↓
失电子能力增强
金属性增强
任务二：电离能
第一电离能：气态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。
用符号I1表示。单位：kJ/mol
M(g) = M+(g) + e- I1(第一电离能)
M+(g) = M2+(g) + e- I2(第二电离能)
M2+(g) = M3+(g) + e- I3(第三电离能)
第一电离能越小
第一电离能越大
气态原子越易失电子
元素金属性越强
气态原子越难失电子
元素非金属性越强
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢？
1、以ⅠA、ⅦA族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？
随着核电荷数递增，同主族元素从上到下第一电离能变小。
原因：同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小， I1逐渐减小。
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢？
2、以二、三周期为例，同周期元素的第一电离能变化有何规律？
随着核电荷数递增，同周期元素从左到右第一电离能整体呈增大趋势。
原因：同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大， I1呈增大趋势。
3、同一周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现“反常”现象，大于同周期相邻的元素，例如：I1(Mg)>I1(Al)；I1(P)>I1(S)。请从核外价层电子排布分析原因。
第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，比较稳定，该能级电子失去所需能量高，电离能较高。
3s2
3s23p1
能量：3s2 < 3p1
第ⅡA族元素的第一电离能失去的电子是ns能级的，该能级电子的能量低，失电子所需能量高。
3s23p4
3s23p3
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
×
×
√
×
×
√
正误判断
√
观察表格，发现同一元素原子的逐级电离能越来越___。
大
首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能最小；失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，从而逐级电离能越来越大。
当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在能层发生了变化。
I1、I2间突变，说明Na易失去1个e－
I2、I3间突变，说明Mg易失去2个e－
I3、I2间突变，说明Al易失去3个e－
根据右列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是（ ）
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能与U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s区
D.原子的价电子排布式为ns2np1的
可能是T元素
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2080 4000 6100 9400
R 500 4600 6900 9500
S 740 1500 7700 10500
T 580 1800 2700 11600
U 420 3100 4400 5900
B
通常元素的Ix发生突变，说明该元素原子易失去(x-1)个电子，显+(x-1)价。
短周期元素X的第一至第六电离能分别为
I1＝578 kJ·mol－1 I2＝1 817 kJ·mol－1
I3＝2 745 kJ·mol－1 I4＝11 575 kJ·mol－1
I5＝14 830 kJ·mol－1 I6＝18 376 kJ·mol－1
以下说法正确的是（ ）
A、X原子的最外层只有1个电子
B、元素X常见化合价为＋3价
C、X原子核外有3个未成对电子
D、元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱
B
归纳总结
电离能的应用
(1)判断元素的金属性、非金属性强弱：
I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。
如K：I1 I2＜I3，表明K原子易失去1个e-形成＋1价阳离子。
任务三：电负性
元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力(即化学键)，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
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。
大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
电负性是相对值，没单位。
思考与讨论：
1、在图中找出电负性最大和最小的元素。
2、总结出元素电负性随核电荷数递增有什么变化规律？
电负性增大
电负性减小
一般来说，
同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
电负性的应用
1、判断元素金属性和非金属性的强弱
金属元素的电负性较小(一般 1.8)，
非金属元素的电负性较大(一般 1.8)，
类金属元素的电负性 。
＜
＞
≈1.8
元素的电负性越小，金属性越强；
元素的电负性越大，非金属性越强。
一般不把电负性1.8作为划分金属元素、非金属元素的标准。
电负性的应用
2、判断化学键的类型
电负性相差>1.7
通常形成离子键
电负性相差<1.7
通常形成共价键
如：H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，故HCl为_____化合物；
N的电负性为3.0，Mg的电负性为1.2，故Mg3N2为_____化合物。
离子
共价
并非一定，都有例外！！！
Na的电负性与H的电负性之差为1.2，但NaH为离子化合物。
如：F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
(1)属于共价化合物的是__________。
(2)属于离子化合物的是______。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
②③⑤⑥
①④
电负性的应用
3、判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值小的元素
吸引键合电子的能力弱
元素的化合价为正值
电负性数值大的元素
吸引键合电子的能力强
元素的化合价为负值
如：电负性：H为2.1，C为2.5，Si为1.8，
则CH4中碳元素化合价为_____，氢元素化合价为_____；
SiH4中硅元素化合价为_____，氢元素化合价为_____
－4价
＋1价
＋4价
－1价
电负性的应用
4、解释元素的“对角线”规则
每组两种元素的电负性接近，所以它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质。
但有例外，如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
思考与讨论：电负性与第一电离能的关系。说明其理由。
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。
1.下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是( )
①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。
A.Na、Mg、Al B.C、O、N
C.Li、Na、K D.I、Cl、F
D
2.下列关于Al、Na原子结构的分析正确的是（ ）
A.原子半径：Al＞Na
B.第一电离能：Al＞Na
C.电负性：Na＞Al
D.基态原子未成对电子数：Na＞Al
B
(书29-11)W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5种短周期元素，其元素性质或原子结构如下：
元素 元素性质或原子结构
W 电子只有一种自旋取向
X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素
Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
请完成下列空白(请填元素符号) ：
(1)写出各元素的元素符号：W: 、X: 、Y: 、Z: 、N: 。
(2)X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序: 。
H
O
Mg
Si
Cl
Mg>Si>O
书29-11 W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5短周期元素，其元素性质或原子结构如下：
元素 元素性质或原子结构
W 电子只有一种自旋取向
X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素
Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
(3)X、Z和N三种元素的电负性由大到小的顺序: 。
(4)Y、Z和N三种元素的第一电离能由大到小的顺序: 。
O>Cl>Si
Cl>Si>Mg