化学人教版（2019）选择性必修2 1.2.2元素周期表律（共18张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）选择性必修2 1.2.2元素周期表律（共18张ppt） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 1.8MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-09-23 15:59:19 | ||
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文档简介
(共18张PPT)
第二节 原子结构与元素性质
第2课时 元素周期律
随着原子序数的递增
核外电子排布呈周期性变化
元素性质呈周期性变化
元素周期律
最外层电子数1→8
（K层电子数1→2）
同周期元素原子半径 大→小
化合价：+1→+7 －4→－1
决定了
归纳出
引起了
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化.
元素的金属性减弱；非金属性增强
本质
每一周期（第一周期除外）
温故知新
主族元素化合价规律
主族元素：
最高正价 = 主族序数 = 最外层电子数
（O、F例外，氟无正价，氧无最高正价）
b. 非金属元素：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
（H例外，金属元素无负价）
温故知新
半径大小的主要影响因素：
电子层数
核电荷数
一般，电子层数越多，核电荷数越少，原子半径越大。
微粒半径大小的比较：
同周期：从左到右，大→小；同主族：由上到下，小→大；
电子层结构相同时，核电荷数越大，微粒半径越小；
同一种元素的不同微粒，核外电子数越多，微粒半径越大。
r(阴离子)＞r(原子）＞ r(阳离子） r(Fe2+）＞ r(Fe3+）
温故知新
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
At
Po
Te
Sb
As
Ge
Si
Al
B
最强
最强
金属性、非金属性
温故知新
1.与水或酸反应置换氢气的难易程度
2.最高价氧化物对应水化物（最高价氢氧化物）的碱性
3.单质间的置换反应
1.与氢气化合的难易程度
2.生成氢化物的稳定性：
3.最高价氧化物对应水化物（最高价含氧酸）的酸性
4.单质间的置换反应
元素金属性强弱判断依据：
元素非金属性强弱判断依据：
复习回顾
元素周期律
电离能
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。用符号I1表示，单位：kJ/mol
电离能越小
电离能越大
气态原子越易失电子
气态原子越难失电子
1、概念:
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
①每个周期的第一种元素(氢或碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大；从左到右，总体呈现增大趋势(ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA反常)。
2、递变规律：
电离能
为什么 B 、 Al 、 O 、 S 等元素的电离能比它们左边元素的电离能低，而使 Li －Ne 和 Na－Ar 的电离能曲线呈现锯齿状变化？
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
2s22p3
2s22p4
2s22p1
2s2
3s23p1
3s2
3s23p4
3s23p3
思考讨论
B和Al的第一电离能失去的电子是 np 能级的，能量比Be 和 Mg 失去的 ns 能级电子的高。
N 和 P 的电子排布是半充满的
第一电离能（kJ·mol-1）
原子序数
②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 ,表明自上而下原子越来越易失去电子。
思考讨论
下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
若某元素的Ⅰn+1 >＞ Ⅰn，则该元素的常见化合价为+n价
3、电离能的应用：
判断元素金属性的强弱：
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
判断元素的化合价：
如果某元素的 Ⅰn+1 >＞ Ⅰn ，则该元素的常见化合价为+n价。
判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
元素周期律
元素周期律
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。
电负性越小
电负性越大
键合电子的吸引力越小，非金属性越弱
1、概念:
鲍林
电负性是相对值，没单位
键合电子的吸引力越大，非金属性越强
Cl
·
·
··
H
··
··
键合电子:
用于形成化学键的电子
元素周期律
电负性
2、相对标准:
F：4.0 Li：1.0
3、递变规律：
电负性
同周期
同主族
从左到右，电负性增大。
从上到下，电负性减小。
周期表中电负性最大元素是 ,电负性最小元素是 。
Cs
F
①判断元素的金属性和非金属性:
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
电负性＞1.8 非金属元素
电负性＜1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
3.电负性的应用：
元素周期律
②判断化合物中元素价态：
电负性大的为 价，小的为 价。
负
正
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
CH4
SiH4
-4 +1
+4 -1
元素周期律
③判断化学键类型：
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
△x≥1.7，通常形成离子键
△x＜1.7 ，通常形成共价键
如：AlCl3为共价键
元素周期律
④ 解释对角线规则：
电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，元素表现出的性质相似。
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
元素周期律
第二节 原子结构与元素性质
第2课时 元素周期律
随着原子序数的递增
核外电子排布呈周期性变化
元素性质呈周期性变化
元素周期律
最外层电子数1→8
（K层电子数1→2）
同周期元素原子半径 大→小
化合价：+1→+7 －4→－1
决定了
归纳出
引起了
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化.
元素的金属性减弱；非金属性增强
本质
每一周期（第一周期除外）
温故知新
主族元素化合价规律
主族元素：
最高正价 = 主族序数 = 最外层电子数
（O、F例外，氟无正价，氧无最高正价）
b. 非金属元素：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
（H例外，金属元素无负价）
温故知新
半径大小的主要影响因素：
电子层数
核电荷数
一般，电子层数越多，核电荷数越少，原子半径越大。
微粒半径大小的比较：
同周期：从左到右，大→小；同主族：由上到下，小→大；
电子层结构相同时，核电荷数越大，微粒半径越小；
同一种元素的不同微粒，核外电子数越多，微粒半径越大。
r(阴离子)＞r(原子）＞ r(阳离子） r(Fe2+）＞ r(Fe3+）
温故知新
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
At
Po
Te
Sb
As
Ge
Si
Al
B
最强
最强
金属性、非金属性
温故知新
1.与水或酸反应置换氢气的难易程度
2.最高价氧化物对应水化物（最高价氢氧化物）的碱性
3.单质间的置换反应
1.与氢气化合的难易程度
2.生成氢化物的稳定性：
3.最高价氧化物对应水化物（最高价含氧酸）的酸性
4.单质间的置换反应
元素金属性强弱判断依据：
元素非金属性强弱判断依据：
复习回顾
元素周期律
电离能
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。用符号I1表示，单位：kJ/mol
电离能越小
电离能越大
气态原子越易失电子
气态原子越难失电子
1、概念:
原子序数
第一电离能（kJ·mol-1）
①每个周期的第一种元素(氢或碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大；从左到右，总体呈现增大趋势(ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA反常)。
2、递变规律：
电离能
为什么 B 、 Al 、 O 、 S 等元素的电离能比它们左边元素的电离能低，而使 Li －Ne 和 Na－Ar 的电离能曲线呈现锯齿状变化？
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
2s22p3
2s22p4
2s22p1
2s2
3s23p1
3s2
3s23p4
3s23p3
思考讨论
B和Al的第一电离能失去的电子是 np 能级的，能量比Be 和 Mg 失去的 ns 能级电子的高。
N 和 P 的电子排布是半充满的
第一电离能（kJ·mol-1）
原子序数
②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 ,表明自上而下原子越来越易失去电子。
思考讨论
下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
若某元素的Ⅰn+1 >＞ Ⅰn，则该元素的常见化合价为+n价
3、电离能的应用：
判断元素金属性的强弱：
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
判断元素的化合价：
如果某元素的 Ⅰn+1 >＞ Ⅰn ，则该元素的常见化合价为+n价。
判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
元素周期律
元素周期律
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。
电负性越小
电负性越大
键合电子的吸引力越小，非金属性越弱
1、概念:
鲍林
电负性是相对值，没单位
键合电子的吸引力越大，非金属性越强
Cl
·
·
··
H
··
··
键合电子:
用于形成化学键的电子
元素周期律
电负性
2、相对标准:
F：4.0 Li：1.0
3、递变规律：
电负性
同周期
同主族
从左到右，电负性增大。
从上到下，电负性减小。
周期表中电负性最大元素是 ,电负性最小元素是 。
Cs
F
①判断元素的金属性和非金属性:
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
电负性＞1.8 非金属元素
电负性＜1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
3.电负性的应用：
元素周期律
②判断化合物中元素价态：
电负性大的为 价，小的为 价。
负
正
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
CH4
SiH4
-4 +1
+4 -1
元素周期律
③判断化学键类型：
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
△x≥1.7，通常形成离子键
△x＜1.7 ，通常形成共价键
如：AlCl3为共价键
元素周期律
④ 解释对角线规则：
电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，元素表现出的性质相似。
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
元素周期律