1.2.2原子结构与元素周期律课件(共27张PPT) 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

(共27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　原子结构与元素周期律
内容索引
学习目标
活动方案
课堂反馈
学 习 目 标
1. 认识元素的第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。
2. 认识原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。
活 动 方 案
1. 在必修内容的学习中，我们曾经学习了元素周期律的部分内容，那么什么是元素周期律？我们已经学习了哪些性质呈周期性变化及其是如何变化的？
【答案】 元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。元素原子的半径、最高(低)化合价、核外电子排布和元素金属性、非金属性随着原子序数的递增呈现周期性变化。
2. 元素性质呈现周期性变化的本质原因是什么？请小组内相互进行交流和解释。
【答案】 元素性质呈现周期性变化的本质原因是元素原子核外电子排布随着原子序数的递增呈现周期性变化。
活动一：回顾元素周期律
1. 认识元素电离能的含义。
查阅相关资料知：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时所需要的最低能量叫作第一电离能(I1)；在此基础上再失去一个电子的电离能叫作第二电离能(I2)。第三、四……电离能以此类推。
活动二：探究元素第一电离能的周期性变化
下表中的数据从上到下是Na、Mg、Al逐级失去电子的电离能I1～I6。
X Y Z
电离能/(kJ·mol－1) 738 578 496
1 451 1 817 4 562
7 733 2 745 6 912
10 540 11 575 9 543
13 630 14 830 13 353
17 995 18 376 16 610
(1) 为什么元素的逐级电离能越来越大？
【答案】 随着电子的逐个失去，正离子所带正电荷数越来越大，再失去一个电子所需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。
(2) 根据逐级电离能的突变情况，判断X、Y、Z最外层电子数分别是多少？常见化合价分别是多少？
【答案】 X、Y、Z最外层电子数分别是2、3、1。X、Y、Z的常见化合价分别是＋2价、＋3价、＋1价。
(3) X、Y、Z分别代表哪一种元素？
【答案】 X、Y、Z分别代表Mg、Al、Na。
2. 认识同一周期、同一主族中第一电离能的周期性变化。
根据1～36号元素的第一电离能的变化情况示意图，回答问题。
(1) 同周期元素中，什么元素的第一电离能最小？什么元素的第一电离能最大？
【答案】 碱金属元素的第一电离能最小；稀有气体元素的第一电离能最大。
(2) 同一周期、同一主族中，第一电离能变化趋势是什么？
【答案】 同一周期，随着原子序数的增加，元素第一电离能呈增大趋势(电离能曲线呈锯齿状变化)；同一主族，随着电子层数的增加，元素第一电离能逐渐减小。
(3) 在第二、三周期中，都各有两种元素的第一电离能比其下一种元素的第一电离能大，将这两种元素分别找出来，并从价层电子在原子轨道上的填充情况与原子能量的高低这一角度对此现象加以解释。
【答案】 第二周期：Be、N；第三周期：Mg、P。Be、Mg的第一电离能高于同周期B和Al的原因是Be、Mg失去的电子位于ns能级，B、Al失去的电子位于np能级，ns能级的电子能量低于np能级，失去时消耗的能量更大。N、P的第一电离能高于同周期O和S的原因是N、P在同一能级上电子处于半充满时，原子能量较低，失去时消耗的能量更大。
1. 认识元素电负性的含义。
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。美国化学家鲍林首先提出电负性的概念，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以F、Li的电负性分别为4.0、1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性(如图)。利用电负性数据，制作第二、三周期元素电负性变化折线图，ⅠA族及ⅦA族元素电负性变化折线图。
活动三：探究元素电负性的周期性变化
同一周期元素电负性的变化趋势是什么？同一主族元素电负性的变化趋势是什么？
【答案】
同一周期元素从左到右，元素电负性逐渐变大。一般来说，同一主族元素从上到下，元素电负性呈变小的趋势。
2. 了解电负性的简单应用。
(1) 电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属，小于1.8的为金属。位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，你认为它们具有怎样的性质？
【答案】 它们既有金属性，又有非金属性。
(2) 当两成键元素之间电负性差值小于1.7，一般形成共价键。下列物质哪些属于离子化合物？
①MgO　　　　②AlBr3　　　　③SrCl2　　　　④LiF
【答案】 ①③④。
课 堂 反 馈
2
4
5
1
3
6
1. 下列关于粒子半径的说法正确的是( 　　)
A. 电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B. 核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
C. 质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大
D. 原子序数越大，原子半径越大
2
4
5
1
3
6
【解析】 同主族原子半径随着电子层的增多而增大。由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故 ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素的原子半径大，如r(Li)＞r(S)＞r(Cl)，A错误；对于核外电子层结构相同的单核离子或原子，半径随着核电荷数的增大而减小，B错误；质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径，C正确；原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是呈周期性变化，D错误。
【答案】 C
2
4
5
1
3
6
2. 下列说法不正确的是( 　　)
A. 元素价电子排布的相似性决定了同族元素在性质上的相似性
B. 第一电离能越小，表示气态基态原子越易失去电子
C. 元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子能力越强
D. 电负性大的元素易呈现正价，电负性小的元素易呈现负价
2
4
5
1
3
6
【解析】 同主族元素原子结构相似，价电子排布的相似，决定了它们的性质相似，A正确；第一电离能的大小反映气态基态原子失去电子所需能量的大小，第一电离能越小，该气态原子越易失去电子，B正确；元素的电负性越大，对键合电子的吸引力越大，C正确；在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价，D错误。
【答案】 D
2
4
5
3
6
3. 下列各组元素的性质比较正确的是( 　　)
A. 第一电离能：Mg＞Al＞Ga　　　　　　　　
B. 电负性：F＞N＞O
C. 最高正化合价：F＞S＞Si　　　　　　　　　　
D. 非金属性：P＞N＞C
1
【解析】 Mg价层电子排布为3s2，结构稳定，第一电离能：Mg＞Al，而根据元素性质的变化规律可知，Al、Ga为同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，第一电离能：Al＞Ga，A正确；F、N、O电负性大小顺序应为F＞O＞N，B错误；F无正化合价，C错误；根据元素周期律可知，非金属性：N＞P、N＞C，D错误。
【答案】 A
2
4
5
3
6
4. 短周期主族元素形成的三种离子Xn＋、Ym＋、Zn－，已知m>n，且X、Y、Z三种原子M电子层中的电子数均为奇数，若按X→Y→Z的顺序，下列说法正确的是( 　　)
A. 原子序数依次减小　　　　
B. 原子半径依次增大
C. 最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱，酸性依次增强
D. 元素的第一电离能依次减小，电负性依次增大
1
2
4
5
3
6
1
【解析】 X、Y、Z为短周期元素，且X、Y、Z三种原子M电子层中的电子数均为奇数，则X、Y、Z一定是在第三周期且数值：m>n，故简单离子为X＋、Y3＋、Z－，即X为钠元素，Y为铝元素，Z为氯元素。Na、Al、Cl的原子序数依次增大，A错误；同周期元素原子半径随原子序数的增加而减小，X、Y、Z半径依次减小，B错误；NaOH为强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，HClO4是强酸，则它们的最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱，酸性依次增强，C正确； Na、Al、Cl的第一电离能依次增大，电负性依次增大，D错误。
【答案】 C
2
4
5
3
6
5. A、B、C、D、E、Q六种短周期元素，原子序数依次增大；A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6，A原子核外有2个未成对电子，C单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、Q原子在基态时填充电子的轨道数有9个，且E原子核外有3个未成对电子，Q能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于Q。用元素符号回答下列问题。
(1) 上述六种元素中，______元素的第一电离能最大，理由是______
_____________________________________________________。
(2) C、D元素第一电离能较大的是________，原因是_____________
_____________________________________________。
1
F
其最
外层有7个电子且原子半径小，容易得电子，不容易失电子
Mg
Mg最外层
3s电子的能量比Al最外层3p电子的低，更难失电
2
4
5
3
6
(3) 六种元素按电负性从小到大排列的顺序是__________________。
(4) C、D、E、Q元素形成的最高价氧化物是离子化合物的是__________________，是共价化合物的是_____________。
1
MgMgO、Al2O3
P2O5、SO3
2
4
5
3
6
6. A、B、C、D为具有相同电子层数的四种元素。其中A在该周期的第一电离能最小，B原子中的中子数比质子数多1个，C的最外电子层上有2个未成对电子，D在该周期中的电负性最大。又知5.4 g B单质与盐酸充分反应后可生成6.72 L H2(标准状况)。
(1) A、D的元素名称分别为A______、D______；B的原子结构示意
图为________。
(2) 写出C的最高价氧化物对应的水化物的可能的化学式：________
_____________________。
1
钠
氯
H2SiO3
(H4SiO4)或H2SO4
2
4
5
3
6
(3) 试写出A、B、D三种元素的最高价氧化物对应的水化物相互之间发生反应的化学方程式：______________________________________、________________________________________、_____________________
________________。
(4) 根据元素周期表“对角线规则”，Be元素与Al元素的性质相似。现有含氢氧化铍杂质的氢氧化镁沉淀，请你设计出简单的实验方案提纯氢氧化镁，并写出反应的离子方程式。
【答案】 向含氢氧化铍杂质的氢氧化镁沉淀中加入过量NaOH溶液，过滤、洗涤。发生反应的离子方程式为Be(OH)2＋2OH－===[Be(OH)4]2－。　
1
NaOH＋Al(OH)3===Na[Al(OH)4]
Al(OH)3＋3HClO4===Al(ClO4)3＋3H2O
NaOH＋HClO4===
NaClO4＋H2O
谢谢观看
Thank you for watching