1.2.2元素周期律 课件(共30张PPT) 2024-2025学年高二化学人教版（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) 2024-2025学年高二化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 9.3MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-04-29 00:23:45 | ||
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文档简介
(共30张PPT)
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时 元素周期律
为什么门捷列夫预言的很多元素的性质与事实几乎吻合？
元素周期律
元素性质(原子半径、电离能、电负性等)随核电荷数递增发生周期性的递变
1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。
2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是元素性质周期性变化的原因。
3.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性。
4.了解元素周期律(表)的应用价值。
1.通过原子半径、电离能、电负性的变化规律，建立“位—构—性”的本质关联。（宏观辨识与微观探析）
2.把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质，丰富了元素周期表在过渡元素等领域的应用价值。（变化观念与平衡思想）
问题1：什么是元素周期律？本质是什么？
概念：元素的性质随着原子序数递增发生周期性递变的规律。
本质：元素原子核外电子排布的周期性变化。
元素周期表是元素周期律的表现。
问题2：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
1.原子半径的变化规律
主族元素原子半径的周期性变化
逐渐减小
电子层数相同
核电荷数递增
除Li外，r(第三周期主族元素)>r(第二周期主族元素)
r(Mg)>r(Li)>r(Al)。
核对电子引力增大
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层数增多核电荷数递增
电子层数增多为主
原子半径
逐渐增大
一、原子半径
核电荷数增大
2.原子半径的递变规律及影响因素
电子能层数增多
原子半径的周期性的递变
影响
同主族元素从上到下
同周期主族元素从左到右
原子半径增大
原子半径减小
结构
性质
3.粒子半径的比较方法
电子的能层数
原子半径_____
越大
能层数越多
特例：rLi>rAl
核电荷数
能层数相同
原子半径____
越大
核电荷数越小
①
②
核外电子数
原子半径____
越大
核外电子数越多
核电荷数和能层数都相同
③
【思考】我们知道Na、Mg、Al的金属性依次减弱，气态基态原子均失去1个电子，所需的最低能量跟金属性的顺序是否相同？
二、第一电离能
1.概念：
气态基态原子
气态基态正离子
失去一个电子
所需要的最低能量
2 8
+11
Na→Na+
1
I1
I2
... ...
从一价气态基态正离子中再失去一个e-所需要能量称第二电离能
衡量元素的原子失去一个电子的难易程度，
I1 越小越易失1个电子，I1 越大越难失1个电子。
2.意义：
？
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）
观察下图，总结第一电离能的变化规律：
元素第一电离能的周期性
同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。
增大
ⅠA族元素（氢和碱金属）第一电离能最小，
零族元素（稀有气体）第一电离能最大。
同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。
减小
(2) 同一周期从左到右，元素的第一电离能在总体呈现增大趋势
(3) 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小
每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大
元素原子越来越难失去电子
元素原子越来越易失去电子
第一电离能的周期性变化规律
归纳总结:
第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常
(4)过渡元素:变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势
下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
（1）你能从表中发现什么规律？为什么会有这种现象？
规律：一个原子的逐级电离能逐渐增大：I1 ＜ I2 ＜ I3 ……，且存在突变现象
思考
讨论
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作第二电离能。依次还有I3、I4.
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
4066
713
6282
1239
928
8830
（2）逐级电离能与主族元素的价电子数及化合价的关系？
主族元素的逐级电离能在逐渐增大的过程中会发生一次突变，因为电子是分层排布的，相较于外层电子，内层电子很难失去。
当逐级电离能突然增大时，说明失去的电子所在的内层发生了变化。
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
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。
如Mg的第三电离能发生突变，说明Mg原子易失去2个电子，镁元素通常显+2价。
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
同种元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4
当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
②能层(n)相同，I相差不大，能层（n）不同，I相差很大
①原子的逐级电离能越来越大。
【归纳总结】
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，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
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
1.键合电子
2.电负性
电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
以氟的电负性为____和锂的电负性为_____作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。
4.0
1.0
泡利利用实验数据进行了理论计算
②同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐_______。
①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐_______。
变大
变小
3.电负性的递变规律
4.电负性的应用
1) 判断元素的金属性与非金属性的强弱
电负性变大，
电负性变小
金属性增强,
非金属性减弱
非金属性增强，金属性减弱
2）判断金属性与非金属性（一般）
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
【特例】H 电负性2.1，非金属
3) 判断化学键的类型
Na
.
.
.
.
.
.
Cl
.
+
.
.
.
.
.
Cl
.
.
Na+
-
电负性 0.9
3.0
电负性的差值较大（＞1.7）：
电负性差 = 2.1
主要形成离子键
【特例】NaH
电负性相差不大
共价键
(相差<1.7)
但也有特例（如HF）
4）判断共价化合物中元素的化合价的正负
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
5）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。
注:①稀有气体电离能为同周期中最大。
②第一电离能:ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。
③比较电负性大小时,不考虑稀有气体元素。
【小结】
元素性质的周期性变化
原子半径
电离能
电负性
元素性质
元素周期律（表中位置）
内容：元素性质随原子序数的递增呈周期性变化
结构
内容
决定
反应
总结
反应
1.下列不能根据元素电负性判断的性质是( )
A.判断化合物的溶解度
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键类型
D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
A
2.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是( )
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
3.（2023重庆选择考）“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其主要由Ca、Fe、P、O和Y(钇，原子序数比Fe大13)组成，下列说法正确的是( )
A．Y位于元素周期表的第ⅢB族
B．基态Ca原子的核外电子填充在6个轨道中
C．5种元素中，第一电离能最小的是Fe
D．5种元素中，电负性最大的是P
A
4.（2023湖南选择考）日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2：1：3。下列说法正确的是( )
A．电负性：X>Y>Z>W
B．原子半径：XC．Y和W的单质都能与水反应生成气体
D．Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性
C
5. A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题:
(1)基态G原子的电子排布式是 ,M在元素周期表中的位置是 。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为 。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
6.（1）（2022·全国甲卷节选）图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是 (填标号),判断的根据是 ______________________________________________________________________________________________。 ;第三电离能的变化图是 (填标号)。
（2）（2022·湖南选择考节选）富马酸亚铁(FeC4H2O4)是一种补铁剂。富马酸亚铁中各元素的电负性由大到小的顺序为_____________。
同一周期第一电离能的总体趋势是升高的,但由于N元素的2p能级为半充满状态,因此N元素的第一电离能比O元素高
图a
O>C>H>F
图b
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时 元素周期律
为什么门捷列夫预言的很多元素的性质与事实几乎吻合？
元素周期律
元素性质(原子半径、电离能、电负性等)随核电荷数递增发生周期性的递变
1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。
2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是元素性质周期性变化的原因。
3.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性。
4.了解元素周期律(表)的应用价值。
1.通过原子半径、电离能、电负性的变化规律，建立“位—构—性”的本质关联。（宏观辨识与微观探析）
2.把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质，丰富了元素周期表在过渡元素等领域的应用价值。（变化观念与平衡思想）
问题1：什么是元素周期律？本质是什么？
概念：元素的性质随着原子序数递增发生周期性递变的规律。
本质：元素原子核外电子排布的周期性变化。
元素周期表是元素周期律的表现。
问题2：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
1.原子半径的变化规律
主族元素原子半径的周期性变化
逐渐减小
电子层数相同
核电荷数递增
除Li外，r(第三周期主族元素)>r(第二周期主族元素)
r(Mg)>r(Li)>r(Al)。
核对电子引力增大
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层数增多核电荷数递增
电子层数增多为主
原子半径
逐渐增大
一、原子半径
核电荷数增大
2.原子半径的递变规律及影响因素
电子能层数增多
原子半径的周期性的递变
影响
同主族元素从上到下
同周期主族元素从左到右
原子半径增大
原子半径减小
结构
性质
3.粒子半径的比较方法
电子的能层数
原子半径_____
越大
能层数越多
特例：rLi>rAl
核电荷数
能层数相同
原子半径____
越大
核电荷数越小
①
②
核外电子数
原子半径____
越大
核外电子数越多
核电荷数和能层数都相同
③
【思考】我们知道Na、Mg、Al的金属性依次减弱，气态基态原子均失去1个电子，所需的最低能量跟金属性的顺序是否相同？
二、第一电离能
1.概念：
气态基态原子
气态基态正离子
失去一个电子
所需要的最低能量
2 8
+11
Na→Na+
1
I1
I2
... ...
从一价气态基态正离子中再失去一个e-所需要能量称第二电离能
衡量元素的原子失去一个电子的难易程度，
I1 越小越易失1个电子，I1 越大越难失1个电子。
2.意义：
？
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）
观察下图，总结第一电离能的变化规律：
元素第一电离能的周期性
同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。
增大
ⅠA族元素（氢和碱金属）第一电离能最小，
零族元素（稀有气体）第一电离能最大。
同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。
减小
(2) 同一周期从左到右，元素的第一电离能在总体呈现增大趋势
(3) 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小
每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大
元素原子越来越难失去电子
元素原子越来越易失去电子
第一电离能的周期性变化规律
归纳总结:
第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常
(4)过渡元素:变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势
下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
（1）你能从表中发现什么规律？为什么会有这种现象？
规律：一个原子的逐级电离能逐渐增大：I1 ＜ I2 ＜ I3 ……，且存在突变现象
思考
讨论
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作第二电离能。依次还有I3、I4.
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
4066
713
6282
1239
928
8830
（2）逐级电离能与主族元素的价电子数及化合价的关系？
主族元素的逐级电离能在逐渐增大的过程中会发生一次突变，因为电子是分层排布的，相较于外层电子，内层电子很难失去。
当逐级电离能突然增大时，说明失去的电子所在的内层发生了变化。
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
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。
如Mg的第三电离能发生突变，说明Mg原子易失去2个电子，镁元素通常显+2价。
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
同种元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4
当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
②能层(n)相同，I相差不大，能层（n）不同，I相差很大
①原子的逐级电离能越来越大。
【归纳总结】
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，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
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
1.键合电子
2.电负性
电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
以氟的电负性为____和锂的电负性为_____作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。
4.0
1.0
泡利利用实验数据进行了理论计算
②同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐_______。
①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐_______。
变大
变小
3.电负性的递变规律
4.电负性的应用
1) 判断元素的金属性与非金属性的强弱
电负性变大，
电负性变小
金属性增强,
非金属性减弱
非金属性增强，金属性减弱
2）判断金属性与非金属性（一般）
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
【特例】H 电负性2.1，非金属
3) 判断化学键的类型
Na
.
.
.
.
.
.
Cl
.
+
.
.
.
.
.
Cl
.
.
Na+
-
电负性 0.9
3.0
电负性的差值较大（＞1.7）：
电负性差 = 2.1
主要形成离子键
【特例】NaH
电负性相差不大
共价键
(相差<1.7)
但也有特例（如HF）
4）判断共价化合物中元素的化合价的正负
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
5）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。
注:①稀有气体电离能为同周期中最大。
②第一电离能:ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。
③比较电负性大小时,不考虑稀有气体元素。
【小结】
元素性质的周期性变化
原子半径
电离能
电负性
元素性质
元素周期律（表中位置）
内容：元素性质随原子序数的递增呈周期性变化
结构
内容
决定
反应
总结
反应
1.下列不能根据元素电负性判断的性质是( )
A.判断化合物的溶解度
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键类型
D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
A
2.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是( )
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
3.（2023重庆选择考）“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其主要由Ca、Fe、P、O和Y(钇，原子序数比Fe大13)组成，下列说法正确的是( )
A．Y位于元素周期表的第ⅢB族
B．基态Ca原子的核外电子填充在6个轨道中
C．5种元素中，第一电离能最小的是Fe
D．5种元素中，电负性最大的是P
A
4.（2023湖南选择考）日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2：1：3。下列说法正确的是( )
A．电负性：X>Y>Z>W
B．原子半径：X
D．Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性
C
5. A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题:
(1)基态G原子的电子排布式是 ,M在元素周期表中的位置是 。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为 。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
6.（1）（2022·全国甲卷节选）图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是 (填标号),判断的根据是 ______________________________________________________________________________________________。 ;第三电离能的变化图是 (填标号)。
（2）（2022·湖南选择考节选）富马酸亚铁(FeC4H2O4)是一种补铁剂。富马酸亚铁中各元素的电负性由大到小的顺序为_____________。
同一周期第一电离能的总体趋势是升高的,但由于N元素的2p能级为半充满状态,因此N元素的第一电离能比O元素高
图a
O>C>H>F
图b