1.2.2元素周期律課件高二下學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修24

第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第一章原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)第2課時(shí)元素周期律1、認(rèn)識(shí)元素的原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等元素性質(zhì)的周期性變化，能從電子排布的角度對(duì)元素性質(zhì)的周期性變化進(jìn)行解釋，促進(jìn)對(duì)“結(jié)構(gòu)”與“性質(zhì)”關(guān)系的理解。2、建構(gòu)元素周期律模型，能列舉元素周期律的應(yīng)用，進(jìn)一步建立基于“位置”“結(jié)構(gòu)”“性質(zhì)”關(guān)系的系統(tǒng)思維框架。學(xué)習(xí)目標(biāo)知識(shí)回顧：元素周期律內(nèi)涵豐富多樣，除了以上幾點(diǎn)，還有……元素周期律1.內(nèi)容：元素性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增呈周期性變化的規(guī)律2.實(shí)質(zhì)：元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果3.規(guī)律：金屬性↑還原性(失電子能力)↑堿性↑非金屬性↓氧化性(得電子能力)

↓酸性↓?氫化物的穩(wěn)定性↓一、原子半徑同周期：同主族：1、原子半徑變化規(guī)律：從上到下，原子半徑逐漸增大從左到右，原子半徑逐漸減小2、決定半徑大小的因素電子能層數(shù)核電荷數(shù)核外電子數(shù)（稀有氣體除外）3、粒子半徑大小比較的方法——三看一看電子層數(shù)：層多徑大（一般用于同族或者相鄰族原子的比較）二看核電荷數(shù)：同層，序小徑大（可用于原子或離子的比較）三看電子數(shù)：同種元素，價(jià)低徑大（可用于同種元素原子與離子的比較）例如：LiNaK<<例如：O2-F-Na+

>>例如：Fe3+Fe2+FeCl-

Cl<<>考點(diǎn)一：粒子半徑）鏈接高考"小于"B小于3.下列微粒中，半徑大小排列順序正確的是()

A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2-B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl-C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2-D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+C二、電離能1、概念：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。4、表示：2、符號(hào)和單位：符號(hào)：I1

單位：kJ·mol-1M(g)-e-=M+(g)

I1(第一電離能)3、意義：判斷原子失去一個(gè)電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，越容易失去一個(gè)電子。M(g)+-e-=M2+(g)

I2(第二電離能)M(g)2+-e-=M3+(g)

I3(第三電離能)I1<I2<I3逐級(jí)電離能觀察下圖，總結(jié)第一電離能的變化規(guī)律同周期第一電離能的大小順序：IA<ⅢA

<ⅡA<IⅤA<ⅥA<ⅤA<ⅥIA<0族Be>BN>OMg>AlP>S問題：從原子結(jié)構(gòu)角度解釋電離能大小反常原因原因：簡(jiǎn)并軌道在半充滿、全充滿和全空時(shí)較穩(wěn)定，難失電子所以電離能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥABe：2s2>B：2s22p1Mg：3s2>Al：3s23p1N：2s22p3

>O：2s22p4P：3s23p3

>S：3s23p4【思考與討論P(yáng)24】1.堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？第一電離能越小，原子越容易失電子，堿金屬的活潑性越強(qiáng)電離能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376I72011421703232932.為什么原子的逐級(jí)電離能越來越大？隨著電子逐個(gè)失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越大，原子核對(duì)電子引力越大，失電子越難。若電離能在In與In+1之間發(fā)生突變，則原子的主要化合價(jià)為+n，最外層電子數(shù)為n3.電離能與鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么聯(lián)系？Mg原子的三級(jí)電離能比較示意圖5、電離能的應(yīng)用①判斷元素金屬性、非金屬性的強(qiáng)弱電離能越小，元素的金屬性越強(qiáng)電離能越大，元素的非金屬性越強(qiáng)②判斷元素的化合價(jià)若電離能在In與In+1之間發(fā)生突變，則原子的主要化合價(jià)為+n③判斷元素原子的核外電子排布電離能突變，則電子層發(fā)生了變化電離能I1I2I3I4……kJ·mol-15781817274511578……2、有一種元素的逐級(jí)電離能數(shù)據(jù)如下：當(dāng)它與氯氣反應(yīng)時(shí)最可能生成的陽離子是()A.X+B.X2+C.X3+D.X4+C及時(shí)鞏固1、在下面的電子結(jié)構(gòu)中，第一電離能最小的原子可能是(

)

A

ns2np3B

ns2np4C

ns2np5D

ns2np6B三、電負(fù)性1、基本概念化學(xué)鍵：元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的化學(xué)作用力鍵合電子：原子中用于形成化學(xué)鍵的電子電負(fù)性：描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子的吸引力大小的數(shù)值2、電負(fù)性的意義：衡量元素在化合物中吸引電子的能力元素的電負(fù)性越大，對(duì)鍵合電子的吸引能力越強(qiáng)3、衡量標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。4、電負(fù)性的遞變規(guī)律：同周期：從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大同主族：從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小5、電負(fù)性的應(yīng)用：①判斷元素金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱類金屬≈1.8既有金屬性，又有非金屬性非金屬＞1.8電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)金屬＜1.8電負(fù)性越小，金屬性越強(qiáng)5、電負(fù)性的應(yīng)用：②判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)例：NaH中，Na：0.9H：2.1Na顯正價(jià)，H顯負(fù)價(jià)③判斷化學(xué)鍵的類型一般：成鍵元素原子的電負(fù)性差值＞1.7，形成離子鍵

(特例HF)(特例NaH)成鍵元素原子的電負(fù)性差值＜1.7，形成共價(jià)鍵解釋對(duì)角線規(guī)則Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2Be、Al的電負(fù)性分別為1.5、1.5B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8電負(fù)性接近，性質(zhì)相似3、查閱下列元素的電負(fù)性數(shù)值，判斷下列化合物：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2(1)屬于共價(jià)化合物的是____________。(2)屬于離子化合物的是____________。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負(fù)性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8②③⑤⑥①④及時(shí)鞏固4、下列不是元素電負(fù)性的應(yīng)用的是()A.判斷一種元素是金屬還是非金屬B.判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)C.判斷化學(xué)鍵的類型D.判斷化合物的溶解度D及時(shí)鞏固【總結(jié)】r增大r減小①稀有氣體電離能為同周期中最大。同周期元素：同主族元素：從左至右：電離能和電負(fù)性都變大（半徑減?。纳现料拢弘婋x能和電負(fù)性都變小（半徑增大）周期律③比較電負(fù)性大小時(shí)，不考慮稀有氣體元素。②第一電離能:ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族。注意:金屬性↑還原性(失電子能力)↑堿性↑非金屬性↓氧化性(得電子能力)

↓酸性↓?氫化物的穩(wěn)定性↓電離能↓電負(fù)性↓元素周期律2.對(duì)價(jià)電子構(gòu)型為2s22p5的