1.2.2 元素周期律 課件高二上學期化學人教版（2019）選擇性必修2

第二節(jié)原子結構與元素的性質第一章原子結構與性質第2課時元素周期律—原子半徑、電離能、電負性原子半徑____原子半徑____二、元素周期律取決于能層數(shù)越多能層數(shù)相同核電荷數(shù)越大導致越小1、原子半徑原子半徑電子的能層數(shù)核電荷數(shù)導致越大電子之間的排斥作用也就越大核對電子的引作用也就越大這兩個因素綜合的結果使原子半徑呈周期性的遞變（1）影響因素思考與討論：（1）元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？（2）元素周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？課本P23同主族，電子的能層數(shù)遞增，電子之間的排斥作用增大，半徑增大同周期，核電荷數(shù)遞增，核對電子吸引作用增大，半徑減小(2)離子半徑大小的比較方法

陰上陽下，序大徑小比較下列原子（離子）半徑的大小(1)r(Na)

r(Mg)

r(Al)

r(Si)

r(P)

r(S)

r(Cl)(2)

r(Li)

r(Na)

r(K)

r(Rb)

r(Cs)>>>>>><<<<(3)

r(Cl－)

r(Cl)，

r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)(4)

r(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)(5)

r(K＋)

r(Na＋)

r(Mg2＋)>>>>>>>>>D陰上陽下，序大徑小

DCAB2、電離能(1)概念：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。符號：I1

單位：kJ·mol-1M(g)=M+(g)+e-

I1(第一電離能)M+(g)=M2+(g)+e-

I2(第二電離能)M2+(g)=M3+(g)+e-

I3(第三電離能)原子的+1價氣態(tài)基態(tài)離子再失去1個電子所需要的最低能量第二電離能電離能越小，表示在氣態(tài)時該原子失去電子越

，即元素的_____性越強；電離能越大，表明在氣態(tài)時該原子失去電子

,即元素的_______性越弱。容易越難金屬金屬(2)電離能的意義(3)第一電離能的周期性變化規(guī)律①同周期從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢②同主族從上到下總體逐漸減小【思考】同周期、同主族元素第一電離能變化有何規(guī)律？特例：ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA第二周期：Be>BN>O第三周期：Mg>AlP>S課本P23圖1-22元素的第一電離能的周期性主族元素Be、MgB、AlN、PO、S價層電子排布(1)同周期從左到右原子半徑減小，核對最外層電子的吸引力增大，越不容易失電子，第一電離能越大。(2)同主族從上到下原子半徑增大，核對最外層電子的吸引力減小，越容易失電子，第一電離能越小。

【思考】從原子結構角度解釋為何呈現(xiàn)這樣的規(guī)律？(3)電離能大小反常原因第二周期：Be>BN>O第三周期：Mg>AlP>SⅤAⅥAⅡAⅢAns2np4ns2np1ns2ns2np3課本P24堿金屬活潑性越強，I1越小課本P24

隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越多，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多，導致原子的逐級電離能越來越大。當相鄰逐級電離能突然變得很大時，說明失去的電子所在電子層發(fā)生了變化！規(guī)律：若某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價為

。+n價原子半徑漸大，第一電離能呈減小的趨勢原子半徑漸大第一電離能減小原子半徑漸小，第一電離能呈增大的趨勢原子半徑漸小第一電離能增大小結3、電負性（1）鍵合電子：（2）電負性元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學作用力，形象地叫做化學鍵，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子鮑林提出，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大?、俑拍铍娯撔允窍鄬χ?，沒單位；稀有氣體未計，電負性最大的是氟。鮑林②意義電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。表示該元素越容易接受電子，越不容易失去電子，形成陰離子的傾向越大，非金屬性越強。

③大小的標準以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性。④電負性的遞變規(guī)律a.一般來說，同周期元素

從左到右，原子半徑逐漸減小，元素的非金屬性逐漸增強，元素的電負性逐漸變大

。b.同族元素從上到下，原子半徑逐漸增大，元素的非金屬性逐漸減弱，元素的電負性逐漸變小。第二周期元素的電負性是公差為0.5的等差數(shù)列（注意H和P，C和S）電負性最大的元素:電負性最小的元素：(不考慮稀有氣體及放射性元素)CsF⑤電負性的應用a.判斷元素金屬性和非金屬性的強弱電負性越大，元素的非金屬性越強非金屬三角區(qū)邊界“類金屬”既有金屬性又有非金屬性對角線規(guī)則：電負性相近，性質相似Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2Be、Al的電負性分別為1.5、1.5B、Si的電負性分別為2.0、1.8電負性＜1.8電負性≈1.8電負性＞1.8為金屬為“類金屬”為非金屬一般b.判斷化合物中元素化合價的正負電負性小的元素在化合物中吸引電子能力弱，元素的化合價為正值；電負性大的元素在化合物中吸引電子能力較強，元素的化合價為負值。HClOBrClH—O—Cl-2+1Br—Cl+1-1+1+1+3SOCl2+4-2-1NF3

NaBH4

-1HSiHHH硅烷+4顯正價顯負價HHCHH甲烷CH4-4顯負價+1-1SiH4請查閱下列化合物中元素的電負性值，指出元素的化合價練習+3-1ClO2+4-2練習1：已知X、Y元素同周期，且電負性：X＞Y，下列說法正確的()A.X與Y形成化合物時，X顯正價，Y顯負價B.第一電離能：Y可能大于XC.最高價含氧酸的酸性:X對應的酸性弱于Y對應的酸性D.最簡單氫化物的穩(wěn)定性：HmY大于HmXBc.判斷化學鍵的類型電負性相差很大(相差>1.7)離子鍵電負性相差不大(相差<1.7)共價鍵特例：NaH是離子化合物電負性差<1.73.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3為共價化合物AlCl3特例：HF是共價化合物電負性差>1.7一般認為，如果兩個成鍵元素的電負性相差大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性相差小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數(shù)值，判斷下列化合物：①NaF

②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2(1)屬于共價化合物的是__________。(2)屬于離子化合物的是______。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8②③⑤⑥①④練習利用圖1-23的數(shù)據(jù)制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的電負性變化圖，并找出其變化趨勢。同周期主族元素：同主族元素：從左至右電負性逐漸變大從上至下電負性逐漸變小【探究】元素的電負性變化趨勢（課本P26）越靠右，越靠上②元素非金屬性增強①原子半徑減?、蹎钨|氧化性增強④離子還原性減弱⑥簡單氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性增強⑦最高價氧化物對應水化物酸性增強⑤