1.2.2+元素周期律+課件+年高二化學(xué)人教版（2019）選擇性必修2

第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

第2課時元素周期律

人教版選擇性必修2對應(yīng)陽離子的氧化性↓非金屬性↑原子半徑↑單質(zhì)的氧化性↑氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性↑最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性↑與H2化合的難易程度越來越易氣態(tài)氫化物的還原性↓對應(yīng)陰離子的還原性↓原子半徑↓金屬性↑單質(zhì)的還原性↑與H2O或酸反應(yīng)的劇烈程度越來越劇烈最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性↑任務(wù)一

原子半徑(與必修階段一致)1.原子半徑影響因素取決于能層數(shù)越多能層數(shù)相同核電荷數(shù)越大原子半徑電子能層數(shù)核電荷數(shù)電子之間的排斥力也就越大核對電子的引力也就越大原子半徑越大原子半徑越小①從上到下，原子半徑逐漸增大。主要原因：同主族元素從上到下，隨著能層數(shù)的增加，離核更遠(yuǎn)的外層軌道填入電子，能層數(shù)的影響大于核電荷數(shù)增加的影響。②從左到右，原子半徑逐漸減小。主要原因：同周期主族元素從左到右，增加的電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用小于核電荷數(shù)增加導(dǎo)致的核對外層電子的吸引作用。周期性變化規(guī)律：任務(wù)一

原子半徑

“一看”電子層數(shù):電子層數(shù)越多，半徑越大。例:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs);“二看”核電荷數(shù):當(dāng)電子層數(shù)相同時,核電荷數(shù)越大,半徑越小。例:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl);

r(O2-)r(F-)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)?！叭础焙送怆娮訑?shù):當(dāng)電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時,核外電子數(shù)越多,半徑越大。例:r(Cl-)r(Cl);r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)原子半徑逐漸增大原子半徑逐漸減小特例：r(Li)>r(Al)＞

2.“三看”法比較簡單粒子的半徑大?。?/p>

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＞任務(wù)二

電離能

I1

1.概念氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉(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。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I越小，該氣態(tài)基態(tài)原子失去電子越

，即元素的_____性越強(qiáng)；電離能I越大，該氣態(tài)基態(tài)原子失去電子

,即元素的_______性越弱。容易越難金屬金屬2.意義任務(wù)二

電離能3.元素第一電離能的周期性問題：以ⅠA、0族為例，同主族元素的第一電離能變化有何規(guī)律？

自上而下，原子越來越易失去電子，同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小。任務(wù)二

電離能3.元素第一電離能的周期性問題：同周期元素的第一電離能變化有何規(guī)律？每個周期的第一種元素(氫或堿金屬)的第一電離能最小，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大；同周期，從左到右，第一電離能一般呈現(xiàn)增大趨勢

※ⅡA和ⅤA反常，ⅡA族＞ⅢA族,ⅤA族＞ⅥA族任務(wù)二

電離能3.元素第一電離能的周期性問題：為什么B、O、Al、S等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低？價電子排布處于全充滿或半充滿是比較穩(wěn)定的狀態(tài)，電離能較高。故同周期ⅡA族和ⅢA族,ⅤA族和ⅥA族元素出現(xiàn)反常。Be1s22s2B1s22s22p1N

1s22s22p3O

1s22s22p4任務(wù)二

電離能4.元素逐級電離能的變化問題：堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)跟其化合價有什么聯(lián)系？電離能kJ·molNaMgAl第一電離能496738578第二電離能456214511817第三電離能691277332745第四電離能95431054011575第五電離能133531363014830第六電離能166101799518376第七電離能201142170323293一般I1越小，元素的金屬性越強(qiáng)，活潑性越強(qiáng)。原因：原子失去一個電子變成＋1價陽離子后，核電荷數(shù)未變而電子數(shù)目變少，半徑變小，原子核對電子的吸引作用增強(qiáng)，因而第二個電子比第一個電子更難失去，故I2>I1，同理I3>I2。規(guī)律：①同一原子的逐級電離能越來越大，如I1＜I2＜I3.......②某元素的In+1?In，說明失去的電子所在能層發(fā)生了變化，則該元素的常見化合價為+n價。+1+2+3任務(wù)三

電負(fù)性1.化學(xué)鍵元素相互化合，原子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。2.鍵合電子原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。原子的價電子鍵合電子：參與化學(xué)鍵形成孤對電子：未參與化學(xué)鍵形成H....F..+....F..H..鍵合電子孤對電子3.電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子的吸引力的大小。（電負(fù)性是相對值，沒單位）任務(wù)三

電負(fù)性4.意義元素的電負(fù)性越大，對鍵合電子吸引能力越大，元素的非金屬性越強(qiáng)元素的電負(fù)性越小，對鍵合電子吸引能力越小，元素的金屬性越強(qiáng)5.標(biāo)準(zhǔn)鮑林利用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計算，以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn),得出各元素的電負(fù)性。(稀有氣體不討論電負(fù)性)鮑林H....F..+....F..H..任務(wù)三

電負(fù)性6.電負(fù)性的周期性變化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(qiáng)，元素的電負(fù)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(fù)性逐漸變小。電負(fù)性最大的元素:電負(fù)性最小的元素：(不考慮稀有氣體及放射性元素)CsF任務(wù)三

電負(fù)性7.電負(fù)性的應(yīng)用電負(fù)性＞1.8非金屬元素；電負(fù)性＜1.8金屬元素；電負(fù)性≈1.8類金屬元素①判斷元素金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱電負(fù)性越大,元素的非金屬性越強(qiáng),電負(fù)性越小,元素的非金屬性越弱。

對角線規(guī)則：電負(fù)性相近，性質(zhì)相似一般來說：任務(wù)三

電負(fù)性7.電負(fù)性的應(yīng)用②判斷化合物中元素化合價的正負(fù)電負(fù)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(fù)性大的元素在化合物中吸引電子能力較強(qiáng)，元素的化合價為負(fù)值。HCHHHHSiHHHCH4SiH4-4+1+4-1硅烷電負(fù)性大的元素在化合物中吸引電子能力較強(qiáng)，元素的化合價為負(fù)值。電負(fù)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；HClOH—O—Cl+1-2+1BrCl+1-1Br—Cl請查閱下列化合物中元素的電負(fù)性值，指出元素的化合價NaBH4

+3+1-1SOCl2+4-2-1ClO2+4-2NF3

+3-1【課堂練習(xí)】IBrI—Br③判斷化學(xué)鍵和化合物類型：根據(jù)成鍵元素的電負(fù)性差值一般來說成鍵元素電負(fù)性差值＞1.7＜1.7通常形成離子鍵通常形成共價鍵例如:HClAlCl3BeCl2

形成共價鍵

共價化合物電負(fù)性：3.0-2.1=0.93.0-1.5=1.53.0-2.0=1特別提醒：①電負(fù)性差＞1.7，不一定是離子化合物，如HF差1.9，是共價化合物。②電負(fù)性差＜1.7，不一定是共價化合物，如NaH差為1.2，是離子化合物。一般認(rèn)為，如果兩個成鍵元素的電負(fù)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(fù)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(fù)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______?！菊n堂練習(xí)】②③⑤⑥①④元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負(fù)性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8知識總結(jié)越靠右，越靠上②元素非金屬性增強(qiáng)①原子半徑減小③單質(zhì)氧化性增強(qiáng)④對應(yīng)陰離子還原性減弱⑥簡單氣態(tài)氫化物穩(wěn)定