1..2.2元素周期律课件 (共28张PPT)2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

(课件网) 第二节　原子结构与元素的性质 第2课时　元素周期律 第一章　原子结构与性质 利用STM观察原子 [学习目标] 1.通过对原子半径、元素的电离能、电负性变化规律的学习，建立 “结构决定性质”的认知模型(重、难点)。 2.掌握电离能、电负性的变化规律(重点)。 引入新课 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 一、原子半径 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 2.原子或离子半径的比较方法 (1)同种元素的粒子半径： 阴离子>原子>阳离子，低价阳离子>高价阳离子 (2)能层结构相同的离子： 核电荷数越大，半径越小 r(Cl－) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋) ＞ ＞ ＞ (3)带相同电荷的离子： r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 能层数越多，半径越大 (4)核电荷数、能层数均不同的离子： r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)； r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－) r(K＋) r(Mg2＋) 可选参照离子r(Na＋)，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋) ＞ 一、原子半径 思考交流 1.正误判断 (1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同 (2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大 (3)各元素的原子半径总比其离子半径大 (4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小 √ × × × 2.下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是 A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br C.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D.Cl－、Br－、I－ √ 一、原子半径 思考交流 3.若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。 (1)四种元素在元素周期表中的相对位置如何？ a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期 (2)原子序数从大到小的顺序是什么？ a＞b＞d＞c (3)离子半径由大到小的顺序是什么？ 　C3－＞D－＞B＋＞A2＋ 一、原子半径 粒子半径比较的一般思路 (1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 (2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 (3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数越多， 微粒半径越大。 一、原子半径 方法规律 二、电离能 1.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： 2.第一电离能变化规律 (1)同周期： (2)同主族： 一般自左向右增大趋势 自上而下减小趋势 随原子序数递增 ⅡA和ⅤA反常 ⅡA > ⅢA、ⅤA > ⅥA 洪特规则特例 Be 1s22s2 N 1s22s22p3 二、电离能 3.电离能的应用 (1)判断元素的金属性、非金属性强弱： I1越大，非金属性越强；I1越小，金属性越强。 (2)逐级电离能的应用 ①逐级电离能变化规律： a.同一元素 I1I2I3…… b.当相邻逐级电离能发生突变时，说明失去的电子 所在的能层发生了变化。 元素 电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9540 10540 11578 ②可判断元素化合价变化，判核外电子排布。 +1 +2 +3 二、电离能 电离能的影响因素及特例 (1) I 大小主要取决于原子核电荷数、原子半径及原子核外电子排布。 (2) 全满、半满及 ... ...