第一章 第2节　第4课时　元素周期律（课件 学案）高中化学 人教版（2019）选择性必修2

第4课时　元素周期律 1. 认识元素的原子半径、电离能和电负性的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 2. 能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 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的强弱，推测化学键的极性。 判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。 (1) (2024·江苏卷)半径：r(Al3＋)>r(K＋)(　　) (2) (2024·浙江卷1月)离子半径：P3－Ne的第一电离能(　　) (7) (2024·江苏卷)电负性：χ(O)>χ(S)(　　) (8) (2024·浙江卷1月)电负性：B>N>O(　　) (9) (2024·重庆卷)Si的电负性大于Al(　　) (10) (2024·北京卷)依据第二周期主族元素电负性依次增大，可推断它们的第一电离能依次增大(　　) 原子半径 1. 影响因素 (1) 电子层数：电子层数越多，原子半径越大。 (2) 核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。 2. 递变规律 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 [常考归纳] 原子或离子半径的比较方法 (1) 同种元素原子的半径：阴离子>原子>阳离子，低价阳离子>高价阳离子。如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (2) 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。如r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 (3) 带相同电荷的简单离子，电子层数越多，半径越大。如r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－)。 电离能 1. 第一电离能 (1) 定义：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫作第一电离能。符号：I1，单位：kJ/mol。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。同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1ⅢA；ⅤA>ⅥA)，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。 (2) 同主族：从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。 [常考归纳] 电离能的应用 (1) 判断元素金属性强弱。I1越小，金属性越强；反之越弱。 (2) 第一电离能：I1(N)>I1(O)，原因：基态N原子的电子排布式为1s22s22p3,2p能级半充满，较稳定。 电负性 1. 相关定义 (1) 键合电子：元素相互化合时，原子之间产生化学作用力，形象地叫作化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 (2) 电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (3) 衡量标准：以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。 2. 递变规律 (1) 同周期：从左到右，主族元素的电负性逐渐变大 (稀有气体元素除外)。 (2) 同主族：从上到下，元素的电负性逐渐变小。 [常考归纳] 电负性的应用 (1) 判断金属性与非金属性的强弱：金属元素的电负性一般小于1.8，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (2) 判断化学键类型：一般认为，如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键；若差值小于1.7，通常形成共价键。如AlCl3中Al ... ...