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1、2018版高中化学人教版选修3课件：1.2.2 元素周期律-2-第二课时元素周期律1.能记住元素电离能、电负性的定义。2.能说出元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。3.具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。-3-第二课时元素周期律1.同周期主族元素的化合价递变规律从左到右,同周期主族元素的最高正价逐渐升高,数值上等于主族序数;最低化合价绝对值逐渐减小。最高正化合价与最低负化合价的绝对值之和为8。2.同周期元素金属性、非金属性递变规律同周期的主族元素从左到右,金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强。-4-第二课时元素周期律3.原子半径(1)原子半径的变化规律:
2、同周期主族元素,从左到右,原子具有的电子的能层数相同,但随着核电荷数的增加,原子核对电子的引力逐渐增大,从而使原子半径逐渐减小;同主族元素,从上到下,原子具有的电子的能层数逐渐增多,使原子半径逐渐增大;虽然自上到下核电荷数也增大,可使原子半径逐渐减小,但能层数增多是主要因素,故最终原子半径逐渐增大。(2)决定原子半径大小的因素:电子的能层数:电子的能层越多,原子的半径越大;核电荷数:核电荷数越大,原子核对电子的引力也就越大,将使原子的半径缩小。电子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生周期性的递变。-5-第二课时元素周期律-6-第二课时元素周期律5.电负性(1)键合电子与电负性:元素
3、相互化合时,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。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。(2)电负性的意义:电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准:以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。(4)电负性的变化规律:同周期,从左到右,元素的电负性逐渐变大;同主族,从上到下,元素的电负性逐渐变小。-7-第二课时元素周期律6.对角线规则在元素周期表中,某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。如:Li和Mg、Be和Al、B和Si符合对角线规则。-8-第二课时元素周期律一、微粒半径的比较规律1.“三看”规律比较微粒半
4、径的大小“一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层越多,半径越大。“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。-9-第二课时元素周期律2.原子、离子半径的大小比较(1)同电子层数:一般来说,当电子层数相同时,随着核电荷数的增加,其原子半径(或离子半径)逐渐减小(稀有气体除外),有“序小径大”的规律。如r(11Na)r(12Mg)、r(Na+)r(Mg2+)。(2)同主族:一般来说,当最外层电子数相同时,电子层数越多,原子(或离子)半径越大。如:r(Na)r(K)、r(F)r(Cl)、r(Na+)r(K+
5、)、r(F-)AB,则:r(C)r(B)。-10-第二课时元素周期律(4)对同一种元素来说,原子半径阳离子的半径,如r(Na)r(Na+);原子半径阴离子的半径,如r(Cl)r(Fe2+)r(Fe3+),r(H-)r(H)r(H+)。注意:稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他元素原子半径的测量标准不同,不作比较。-11-第二课时元素周期律二、正确理解电离能的变化规律1.第一电离能(1)每个周期的第一种元素(氢或碱金属)第一电离能最小,稀有气体元素原子的第一电离能最大,同周期自左至右,元素的第一电离能呈增大的趋势。(2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。-12-第二课时元素周期律2.
6、逐级电离能(1)同一原子的逐级电离能越来越大。从气态基态正离子失去一个电子比从气态基态原子中失去一个电子所需要的能量更多。(2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化,即失去同一能层中的电子时电离能相近,失去不同能层中的电子时电离能有很大的差距。如表:钠、镁、铝的电离能-13-第二课时元素周期律3.金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致金属活动性顺序表示自左向右,在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力,它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同,所以二者不完全一致。4.第一电离能与原子核外电子排布
7、(1)通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)的结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。(2)在同周期元素中,稀有气体的第一电离能最大。从左到右,元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势,表示元素原子越来越难失去电子。-14-第二课时元素周期律5.电离能的应用(1)确定元素核外电子的排布。如Li:I1I2I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层),而且最外层上只有一个电子。(2)确定元素在化合物中的化合价。如K:I1I2I3,表明K原子容易失去一个电子形成+1价
8、阳离子。(3)判断元素的金属性、非金属性强弱:I1越大,元素的非金属性就越强;I1越小,元素的金属性就越强。特别提醒通常情况下,第一电离能大的主族元素电负性大,但A族、A族元素原子的外围电子排布分别为ns2、ns2np3,这两族元素原子第一电离能大于左、右相邻元素。-15-第二课时元素周期律三、电负性的应用1.判断元素的金属性和非金属性及其强弱(1)金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。(2)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越大,非金属元素越
9、活泼。(3)同周期元素从左到右,电负性逐渐增大(稀有气体元素除外),同主族元素自上而下,电负性逐渐减小。(4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。(5)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素的化合价为正值;电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素的化合价为负值。-16-第二课时元素周期律2.判断化学键的类型如果两种成键元素电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键;如果两种成键元素电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键。特别提醒并不是所有电负性差值大于1.7的元素的原子都形成离子化合物,如H电负性为2.1,F电负性为4.0,电负性差值为1.9,而HF为共价化
10、合物,要注意这些特殊情况。-17-第二课时元素周期律知识点1知识点2知识点3粒子半径大小的比较【例题1】判断下列微粒半径的大小。(1)MgBa(2)KCa(3)基态原子X价电子排布式为3s23p5基态原子Y价电子排布式为3s23p4(4)S2-S(5)N3-Na+(6)NeAr(7)基态原子W基态原子Z答案:(1)(3)(5)(6)-18-第二课时元素周期律知识点1知识点2知识点3解析:微粒半径大小的判断,要结合原子的电子层数、核电荷数和核外电子数进行综合分析,结合判断微粒半径大小的方法进行分析、对比。点拨具有相同电子层结构的粒子遵循“序大径小”的规律,即原子序数越大,粒子半径越小。-19-第
11、二课时元素周期律知识点1知识点2知识点3电离能及其变化规律【例题2】下列叙述中正确的是()A.第三周期所含元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中,氟的第一电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大答案:A解析:同周期中碱金属的第一电离能最小,稀有气体的第一电离能最大,故A选项正确,C选项错误;由于镁的外围电子排布为3s2(3s能级全满,3p能级全空),而铝的外围电子排布为3s23p1,故铝的第一电离能小于镁,B选项错误;钾比镁活泼,更易失电子,钾的第一电离能小于镁,D选项错误。-20-第二课时元素周期律知识点1知识点2知识点3点拨元素第一电离能的大小与
12、元素的金属性、非金属性强弱有关,也与电子的构型等因素有关。-21-第二课时元素周期律知识点1知识点2知识点3电负性及其变化规律【例题3】已知元素的电负性和原子半径等一样,也是元素的一种基本性质,下表给出14种元素的电负性:试结合元素周期律知识完成下列问题:(1)根据上表给出的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是。(2)由上述变化规律可推知,短周期主族元素中,电负性最大的元素是,电负性最小的元素是,由这两种元素构成的化合物属于(填“离子”或“共价”)化合物,用电子式表示该化合物的形成过程:。-22-第二课时元素周期律知识点1知识点2知识点3答案:(1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的
13、变化(或同周期主族元素,从左到右,电负性逐渐增大)(2)FNa离子-23-第二课时元素周期律知识点1知识点2知识点3解析:(1)根据表中的数据,结合题干信息知,电负性是元素的一种基本性质,而元素的性质随元素原子序数的递增而呈周期性变化。我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下:-24-第二课时元素周期律知识点1知识点2知识点3经过上述整理后可以看出:从39号元素,元素的电负性由小到大;从1117号元素,元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样,随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素,从左到右,电负性逐渐增大)。(2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Na,二者形成的化合物NaF为典型的离子化合物,从而不难用电子式表示NaF的形成过程。点拨电负性是元素的一种基本性质,而元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。成键原子之间电负性之差与成键类型有着密切的关系。