1.2 元素周期律1 课件 【新教材】人教版(2019)高中化学选择性必修2
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元素周期律(原子半径、电离能、电负性)课件高二化学人教版(2019)选择性必修2
（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
3.主族元素原子半径的周期性变化 左大下大
同主族
原 子
能层
半
占主导
径 增
大
同周期:左大 同主族:下大
原子半径增大
影响因素及结果： 1.电子的能层越多， 电子之间的排斥作用 越大，将使原子的半 径增大。 2.核电荷数越大，核 对电子的吸引作用也 就越大，将使原子的 半径减小。
注意：这两种作用是
同时存在，相互竞争
的关系。
同周期 核电荷数 占主导
知识拓展 常见简单微粒半径比较的方法和规律: 不同 原子 同周期 左大 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族 下大 Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
元 素
离子
电子层不同
层多径大
①r(K＋)>r(Mg2＋) ②r(Cl－)>r(Na＋)
4.电负性的应用：
2)判断化学键的类型
通常
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7) 通常 共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；
思考: 电负性的差: 化学键类型:
AlCl3(BeCl3)
1.5 共价
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9
第一电离能（kJ·mol-1）
全充满，较稳定
半充满，较稳定
2s22p3 2s2
纵列序数 族序数
价电子排布式 最外层电子数
化学：1.2.2《元素周期律》PPT课件(新人教版-必修2)
新课标人教版课件系 列
《高中化学》
必修２
教学目标
• 知识与技能： • 1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈 现周期性变化的规律。2、通过实验操作，培养学生实验 技能。 • 过程与方法： • 1、自主学习，归纳比较元素周期律。2、自主探究，通过 实验探究，培养学生探究能力。 • 情感、态度与价值观： • 培养学生辩证唯物主义观点：量变到质变规律 • 教学重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而 呈现周期性变化的规律。 • 教学难点：探究能力的培养 • 教具准备：多媒体课件、实物投影仪等。
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较
性质
光照或 磷蒸气 单质与 氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆 炸 应条件 能反应
含氧酸 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 的酸性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增 加非金属性增强。
Si
P
第一章 物质结构 元素周期律
第二节《元素周期律》
第２课时 1.2.2《元素周期律》
科学探究
阅读P14并填表
实
验
放少许镁带 于试管中,加 2mL水，滴 入2滴酚酞试 液，观察现 象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。
现象： 镁与冷水反应缓慢， 产生少量气泡，滴入酚酞 试液后不变色。 加热后镁与沸水反应 较剧烈，产生较多气泡，溶 液变为红色。 反应式：
呈 现 周 期 性 变 化
金属性减弱 非金属性增强
随着原子序数的递增，元素的性质呈 现周期性变化 ，这叫做元素周期律。
规律小结 原子半径和离子半径的比较方法：
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越 多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越 小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
《高中化学》
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教学目标
• 知识与技能： • 1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈 现周期性变化的规律。2、通过实验操作，培养学生实验 技能。 • 过程与方法： • 1、自主学习，归纳比较元素周期律。2、自主探究，通过 实验探究，培养学生探究能力。 • 情感、态度与价值观： • 培养学生辩证唯物主义观点：量变到质变规律 • 教学重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而 呈现周期性变化的规律。 • 教学难点：探究能力的培养 • 教具准备：多媒体课件、实物投影仪等。
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较
性质
光照或 磷蒸气 单质与 氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆 炸 应条件 能反应
含氧酸 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 的酸性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增 加非金属性增强。
Si
P
第一章 物质结构 元素周期律
第二节《元素周期律》
第２课时 1.2.2《元素周期律》
科学探究
阅读P14并填表
实
验
放少许镁带 于试管中,加 2mL水，滴 入2滴酚酞试 液，观察现 象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。
现象： 镁与冷水反应缓慢， 产生少量气泡，滴入酚酞 试液后不变色。 加热后镁与沸水反应 较剧烈，产生较多气泡，溶 液变为红色。 反应式：
呈 现 周 期 性 变 化
金属性减弱 非金属性增强
随着原子序数的递增，元素的性质呈 现周期性变化 ，这叫做元素周期律。
规律小结 原子半径和离子半径的比较方法：
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越 多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越 小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
1.2.2元素周期律课件高二化学人教版选择性必修2
3．电负性递变规律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐__增__大____。 (2)同一主族，从上到下；元素的电负性逐渐___减__小___。
第2课时 元素周期律
4．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与_右__下__方___的主族元素 的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：
第2课时 元素周期律
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子， 形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电 离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子， 形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电 离能，用I3表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律
[自我排查]
一、微判断
(1)能层数越多，原子半径越大( ✘ )
(2)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简
单离子半径也逐渐减小( ✘ ) (3)在所有元素中，氟的第一电离能最大( ✘ )
第2课时 元素周期律
(4)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( ✘ )
(5)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
第2课时 元素周期律
[重点讲解]
1．电离能的概念
(1)第一电离能：气态电中性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做第一电离能，通 常用I1表示。
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形 成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能， 用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成＋ 3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三离能，用I3 表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐__增__大____。 (2)同一主族，从上到下；元素的电负性逐渐___减__小___。
第2课时 元素周期律
4．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与_右__下__方___的主族元素 的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：
第2课时 元素周期律
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子， 形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电 离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子， 形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电 离能，用I3表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律
[自我排查]
一、微判断
(1)能层数越多，原子半径越大( ✘ )
(2)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简
单离子半径也逐渐减小( ✘ ) (3)在所有元素中，氟的第一电离能最大( ✘ )
第2课时 元素周期律
(4)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( ✘ )
(5)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
第2课时 元素周期律
[重点讲解]
1．电离能的概念
(1)第一电离能：气态电中性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做第一电离能，通 常用I1表示。
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形 成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能， 用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成＋ 3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三离能，用I3 表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
人教版化学必修二1.2元素周期律_课件PPT(共42页)
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
元素符号 最高价 最低价 元素符号 最高价 最低价
Li Be B C N O F Ne
+1 +2 +3 +4 +5
0
－4 －3 －2 －1
Na Mg Al Si P S Cl Ar
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
电子层数相同的原子，从碱金属到卤素原子半径 依次减小。
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
2. 随原子序数的递增，原子半径呈周期性 变化 (除稀有气体) 。
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
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结论非金属性 Si < P < S < Cl
性质
Si
P
S
Cl
非金属单 质与氢气 反应条件 及氢化物
稳定性
高S解i与 生温，H4氢 成易，易分气 的燃化氢合化蒸气P易H由物气反燃3不难稳与应稳氢，到定定易性，增H分须2S解强加受热热，
对1－18号元素的核外电子排布进行研究，是 否发现某些规律？
随着原子序数的递增，原子核外电子 排布呈周期性变化。（由1－8）
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
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2. 原子半径
金
非 金
稀 有
属
属
气
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
元素符号 最高价 最低价 元素符号 最高价 最低价
Li Be B C N O F Ne
+1 +2 +3 +4 +5
0
－4 －3 －2 －1
Na Mg Al Si P S Cl Ar
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电子层数相同的原子，从碱金属到卤素原子半径 依次减小。
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
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2. 随原子序数的递增，原子半径呈周期性 变化 (除稀有气体) 。
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
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结论非金属性 Si < P < S < Cl
性质
Si
P
S
Cl
非金属单 质与氢气 反应条件 及氢化物
稳定性
高S解i与 生温，H4氢 成易，易分气 的燃化氢合化蒸气P易H由物气反燃3不难稳与应稳氢，到定定易性，增H分须2S解强加受热热，
对1－18号元素的核外电子排布进行研究，是 否发现某些规律？
随着原子序数的递增，原子核外电子 排布呈周期性变化。（由1－8）
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件(共42 张PPT)
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2. 原子半径
金
非 金
稀 有
属
属
气
高中化学必修二课件-1.2元素周期律1-人教版
原子 11
12
13
14
15 16 17 18
序数
元素 钠 镁
铝
硅
磷
硫氯氩
名称
元素 Na Mg
Al
Si
P
S Cl Ar
符号
电子 排布
2,8,1 2,8,2
2,8,3
2,8,4 2,8,5 2,8,6 2,8,7 2,8,8
原子半径 (10-10m)
1.86
1.60
1.43
1.17 1.10
1.02 0.99 1.91
化合价 +1
+2
+3
+4 -4
+5 +6 +7 -3 -2 -1
0
随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、元 素的原子半径和元素化合价各有什么变化规律？
原子序数 1--2
电子层数 最外层电子数
1
1→2
原子半径的变化 最高或最低化合价的 变化
-------
+1-------→0
3--10
2
2数的递增，电子层数的增大， 原子半径、元素的金属性、单质的还原性等有什么递变规 律？
2.卤族元素中，随着核电荷数的递增，电子层数的增大， 原子半径、元素的非金属性、单质的氧化性等有什么递变 规律？
同主族元素性质递变规律：
同一主族中，随着核电荷数的递增，原子核外电子层数增 加，原子半径增大，得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐 渐增强，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
探究1：
随着原子序数的递增，同周期主族元素的性质又 有哪些递变规律呢?
二、元素周期律
核电荷数为1-18的元素原子核外电子层排布
1.2第一课时原子结构与元素周期表课件高二化学人教版选择性必修2
基础知识
一、元素周期律、元素周期系和元素周期表 1.元素周期律:元素性质随元素原子的 核电荷数 递增发 生周期性递变的规律。 2.元素周期系:元素按其原子 核电荷数 递增排列的序列 称为元素周期系。 3.元素周期表:呈现元素周期系的表格。
特别提醒 元素周期系只有一个,元素周期表多种多样。阅读科学史话 了解三张有重要历史意义的周期表:门捷列夫周期表、维尔 纳的特长式周期表、玻尔元素周期表。
微判断
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)元素原子的价层电子不一定是最外层电子。( √ )
(2)周期表中ⅢB族~ⅡB族为过渡元素,全部为金属元区元素都是非金属元素。( × )
(4)价层电子数与最高正价相等的元素一定是主族元素。
(5)当某元素的
近的元素既能表现出一定的金属性,又能表现出一定的非金 属性,故称为半金属或类金属。
5.根据核外电子排布对元素周期表的分区。 (1)按电子排布,把元素周期表里的元素划分成 5 个区,分 别为 s 区、 p 区、 d 区、 f 区、 ds 区。 (2)元素周期表共有 16 个族,其中s区包括 ⅠA、ⅡA 族,p区包括 ⅢA~ⅦA、0 族,d区包括 ⅢB~ⅦB 族(镧 系、锕系除外)及 Ⅷ 族,ds区包括 ⅠB、ⅡB 族,f区包 括 镧系 元素和 锕系 元素。
(2)周期表中ⅢB族~ⅡB族为过渡元素,全部为金属元素。
最外层电子排布与周期表的关系:
①原子的能层数=能级中最高能层序数=周期序数(Pd除外)。
(5)此元素原子有
个未成对电子。
(3)s区元素都是金属元素,p区元素都是非金属元素。
(2)特点:在书末的元素周期表中,同族元素价层电子数相同,这是同族元素性质相似的结构基础。
1.2 元素周期律 人教版高中化学必修二课件(共40张PPT)
(3)不正确；
(4)正确
小结
一.原子核外电子的排布 1. 核外电子运动特征 分层排布，轨迹不确定，高速运动 2. 核外电子排布规律
二.原子核外电子的排布的表示方法
1.原子结构示意图
2.离子结构示意图
元素周期律 第二课时
科学探究
一.变化规律
1. 核外电子排布的周期性变化
以原子序数为 1～18 的元素为例，探究原子最外层电子数的变 化，图示如下：
原子序数递增，电子层数逐渐增多，半径逐渐增大
(2)同周期元素原子半径随原子序数增大而减 小的原因？
同周期，电子层数相同，原子序数递增，核电荷数增大， 原子核对最外层电子的吸引力增大，半径逐渐减小
(3)试比较Na+与F-的半径大小
Na+
F- 9
r(Na+)<r(F-)
粒子半径大小的比较方法
（1）同周期元素原子半径随原子序数的增大而减小 同主族元素原子和离子半径随原子序数的递增而
如F F-
(1)离子结构示意图中，阳离子核内质子数大于核外 电子数，阴离子核内质子数小于核外电子数，且差值为 离子所带电荷数。
(2)单个原子形成简单离子时，其最外层可形成 8 电 子稳定结构(K 层为最外层时可形成 2 电子稳定结构)。
1．下列结构示意图所代表的微粒属于阴离子的是 ( A )
练一练
－4→－1 。 金属元素无负价，既有正价又有负 价的一定是非金属元素
2. 原子半径的周期性变化（不考虑稀有气体）
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 由大到小 的周期性变化。同周期由左向右逐渐减小， 同主族由上到下逐渐增大。
2. 原子半径的周期性变化（不考虑稀有气体）
人教版化学必修二1.2 元素周期律 课件(共25张PPT)
合价
- 4 - 3 - 2 -1
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小 原子半径 大→小
H
Li
Be
B
C
N
Na Mg Al
Si
P
He
O
F
Ne
原子 序 数
1
2
元素 名称
氢氦
元素 符号
H
He
电子 排 布
1
2
原子半径
10-10m 0.37 1.22
主要化 + 1
合价
0
请阅读和比较 1-18号元素的有关 数据从中能找出什 么规律？
原子 序数
3
4
5
6
78
9 10
元素 名称
锂铍
硼
碳
氮
氧氟氖
元素 符号
Li
Be
B
C
N O F Ne
电子 排布
2,1
2,2
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易与H2化合
B、HCl比H2S稳定
AB
C、酸性HCl ＞H2S
D、Cl的最高正价为+7，
S的最高正价为+6
3.下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ）
A. Na、Mg、Al
B. N、O、F
C. P、Si、Al
D. C、Si、P
4.下列递变规律不正确的是
放少许镁 液后不变色。后镁与沸水反
带于试管中， 应较剧烈，产生较多气泡，
元素周期律 课件 -高二化学人教版(2019)选择性必修2
键合电子:原子中用于形成化学键的电子
电负性越大的原子， 其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强
2.标准：
选定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得 出各元素的电负性。
3.电负性的递变规律： 上大
右上大
右大
1、一般来说，同周期元素从左到右， 元素的电负性逐渐变大；表明其吸引
电子的能力逐渐增强(半径变小) 。
2020年全国卷ⅢT5 NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性（Hδ+），与B原子相连的 H呈负电性（Hδ-），电负性大小顺序是__________。
N＞H＞B
总结
在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是( Na ) ， 第一电离能最大的元素是( Ar )；
渐小
渐大
主族元素原子半径的周期性变化
微粒半径大小的判断方法
1.一般情况下，电子层数越多，微粒半径越大； 2.微粒电子层数相同，则核电荷数越大，半径越小； 3.微粒核电荷数相同，则核外电子越多，半径越大。
判断下列微粒大小：
(1)r(O) r(F) r(Na) r(Al)
(2)r(O2-) r(F-) r(Na+) r(Al3+)
要的最低能量叫做第一电离能。 用符号 I1 表示
概念表述中的“气态” 、“基 态” 、“电中性” 、“失去一个 电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。
M(g)===M＋(g)＋e－ I1(第一电离能)
意义： 电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 难易程度。
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 容易，即元素的金___属__性越强； 第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 难 ,即元素的_金___属____性越弱。
电负性越大的原子， 其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强
2.标准：
选定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得 出各元素的电负性。
3.电负性的递变规律： 上大
右上大
右大
1、一般来说，同周期元素从左到右， 元素的电负性逐渐变大；表明其吸引
电子的能力逐渐增强(半径变小) 。
2020年全国卷ⅢT5 NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性（Hδ+），与B原子相连的 H呈负电性（Hδ-），电负性大小顺序是__________。
N＞H＞B
总结
在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是( Na ) ， 第一电离能最大的元素是( Ar )；
渐小
渐大
主族元素原子半径的周期性变化
微粒半径大小的判断方法
1.一般情况下，电子层数越多，微粒半径越大； 2.微粒电子层数相同，则核电荷数越大，半径越小； 3.微粒核电荷数相同，则核外电子越多，半径越大。
判断下列微粒大小：
(1)r(O) r(F) r(Na) r(Al)
(2)r(O2-) r(F-) r(Na+) r(Al3+)
要的最低能量叫做第一电离能。 用符号 I1 表示
概念表述中的“气态” 、“基 态” 、“电中性” 、“失去一个 电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。
M(g)===M＋(g)＋e－ I1(第一电离能)
意义： 电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 难易程度。
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 容易，即元素的金___属__性越强； 第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 难 ,即元素的_金___属____性越弱。
最新-高中化学 1-2《元素周期律》课件 新人教版必修2 精品
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《高中化学》
必修２
第一章 《物质结构 元素周期律》
第二节 《元素周期律》
学习目标
知识与能力 1、理解解核外电子是分层排布的,不同电 子层中的电子具有不同的能量。 2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此 规律画出常见原子的结构示意图。 重点： 核外电子的排布规律, 画常见原子的结构示意 图。 难点： 核外电子的分层排布。
4.下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
AAB. Na、Mg、Al
B. N、O、F
C. P、Si、Al
D. C、Si、P
很不稳定
15P
PH3 磷蒸气，困难
不稳定
16S
H2S 加热反应
17Cl HCl 光照或点燃
非金属性：Si < P < S < Cl
较不稳定 稳定
从最高价氧化物的水化物看
元素
最高价 氧化物
最高价氧化物的水化物
14Si SiO2 H2SiO3 硅 酸 极弱酸
15P
P2O5 H3PO4 磷 酸 中强酸
16S
13
14
15 16 17 18
元素 名称
钠镁
铝
硅
磷
硫氯氩
元素 符号
Na Mg
Al
Si
P
S Cl Ar
电子 排布 2, 8, 1 2, 8, 2 2, 8, 3 2, 8, 4 2, 8,5 2, 8, 6 2, 8, 7 2, 8, 8 原子半径 10-10m 1. 86 1.60 1.43 1.17 1.10 1.02 0.99 1.91
阴离子: O2-;F-;OH-
二、元素周期律
原子 序数
1
《高中化学》
必修２
第一章 《物质结构 元素周期律》
第二节 《元素周期律》
学习目标
知识与能力 1、理解解核外电子是分层排布的,不同电 子层中的电子具有不同的能量。 2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此 规律画出常见原子的结构示意图。 重点： 核外电子的排布规律, 画常见原子的结构示意 图。 难点： 核外电子的分层排布。
4.下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
AAB. Na、Mg、Al
B. N、O、F
C. P、Si、Al
D. C、Si、P
很不稳定
15P
PH3 磷蒸气，困难
不稳定
16S
H2S 加热反应
17Cl HCl 光照或点燃
非金属性：Si < P < S < Cl
较不稳定 稳定
从最高价氧化物的水化物看
元素
最高价 氧化物
最高价氧化物的水化物
14Si SiO2 H2SiO3 硅 酸 极弱酸
15P
P2O5 H3PO4 磷 酸 中强酸
16S
13
14
15 16 17 18
元素 名称
钠镁
铝
硅
磷
硫氯氩
元素 符号
Na Mg
Al
Si
P
S Cl Ar
电子 排布 2, 8, 1 2, 8, 2 2, 8, 3 2, 8, 4 2, 8,5 2, 8, 6 2, 8, 7 2, 8, 8 原子半径 10-10m 1. 86 1.60 1.43 1.17 1.10 1.02 0.99 1.91
阴离子: O2-;F-;OH-
二、元素周期律
原子 序数
1
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提示:①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1<I2<I3<……这是由于原子失去一个电子变成+1价 阳离子后,半径变小,核电荷数未变而电子数目变少,核对电子的吸引作用增强,因而第二个电子比第一 个电子难失去,即失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量,同理I3>I2、I4>I3……In+1>In。 ②Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易 失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2 价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。
(3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照 比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
(4)比较离子半径大小的方法
(1)同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价 阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照： r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
规律总结 比较微粒半径的一般思路 (1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。 (2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子 数多的半径大。
2.电离能
（1）概念
气态电中性
失去一个电子转化为气态基态正离子所
需要的最低能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol
保证“能量最低” 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第 二电离能，符号Ｉ2，依次类推。
观察下图，总结第一电离能的变化规律：
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么 规律？（同周期、同主族）
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
（2）变化规律
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… ②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
（4）电离能的意义
① 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离 能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性 越强。 ②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
（5）第一电离能与原子核外电子排布的关系
①第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。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)、半满(p3、d5、f7) 和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。 例如P的第一电离能比硫的大,Mg的第一电离能比Al的大。
②第三周期元素第一电离能的大小关系为 I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化 的结果。
（6）逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离 能，依次类推。
（2）元素第一电离能的变化规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气 体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到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。 ③同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一 电离能要大，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大， 这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半 满，全空和半满状态相对稳定，电离能较高。
第二节 原子结构与元素的性质 第二课时 元素周期律1
二、元素周期律
元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化叫元素周期律 元素周期律的本质是: 随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。
元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电 离能和电负性的周期性变化。
1.原子半径
元素周期表中的同周期主族元 素从左到右，原子半径的变化趋 势如何？应如何理解这种趋势？ 周期表中的同主族元素从上到下， 原子半径的变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。 例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) ；r(O2-)＜r(S2-)＜r(Se2-)＜r(Te2-)
(1)影响因素 (2)递变规律
(3)比较原子半径大小的方法
(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有 气体元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)
（7）电离能的应用
①推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1«I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层) 上，且最外层上只有一个电子
②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1) 价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
③判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。
思考与讨论
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 提示:从上到下，第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性越强。
2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何 关系？数据的突跃变化说明了什么？
(3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照 比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
(4)比较离子半径大小的方法
(1)同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价 阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照： r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
规律总结 比较微粒半径的一般思路 (1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。 (2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子 数多的半径大。
2.电离能
（1）概念
气态电中性
失去一个电子转化为气态基态正离子所
需要的最低能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol
保证“能量最低” 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第 二电离能，符号Ｉ2，依次类推。
观察下图，总结第一电离能的变化规律：
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么 规律？（同周期、同主族）
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
（2）变化规律
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… ②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
（4）电离能的意义
① 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离 能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性 越强。 ②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
（5）第一电离能与原子核外电子排布的关系
①第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。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)、半满(p3、d5、f7) 和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。 例如P的第一电离能比硫的大,Mg的第一电离能比Al的大。
②第三周期元素第一电离能的大小关系为 I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化 的结果。
（6）逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离 能，依次类推。
（2）元素第一电离能的变化规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气 体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到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。 ③同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一 电离能要大，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大， 这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半 满，全空和半满状态相对稳定，电离能较高。
第二节 原子结构与元素的性质 第二课时 元素周期律1
二、元素周期律
元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化叫元素周期律 元素周期律的本质是: 随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。
元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电 离能和电负性的周期性变化。
1.原子半径
元素周期表中的同周期主族元 素从左到右，原子半径的变化趋 势如何？应如何理解这种趋势？ 周期表中的同主族元素从上到下， 原子半径的变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。 例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) ；r(O2-)＜r(S2-)＜r(Se2-)＜r(Te2-)
(1)影响因素 (2)递变规律
(3)比较原子半径大小的方法
(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有 气体元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)
（7）电离能的应用
①推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1«I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层) 上，且最外层上只有一个电子
②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1) 价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
③判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。
思考与讨论
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 提示:从上到下，第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性越强。
2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何 关系？数据的突跃变化说明了什么？