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
3s23p3
3s2
价层电子排布：
2
13 15 16
ⅡA ⅢA ⅤA ⅥA ⅡA全充满、ⅤA半充满结构
ns2
ns2np
1
ns2np3 ns2np4
全空、半满、全满
状态更稳定，所需能量高
②最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外) ③非金属：最高正价＋|最低负价|＝8(H、O、F除外)
金属无负价；H最高价为＋1最低价为－1； O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。
主族元素的最高价氧化物对应的水化物(高氧水)和部分氢化物的通式：
1A 11A 111A
ⅣA
高氧水 XOH X(OH)2 X(OH)3 H2XO3/H4XO4
的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。
角度二 能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的
电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于
O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子 互相排斥,因而第一电离能较低。
高中化学
6.元素逐级电离能变化规律:
②同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。 因此：当相邻逐级电离能突然变大时（突跃现象）， 说明失去的电子所在电子能层发生了变化。
7.电离能的应用
电离能
Na
Mg
kJ·mol
第一电离能 496
738
Al 578
I/kJ·mol-1 12000 10000 8000
元素的逐级电离能
I4 I3 I2
钠、镁、铝的 常见化合价分别是 ＋1、＋2、＋3
规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断原子核外电子排布
Na元素的逐级电离能数据： （单位：kJ/mol）
I1 I2 I3 I4 I5
I6
I7
I8
I9
I10
I11
496 4562 6910 9543 13354 16613 20117 25496 28932 141362 159076
I1<<I2<I3……<I9<<I10<I11
电离能发生突变，说明跨能层了
对点训练
1.判断X、Y、Z化合价
I1
X
500
Y
580
Z
420
I2 1 020 1 800 3 100
I3 6 900 2 700 4 400
I4 9 500 11 600 5 900
2.某元素的全部电离能如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
I8
13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1
此元素原子的核外有__8__个电子。最外层电子排布式为 2S22p4 。核外电子排布图为 ______ ，此元素的周期位置为第__二___ 周期_Ⅵ__A__族。
电离能的应用小结
①判断元素金属性的强弱
解释：原子失去电子后形成阳离子， 所带正电荷对电子的吸引力更强， 所以原子的逐级电离能越来越大。 随着电子的逐个失去，阳离子核外 电子逐渐达到稀有气体的稳定结构， 再要失去电子需克服的电性引力消 耗能量更大（突跃变化）
元素的逐级电离能数据
①同种元素的原子的逐级电离能越来越大。同种元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4...
学习目标
1.2.2 元素周期律 原子半径、电离能、电负性
1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性的递变
规律，能利用其递变规律比较相对大小。
2.通过原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结
构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和
特殊性。
教材内容：P22-27
第二电离能 4562 1451
1817
6000
第三电离能 6912 7733
2745
4000
第四电离能 第五电离能
9543 13353
10540 13630
11575
2000
14830
0
Na
Mg
Al
第六电离能 第七电离能
16610 20114
17995 21703
18376 23293
①判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
共价化合物
HF、 BeF2 为共价化合物
CaO 2.1 离子
H2O 1.4
共价
Cl
Cl
Cl
Al
Al
Cl
Cl
Cl
4.电负性的应用：
3)判断化学键的极性强弱
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键， 且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。 如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I 电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;
2
3
5
6
第二周期中，第一电离
能介于B和N之间的有几
个元素？分别是哪几个？
Be、C、O共三个
原子序数
电离能大小反常原因
教材：P24 资料卡片
角度一 从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、
Mg的2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,所以第一电离能
是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满
1.r(Na+) ＞ r(Mg2+) ＞ r(Al3+) 序小径大 2.r(Li+) ＜ r(Na+) ＜ r(K+) 层多径大 3.r(H-) ＞ r(Li+) ＞ r(Be2+) 序小径大 4.r(S2-)＞ r(Cl-) ＞ r(K+)＞ r(Ca2+) 序小径大 5.r(Fe) ＞ r(Fe2+) ＞ r(Fe3+) 价低径大 6.r(Al3+) ＜ r(O2-) ＜ r(S2-)
符 号 ：I1
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做第二 电离能，第三电离能和第四、第五电离能依 此类推。由于原子失去电子形成离子后，若 再失去电子会更加 困难 ，因此同一原子的各 级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……
2.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 。
相同
电子层相同 序小径大 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋) 价低径大 ①Fe3＋<Fe2＋<Fe
②Cl<Cl－
注意：1.碱金属半径大于其下一周期的卤族元素 例：rLi＞rCl 2.电子层结构相同的微粒，周期表的位置: 上阴下阳
Na+ Mg2+ Al3+
O2- F-
对点训练
试比较下列粒子的半径：
易失去电子，电离能越大。
4.元素第一电离能普遍变化规律
同一族，从下到上(半径越小)第一电离能逐渐 增大 。 同周期，从左到右(半径越小)第一电离能有逐渐_增__大__ ， 但个别有反常现象，原因：原子的核外电子排布
右大
上大
元素的第一电离能呈现周期性的递变 右上大
5.元素第一电离能反常规律: 左大：即BeNMgP大于右(普遍趋势：右上大)
氢化物
XH4
ⅤA HXO3/H3XO4
XH3
ⅥA H2XO4
H2X
ⅦA HXO4
HX
2.元素金属性和非金属性的周期性变化 左下金;右上非
非金属性增强 ①位置（右上）
②(高氧水)酸性
右上非 （高氧水酸性越强，非金属性越强）
F ③单质活泼性越活泼，非金属性越强 a.置换反应 b.与(H2)反应难易程度 ④简单氢化物稳定性
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
易错提醒：能否通过比较同周期元素第一电离能的大小判断元素金属性强弱? 不能。可能出现反常。 第一电离能与元素的金属性有本质的区别。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价。
③通过逐级电离能数据判断核外电子的分层排布情况
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，
当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常 的 大，
高如中I化1(学N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
序小径大 层多径大
一、电离能
一、电离能
1.概念：
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。
第一电离能
逐级电离能
__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
差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。
4.电负性的应用：
4)判断共价化合物中元素化合价的正负
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强， 元素的化合价为负值。
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱， 元素的化合价为正值；
新课引入
科学史话：稀有气体及其化合物的发现 教材P26
知识回顾 问题：元素的性质包含哪些？
元素化合价、金属性和非金属性、原子半径、电离能、电负性
1.元素主要化合价的周期性变化 取决于原子最外层电子数的周期性变化
第一周期 第二周期 第三周期
①同周期从左到右： 最高正价＋1→＋最低负价-4 → -1 → 0；
（稳定性越强，非金属性越强）
⑤对应阴离子还原性(反比)
左下金
（非金属性越强，单质氧化性越强，
金属性增强
①位置（左下）
Fr
对应阴离子还原性越弱）
②(高氧水)碱性（高氧水碱性越强，金属性越强）
③单质活泼性越活泼，金属性越强
a.置换反应 b.与H2O、H+反应难易程度 c.金属活动性表 ④对应阳离子氧化性(反比)
3.电负性的递变规律： 右上大
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) 。
2、同族元素从下到上，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)。
电负性最大的元素: 电负性的周期性变化
F
电负性最小的元素： Cs (不考虑稀有气体及放射性元素)
3、金属元素的电负性较小， 非金属元素的电负性较大。
4、对副族而言,同族元素的电负性也大体 呈现同主族元素的变化趋势。
4.电负性的应用：
电负性递变规律：
1)判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。 ①金属元素的电负性一般小于1.8。 ②非金属元素的电负性一般大于1.8。 ③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。 特例，如氢元素电负性为2.2，但其为非金属
二、电负性
1.概念 H+
.元..F....素的原子H在.分..F..子.. 中H吸引键F 合电子能力的相对大小。
键合电子:原子中用于形成化学键的电子
鲍林 （美国，1901-1994）
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。
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。
3.影响因素：同族：原子半径 原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。
同周期：核电荷数 电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不