元素周期表律課件高二化學(xué)人教版選擇性必修2

第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)

第2課時(shí)元素周期律隨著原子序數(shù)的遞增核外電子排布呈周期性變化元素性質(zhì)呈周期性變化元素周期律最外層電子數(shù)1→8（K層電子數(shù)1→2）同周期元素原子半徑大→小化合價(jià)：+1→+7－4→－1決定了歸納出引起了元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化.元素的金屬性減弱；非金屬性增強(qiáng)本質(zhì)每一周期（第一周期除外）溫故知新主族元素化合價(jià)規(guī)律主族元素：

最高正價(jià)=主族序數(shù)=最外層電子數(shù)（O、F例外，氟無正價(jià)，氧無最高正價(jià)）b.非金屬元素：

最高正價(jià)+︱最低負(fù)價(jià)︱=8（H例外，金屬元素?zé)o負(fù)價(jià)）溫故知新半徑大小的主要影響因素：電子層數(shù)核電荷數(shù)一般，電子層數(shù)越多，核電荷數(shù)越少，原子半徑越大。微粒半徑大小的比較：同周期：從左到右，大→??；同主族：由上到下，小→大；電子層結(jié)構(gòu)相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越??；同一種元素的不同微粒，核外電子數(shù)越多，微粒半徑越大。

r(陰離子)＞r(原子）＞r(陽離子）r(Fe2+）＞r(Fe3+）溫故知新非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸增強(qiáng)AtPoTeSbAsGeSiAlB最強(qiáng)最強(qiáng)金屬性、非金屬性溫故知新1.與水或酸反應(yīng)置換氫氣的難易程度2.最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物（最高價(jià)氫氧化物）的堿性3.單質(zhì)間的置換反應(yīng)1.與氫氣化合的難易程度2.生成氫化物的穩(wěn)定性：3.最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物（最高價(jià)含氧酸）的酸性4.單質(zhì)間的置換反應(yīng)元素金屬性強(qiáng)弱判斷依據(jù)：元素非金屬性強(qiáng)弱判斷依據(jù)：復(fù)習(xí)回顧元素周期律電離能氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。用符號(hào)I1表示，單位：kJ/mol電離能越小

電離能越大氣態(tài)原子越易失電子氣態(tài)原子越難失電子1、概念:原子序數(shù)第一電離能（kJ·mol-1）①每個(gè)周期的第一種元素(氫或堿金屬)的第一電離能最小，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大；從左到右，總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)(ⅡA與ⅢA、ⅤA與ⅥA反常)。2、遞變規(guī)律：電離能

為什么B、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低，而使Li－Ne和Na－Ar的電離能曲線呈現(xiàn)鋸齒狀變化？HeNeArHLiNaBeBCNOFMgAlSiPSCl短周期元素的第一電離能2s22p32s22p42s22p12s23s23p13s23s23p43s23p3思考討論B和Al的第一電離能失去的電子是np能級(jí)的，能量比Be和Mg失去的ns能級(jí)電子的高。N和P的電子排布是半充滿的第一電離能（kJ·mol-1）原子序數(shù)②同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小,表明自上而下原子越來越易失去電子。思考討論下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級(jí)失去電子的電離能。為什么原子的逐級(jí)電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么聯(lián)系？若某元素的Ⅰn+1>＞

Ⅰn，則該元素的常見化合價(jià)為+n價(jià)3、電離能的應(yīng)用：判斷元素金屬性的強(qiáng)弱：

電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強(qiáng)；反之越弱。判斷元素的化合價(jià)：

如果某元素的Ⅰn+1>＞Ⅰn，則該元素的常見化合價(jià)為+n價(jià)。判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時(shí)，電子層數(shù)就有可能發(fā)生變化。元素周期律元素周期律電負(fù)性用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越小

電負(fù)性越大鍵合電子的吸引力越小，非金屬性越弱1、概念:鮑林電負(fù)性是相對(duì)值，沒單位鍵合電子的吸引力越大，非金屬性越強(qiáng)

Cl

·

·

··

H

····鍵合電子:用于形成化學(xué)鍵的電子元素周期律電負(fù)性2、相對(duì)標(biāo)準(zhǔn):F：4.0Li：3、遞變規(guī)律：電負(fù)性同周期同主族從左到右，電負(fù)性增大。從上到下，電負(fù)性減小。周期表中電負(fù)性最大元素是

,電負(fù)性最小元素是

。

CsF①判斷元素的金屬性和非金屬性:H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.9Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.5Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Ti1.8Pb1.9Bi1.9電負(fù)性＞1.8非金屬元素電負(fù)性＜1.8金屬元素電負(fù)性≈1.8類金屬元素：元素周期律②判斷化合物中元素價(jià)態(tài)：電負(fù)性大的為

價(jià)，小的為

價(jià)。負(fù)正H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.9Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.5Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Ti1.8Pb1.9Bi1.9HCHHHHSiHHHCH4SiH4-4+1+4-1元素周期律③判斷化學(xué)鍵類型：H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.9Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.5Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Ti1.8Pb1.9Bi1.9，通常形成離子鍵△x＜1.7，通常形成共價(jià)鍵如：AlCl3為共價(jià)鍵元素周期律④解釋對(duì)角線規(guī)則：電負(fù)性接近，說明它們對(duì)鍵合電子的吸引力相當(dāng)，元素表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1