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
高中化学选择性必修二 第1章第2节 原子结构与元素的性质 讲义
第二节 原子结构与元素的性质
一、元素周期律、元素周期系和元素周期表
1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。
2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。
3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。
【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
二、构造原理与元素周期表
1．核外电子排布与周期的划分
(1)电子排布与周期划分的本质联系
根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
周期 外围电子排布
各周期增加的能级 元素种数
ⅠA族 0族 最外层最多
容纳电子数
一 1s1 1s2 2 1s 2
二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8
三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18
五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18
六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32
七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32
(2)规律：
①周期序数＝电子层数。
②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。
2．核外电子排布与族的划分
(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。
(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。
(3)规律
①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在ns或ns、np轨道上(见下表)。价层电子数 = 族序数。
族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价电子
排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
高考化学 智能考点 元素周期律和元素周期表
冠夺市安全阳光实验学校智能考点十二 元素周期律和元素周期表
I.课标要求
1． 能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。
2． 能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3． 能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
Ⅱ.考纲要求
1． 掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
2． 了解物质的组成、结构和性质的关系。
3． 以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
4． 以I A和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
5． 了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
6． 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质
Ⅲ.教材精讲
一.元素周期律及其实质
1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化（见本考点“三、2．原子结构与元素性质的关系”）。
3．具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增
元素性质 同周期元素（左→右） 同主族元素（上→下）
⑴．最外层电子数 逐渐增多（1e—→8e—） 相同
⑵．原子半径 逐渐减小（稀有气体最大） 逐渐增大
⑶．主要化合价 最高正价：+1→+7；
最低负价 -4 → -1；
最低负价＝主族序数－8 最高正价相同；
最低负价相同（除F、O外）
最高正价＝主族序数
⑷．第一电离能 呈增大的趋势 呈减小趋势
⑸．电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小
⑹．得失电子能力 失能减；得能增。 失能增；得能减。
⑺．元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱；
人教版高二化学选修三物质结构与性质第一章 第二节 第3课时元素周期律(二)导学案
第3课时 元素周期律(二)
一、电负性
1．有关概念与意义
(1)键合电子：元素相互化合时，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，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作为相对标准。
2．递变规律
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3．应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价
①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。
②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。
(3)判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。
特别提醒
电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
例1 (2018·北京朝阳区期中)下列说法不正确的是( )
A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
高二化学物质结构与性质优质学案2：1.3.2元素的电负性及其变化规律
高中化学《物质结构与性质》
1 第2课时 元素的电负性及其变化规律
学习目标 1.掌握电负性的概念，知道元素性质与电负性的关系。2.能运用电负性说明元素的一些性质。
知识梳理
一、元素的电负性及其变化规律
1．概念
元素的原子在化合物中________________的标度称为电负性。
2．意义
电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力__________。
3．电负性的变化规律及应用
(1)变化规律
①同周期从左到右，元素的电负性________。
②同主族从上到下，元素的电负性________。
③金属元素的电负性________，非金属元素的电负性________。
(2)应用
①利用电负性可以判断一种元素是金属元素还是非金属元素。通常电负性小于2的为金属元素，大于2的为非金属元素。
②利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负。电负性大的元素易呈________，电负性小的元素易呈________。
③利用电负性差值可以判断化合物中化学键的类型。电负性差值大的元素原子之间形成__________，电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成__________。
二、元素的化合价
1．元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是____________排布有着密切的关系。
2．除第Ⅷ族的某些元素和0族元素外，元素的最高化合价等于它所在____________。
3．非金属元素的______________和它的最低____________的绝对值之和等于8(氢元素、氟元素、氧元素除外)。
4．稀有气体元素的化合价通常为0，过渡金属元素的____________较多，并且各级电离能相差不大，因此过渡元素具有多种价态。
三、元素周期律的实质
元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
1．同周期元素性质的递变性――→取决于元素原子________________的递增。 高中化学《物质结构与性质》
元素周期表中的电负性和键长
元素周期表中的电负性和键长
元素周期表是化学中最基本的工具之一，它将元素按照其原子序数和化学性质排列，展示了元素之间的关系和规律。其中，电负性和键长是元素周期表中两个重要的性质，它们对于理解化学反应和化学键的形成起着关键的作用。
一、电负性
电负性是描述原子或离子吸引和保持共价键电子的能力的一种物理量。由于原子核带正电荷，而电子带负电荷，因此原子核对电子的吸引力就是电负性。电负性的大小可以通过一种量化的指标来表示，即电负性值。
在元素周期表中，电负性值从左下角到右上角逐渐增加。这是因为原子核的正电荷数目随着原子序数的增加而增加，而电子的外层壳层数目相对不变。因此，原子核对外层电子的吸引力增强，电负性也随之增加。
电负性的大小决定了化学键的极性。当两个原子之间的电负性差异较大时，形成的化学键就是极性键。极性键中，电子更倾向于靠近电负性较大的原子，形成偏离共享电子较大的电子云。这种不均匀分布的电子云会导致形成部分正电荷和部分负电荷的极性分子。
例如，氯气（Cl2）中的两个氯原子具有相同的电负性，因此形成的是非极性键。而在氯化钠（NaCl）中，氯原子的电负性大于钠原子，形成的是极性键。这种极性键导致氯离子部分带负电荷，钠离子部分带正电荷，使得氯化钠成为一个离子化合物。
二、键长
键长是指共价键中两个原子之间的距离。在元素周期表中，键长也呈现出一定的规律。一般来说，原子半径较大的元素形成的键长较长，而原子半径较小的元素形成的键长较短。 这是因为原子半径较大的元素具有更多的电子层，电子云的半径也相应增大。当这样的元素形成共价键时，电子云之间的排斥力较小，原子核之间的吸引力相对较弱，因此键长较长。
相反，原子半径较小的元素具有较少的电子层，电子云的半径也相应减小。这样的元素形成共价键时，电子云之间的排斥力较大，原子核之间的吸引力相对较强，因此键长较短。
例如，氢气（H2）中的两个氢原子半径较小，因此形成的键长较短。而在溴气（Br2）中，溴原子半径较大，形成的键长较长。
高二化学原子结构与元素的性质
嘴哆市安排阳光实验学校高二化学原子结构与元素的性质人教实验版
【本讲教育信息】
一. 教学内容：
原子结构与元素的性质
1. 原子结构与元素周期表
2. 元素周期律
二. 重点、难点
1. 了解原子结构与元素周期表的关系。
2. 能说出元素的电离能、电负性的涵义。
3. 能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
三. 教学过程
（一）原子结构与元素周期表
1、周期的划分
（1）原子核外电子能层（电子层）数=周期序数。
（2）除第一周期外， 各周期均以填充 s 轨道的元素开始，，并以填充满p 轨道的元素告终（第一周期除外）。
（3）周期元素数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。
分析：元素周期表共有7个周期，每个周期包含的元素种类分别为2，8，8，18，18，32，32（?），每周期开头元素最外层电子排布通式为ns1，每周期结尾元素原子电子排布通式为ns2np6（第一周期除外）。根据能级组我们可以清楚为什么在周期表中各个周期所容纳的元素种类不同，因为在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只能容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素了，其他周期元素原子最外层有ns，np两个能级，所以最多可以排到8个电子。由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象地比喻成螺壳上的螺旋。
2、区的划分
（1）价电子：周期表上外围电子排布简称价电子层，价电子层能级上的电子在化学反应中发生变化，价电子与元素化合价有关，18个纵行的价电子数不同。
（2）按外围电子排布可把周期表里的元素划分成5个区s区、p区、d区、ds区、f区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
①s 区元素外围价电子构型（价电子层结构）为ns1～2， 价电子数等于族序数。s 区包括IA族和ⅡA族， 属于活泼金属， 为碱金属元素和碱土金属元素；
高中化学知识点规律大全——《卤素》
高中化学知识点规律大全——《卤素》
1. 原子结构：卤素原子的电子结构是ns²np⁵，其中n是能级的主量子数。卤素原子的外层电子结构不稳定，容易接受一个电子形成阴离子。
2.原子半径：卤素原子的原子半径随原子序数增加而增加，因为原子在周期表中向下移动增加了能级。卤素原子的原子半径也随电子云的扩展而增加。
3.电离能：卤素原子的电离能随原子序数增加而降低，因为原子核的正电荷随着电子壳层的增加而被更多的电子屏蔽。因此，越往下电离能越低，远离原子核的电子更容易被去除。
4.电负性：卤素原子的电负性随原子序数增加而增加。电负性是原子或离子吸引和保留电子的能力，原子的电负性随着电子壳层的增加而增加。
5.氧化态：卤素的氧化态在化合物中通常是-1、卤素原子倾向于接受一个电子以填满外层电子壳，并形成卤化物阴离子。然而，由于卤素原子的电负性增加，较高的氧化态也是可能的，如+1、+3、+5、+7等。
6.溶解度规律：卤素离子溶解在水中形成溴酸、碘酸等酸式盐。这些酸式盐的溶解度随着原子半径的增加而增加。卤素和构成阴离子的非金属溶解度较好，而卤素之间的溶解度较小。
7.晶体结构：卤素的晶体结构多样，包括离子晶体、分子晶体和金属晶体。离子晶体包括氯化物和溴化物，其中阳离子和阴离子通过电离键结合在一起。分子晶体包括碘化物和翩化物，它们的分子通过范得华力结合在一起。钅蛓是单质卤素，它的晶体结构是面心立方。 8.化学反应：卤素可以通过与金属、非金属和氢等元素的反应形成各种化合物。例如，氯和钠反应形成氯化钠；氯和氢反应形成氯化氢；氯和氧反应形成二氧化二氯等。
9.演化规律：随着原子序数的增加，卤素的性质和反应趋势也有所不同。例如，原子和离子半径随原子序数增加而增加，电离能和电负性则相反。通过学习卤素的性质和规律，我们可以更好地理解元素周期表中的趋势和变化。
10.应用领域：卤素广泛应用于化学、药物、医疗、消毒和材料等领域。氯作为消毒剂用于水处理和卫生洗涤；溴化合物用于阻燃剂和药物制剂；碘化合物用于酒精消毒剂和造影剂。此外，卤素还用于制作光敏材料和照明设备。
高中化学新人教版选择性必修二1.2.2元素周期律 同步学案
第 1 页 共 28 页
第2课时 元素周期律
必备知识·自主学习
一、原子半径
1．影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子半径减小。
2．原子半径的递变规律
(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小；
(2)同主族：从上到下，能层数越大，半径越大。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。( )
提示：√。电子层结构相同的阴、阳离子，随着核电荷数递增，离子半径减小。
(2)r(Si)>r(B)>r(C)。( )
提示：√。同周期元素，原子序数越大，原子半径越小；同主族元素，第 2 页 共 28 页 原子序数越大，原子半径越大。
(3)r(F－)
提示：√。同一主族的简单离子，电子层数越多，离子半径越大。
(4)r(Fe3＋)>r(Fe2＋)>r(Fe)。( )
提示：×。同一元素的原子，失电子越多，阳离子半径越小。
二、电离能
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。
(2)各级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气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。
2．第一电离能的变化规律
(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势。其中ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常。
(2)同族元素从上到下第一电离能减小。
(3)同种原子的逐级电离能越来越大(I1＜I2＜I3…)。
(1)为何同一元素的电离能逐渐增大？
提示：离子的电荷数越来越大，离子半径越来越小，失去这些电子需要的能量越来越高。 第 3 页 共 28 页 (2)为何Mg的第一电离能大于Al？
卤素的趋势
卤素的趋势
卤素的趋势可以通过考察它们在元素周期表中的位置来确定。
1. 原子半径：卤素的原子半径逐渐增加。例如，从氟到碘，原子半径逐渐增加，因为电子层数增加，同时核电荷也增加，使得外层电子与核电荷的屏蔽效应减小，导致原子半径增大。
2. 电离能：卤素的电离能逐渐降低。从氟到碘，电离能逐渐降低，因为电子层数增加，外层电子与核电荷的屏蔽效应增加，使得电子更容易被移除。
3. 电负性：卤素的电负性逐渐降低。从氟到碘，电负性逐渐降低，因为原子半径增加，电子吸引力减弱。
4. 氧化态：卤素的最高氧化态逐渐减小。从氟到碘，最高氧化态逐渐减小，因为原子半径增加，使得原子更难失去电子，并形成更高的氧化态。
总之，从氟到碘，卤素的原子半径增大，电离能和电负性降低，最高氧化态减小。
新教材高中化学第1章原子结构与元素性质第3节第2课时电离能与电负性课后练习含解析鲁科版选择性
第2课时 电离能与电负性
课后篇素养形成
必备知识基础练
1.下列是几种基态原子的电子排布式,第一电离能最大的原子是( )
A.1s22s22p6 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
答案A
解析1s22s22p6是Ne元素的电子排布式,1s22s22p63s23p3是P元素的电子排布式,1s22s22p63s23p2是Si元素的电子排布式,1s22s22p63s23p64s2是Ca元素的电子排布式,这几种元素中Ne元素最外电子层达8电子稳定结构,最难失去电子的是Ne元素,所以第一电离能最大的是Ne元素。
2.下列四种元素中,第一电离能由大到小顺序正确的是 (
)
①原子含有未成对电子最多的第2周期元素 ②原子核外电子排布为1s2的元素 ③元素周期表中电负性最强的元素 ④原子最外层电子排布为2s22p4的元素
A.②③①④ B.③①④②
C.①③④② D.②③④①
答案A
解析根据题意可知①为N元素、②为He元素、③为F元素、④为O元素。He为稀有气体元素,难以失去电子,第一电离能最大。同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子的最外层p能级为半充满结构,第一电离能大于相邻的O元素,则第一电离能由大到小的顺序为②③①④。
3.XY是由电负性相差最大的两种主族元素所形成的化合物(放射性元素除外),下列有关XY及其组成元素的说法不正确的是( )
A.X元素的第一电离能远大于其第二电离能
B.Y元素的单质中含有共价键
C.Y元素位于元素周期表的右上角 D.XY一定是离子化合物
答案A
解析由题意分析可知,XY为CsF。Cs原子最高能级上有1个电子,第一电离能较小,第二电离能远远大于第一电离能,故A错误;Y为F元素,其单质F2中含有共价键,故B正确;Y为F元素,F元素位于元素周期表中第2周期ⅦA族,在元素周期表右上角,故C正确;CsF是由活泼的金属元素和活泼的非金属元素形成的化合物,属于离子化合物,故D正确。