高中化学苏教版 (2019)选择性必修2第二单元 元素性质的递变规优秀课件ppt

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1．从微观角度认识核外电子排布的周期性变化是元素的原子半径、第一电离能周期性变化的根本原因，建立“位—构—性”的本质关联。2．建立比较元素原子半径大小及第一电离能大小的认知模型，能够利用认知模型比较原子半径及第一电离能的大小，培养证据推理与模型认知核心素养。
一、元素第一电离能的周期性变化
某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量
M(g)-e- → M+(g)
第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子
第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子
第一电离能（kJ·ml-1）
思考：随原子序数递增，同周期或者同族元素的第一电离能有什么规律？
原因：一般来说，同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。
规律1：同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
原因：同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。
规律2：同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
规律3：同一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。
思考：镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大，为什么？
写出镁、铝、磷、硫的外围电子排布式
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。
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)。
规律4：第一电离能：第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素， 第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素
第ⅡA族元素的s轨道全满，最外层p轨道全空
第ⅤA族元素的最外层p轨道半满
M+(g)-e-→M2+(g)
第一电离能 I1
+1价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量
第二电离能 I2
M2+(g)-e-→M3+(g)
第三电离能 I3
+2价气态离子失去1个电子，形成+3价气态离子所需要的最低能量
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
钠、镁元素的第一、二、三电离能
确定元素原子的核外电子排布
如：Li的逐级电离能I1≪I2Li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。
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)。
如K：I1≪I2＜I3，表明：
K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。
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。
例1 (1)Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离能____，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的元素有___种。
(2)根据下表所列元素的各级电离能I/(kJ·ml－1)的数据，下列判断中错误的是____(填字母)。A．元素X的常见化合价为＋1B．元素Y可能为ⅢA族元素C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XClD．元素Y在化学性质上与锡相似
二、元素电负性的周期性变化
衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准
电负性是相对值，没单位。
思考：随原子序数递增，元素的电负性同周期或者同族有什么规律？
规律1：同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)
规律2：同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
电负性最大的是氟，最小的是铯。
判断元素的金属性与非金属性的强弱
电负性 ＞ 1.8 非金属元素电负性 ＜ 1.8 金属元素电负性 ≈ 1.8 类金属元素
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。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。
类金属(如锗、锑等)既表现出金属性又表现出非金属性。
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。
但也有特例（如NaH）
判断共价化合物中元素的化合价的正负
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。
“对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素的性质相类似。
在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。
锂和镁的相似性：① 在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则生成过氧化物、超氧化物；② 能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应；③ 氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。
“对角线”规则的表现，举例如下：
铍和铝的相似性：① 单质在冷的浓硝酸中钝化；② 氧化物、氢氧化物都有两性；③ 氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。
硼和硅的相似性：① 硼和硅的密度分别为2.35 g·cm-3 和2.336 g·cm-3，两者相近；② 硼和硅的氢化物在常温下都是气体，都能直接被水氧化；③ 最高价氧化物的水化物都是酸等。
例2 下列关于电负性的叙述中，不正确的是(　　)A．电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引能力的大小B．电负性是以氟4.0作为标准的相对值C．主族元素的电负性越大，元素的金属性越强D．元素的电负性越大，元素的非金属性越强
三、元素推断与元素周期律的综合应用
一、元素周期表中的隐含规律
1．原子序数差规律(1)同周期第ⅡA族与第ⅢA 族元素的原子序数之差有以下三种情况：第2、3周期(短周期)相差1；第4、5周期相差11；第6、7周期相差25。
(2)同主族相邻元素的原子序数：第 ⅠA、ⅡA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期元素的原子序数＋上一周期元素的数目；第ⅢA～ⅦA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期元素的原子序数＋下一周期元素的数目。
如Na与K的原子序数相差8(第3周期含有8种元素)，Cl与Br的原子序数相差18(第4周期含有18 种元素)。
2．同周期、同主族元素的原子结构与性质递变规律
3. 奇偶规律元素周期表中，原子序数是奇数的主族元素，位于奇数族，主要化合价是奇数；原子序数是偶数的主族元素，位于偶数族，主要化合价是偶数。
奇序奇族奇价，偶序偶族偶价
二、元素“位—构—性”之间的关系
在具体解题过程中，需从以下三个方面入手：1．结构与位置互推
元素第一电离能的周期性变化
元素推断与元素周期律的综合应用
第一电离能逐级电离能电离能的应用
元素周期表中的隐含规律元素“位—构—性”之间的关系
元素电负性的周期性变化
电负性电负性的应用对角线法则
1．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5，则下列有关比较正确的是(　　)A．第一电离能：④＞③＞②＞①B．原子半径：④＞③＞②＞①C．电负性：④＞②＞①＞③D．最高正化合价：④＞③＝②＞①
2．已知X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，下列说法错误的是(　　)A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能Y可能小于XC．最高价含氧酸的酸性：X＜YD．气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX