《元素周期律》

nullnull新课标人教版课件系列新课标人教版课件系列《高中化学》 选修31.2.2《元素周期律》1.2.2《元素周期律》教学目标 教学目标 一、知识与能力 1.掌握原子半径的变化规律；2.能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质；3.认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系 ；４.能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质５.能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”，列举实例予以说明 二、教学重点： 1.元素的原子半径、元素的第一电离能的周期性变化 2.元素的电离能与元素得失电子能力的关系 三、教学难点： 元素的电离能与元素得失电子能力的关系 四、教学方法 复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法二、元素周期律二、元素周期律 包括 ：定义：元素的性质随核电核数递增发生周期性的递变 元素化合价 、金属性和非金属性、原子半径、电离能和电负性等的周期性的变化1. 原子半径的周期性变化1. 原子半径的周期性变化null原子半径的大小取决于______、 ______ 两个因素；电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原子半径_____ ；核电荷数越大，核对电子的引力越大，将使原子半径_____。能层数核电荷数增大缩小null思维拓展：微粒半径的比较方法⑴首先看微粒的电子层数，电子层越多则微粒半径越大； ⑵电子层数相同时再看微粒的核电荷数，核电荷数越大则微粒的半径越小； ⑶电子层数和核电荷数都相同，则看最外层电子数。最外层电子数多，半径大。反之，半径小。null下列微粒中，半径大小的次序正确的是 A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2- B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl- C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2- D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+C2. 元素电离能及其周期性变化2. 元素电离能及其周期性变化第一电离能:P18 M（g） - e－ →M+（g）意义：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，原子越容易失去一个电子．null 元素的第一电离能大致有何周期性？同一周期：由左至右大致增大同一主族：由上至下大致减小null学与问1. 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 第一电离能越小，越容易失去电子，金属的活泼性越强。因此，碱金属的第一电离能越小，金属的活泼性越强。null2．钠、镁、铝逐级失去电子的电离能为什么越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？学与问阳离子所带正电荷数增大再失去1个电子需克服的电性引力 越来越大消耗的能量越来越大3. 元素电负性及其周期性变化3. 元素电负性及其周期性变化一般情况下，活泼非金属元素与活泼金属元素以离子键结合形成离子化合物，非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。 成键原子之间是形成离子键还是形成共价键，主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。null为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为确定其它与元素的电负性。null电负性递变规律null同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）电负性的规律电负性的应用电负性的应用1．判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素）null2．估计化学键的类型 在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可认为是离子键，小于1.7时为共价键。科学探究科学探究如何利用电负性理论，结合我们所学的元素化合物知识，理解这三对元素的”对角线”规则？null1. 查阅下列化合物中的元素的电负性数值 的差值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物？ NaF HCl NO MgO KCl CH4 2. 根据电负性知识，请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 CH4 NaH NF3 HClO ICl HBr练 习null