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第一章 第一節 原子結構
1.2.2 元素周期律
知識回顧：
元素周期律：
元素性質隨著原子序數的遞增呈周期性變化的規律
元素周期律實質：
元素原子的核外電子排布周期性的變化是元素性質的周期性變化的必然結果
元素周期律具體表現：
①元素主要化合價的周期性變化
②元素金屬性、非金屬性的周期性變化……
元素周期律內涵豐富多樣，除了以上幾點，還有……
【思考與交流】 課本P23
1、元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何
如何解釋這種趨勢
原子半徑增大
原子半徑減小
同一周期，
從左往右原子半徑由大到小呈現周期性變化。
同一主族，
從上往下原子半徑由小到大遞變。
【思考與交流】 課本P23
1、元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何
如何解釋這種趨勢
原子半徑增大
原子半徑減小
電子層數的影響占主導。電子的能層越多，電子之間的排除作用越大，將使原子的半徑增大。
核電荷數的影響占主導。核電荷數越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。
取決于
能層數越多
能層數相同
核電荷數越大
導致
越小
1、影響因素：
原子半徑
電子能層數
核電荷數
導致
越大
電子之間的排斥力也就越大
核對電子的引力也就越大
原子半徑____
原子半徑____
這兩個因素綜合的結果使原子半徑呈周期性的遞變
一、原子半徑
課堂練習：正誤判斷
(1)能層數少的元素原子半徑一定小于能層數多的元素的原子半徑( )
(2)核外能層結構相同的單核粒子，半徑相同( )
(3)質子數相同的不同單核粒子，電子數越多，半徑越大( )
(4)各元素的原子半徑總比離子半徑大( )
(5)同周期元素從左到右，原子半徑、離子半徑均逐漸減小( )
×
×
√
×
×
課堂練習： 四種元素的基態原子的電子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4　 ②1s22s22p63s23p3　 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5，則四種原子的半徑按由大到小的順序排列正確的是(　　)。
A.①>②>③>④ B.②>①>③>④
C.②>①>④>③ D.①>②>④>③
B
小結：比較方法——三看：
①“一層”，電子層數越多，半徑越大
②“二核”, 電子層數相同，核電荷數越大，半徑越小
③“三電子”，電子層數和核電荷數都相等時，電子數越多，半徑越大
如：Li Na K Rb Cs
< < < <
如：O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
> > > >
如：Fe3+ Fe2+
<
課堂練習：已知短周期元素的離子aA2＋、 bB＋、cC3－、dD－都具有相同的電子層結構，則下列敘述正確的是(　　)
A．原子半徑：A>B>D>C
B．原子序數：D>C>B>A
C．離子半徑：C3－>D－>B＋>A2＋
D．單質的還原性：A>B>D>C
C
閱讀課本第23頁內容，了解電離能的概念和含義，分析電離能描述的是元素的哪種性質？并分析第一電離能的數值和性質的關系？
電離能
二、電離能
1、概念：
氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。 符號：I1 單位：kJ·mol-1
“能量最低”的保證條件
M(g)=M+(g)+e- I1(第一電離能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二電離能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三電離能)
原子的+1價氣態基態離子再失去1個電子所需要的最低能量
第二電離能:
第三電離能:
……
通常情況下，第一電離能< 第二電離能< 第三電離能……
電離能kJ·mol Na Mg Al
第一電離能 496 738 578
第二電離能 4562 1451 1817
第三電離能 6912 7733 2745
第四電離能 9543 10540 11575
第五電離能 13353 13630 14830
第六電離能 16610 17995 18376
第七電離能 20114 21703 23293
解釋：隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多，所以原子的逐級電離能越來越大。
思考：為什么原子的逐級電離能越來越大？
這些數據跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯系？
電離能kJ·mol Na Mg Al
第一電離能 496 738 578
第二電離能 4562 1451 1817
第三電離能 6912 7733 2745
第四電離能 9543 10540 11575
第五電離能 13353 13630 14830
第六電離能 16610 17995 18376
第七電離能 20114 21703 23293
同一能層的電子的電離能相差較小；不同能層的電子電離能相差較大。
化合價數＝電離能突變前電離能組數
思考：為什么原子的逐級電離能越來越大？
這些數據跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯系？
課堂練習：根據下列五種元素的電離能數據(單位：kJ·mol－1)，判斷下列說法不正確的是( )
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能與U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s區
D.原子的價電子排布式
為ns2np1的可能是T元素
元素代號 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
B
（1）同周期
從左到右總體呈現增大趨勢
（2）同主族
從上到下總體呈現減小趨勢
思考：觀察課本P23圖1-22 元素的第一電離能的周期性，總結同周期、同主族元素第一電離能變化有何規律？
(1)同周期原子半徑減小，核對最外層電子的吸引力增大，越不易失去電子，第一電離能越大。
(2)同主族原子半徑增大，核對最外層電子的吸引力減小，越易失電子，第一電離能越小。
問題1：從原子結構角度解釋為何呈現這樣的規律？
電離能的大小可以表示氣態原子失去電子的難易程度
思考：觀察課本P23圖1-22 元素的第一電離能的周期性，總結同周期、同主族元素第一電離能變化有何規律？
（3）特例（短周期）：
第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
對于 N>O、P>S的解釋：
價層電子排布： “全空、半滿、全滿狀態更穩定，所需能量高。
問題2：從原子結構角度解釋電離能為何呈現這樣反常現象？
電離能大小：
第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
主族
元素 Be、Mg B、Al N、P O 、S
價層電 子排布
ⅤA
ⅥA
ⅡA
ⅢA
ns2np4
ns2np1
ns2
ns2np3
對于 Be>B 、Mg>Al 的解釋：失電子的能級能量：3s2 < 3p1
角度一　從洪特規則特例方面:電離能大小反常的是B與Al、O與S。Be、Mg的2s、3s能級分別有2個電子,為全充滿的穩定結構,所以第一電離能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能級分別有3個電子,為半充滿的較穩定結構,所以第一電離能是N比O大,P比S大。
角度二　能量的高低及電子之間的排斥方面:B與Al的第一電離能失去的電子是np能級的電子,該能級的能量比左邊的位于ns能級的能量高;對于O與S這兩個鋸齒狀變化,是由于O與S失去的是已經配對的電子,配對電子互相排斥,因而第一電離能較低。
(3)電離能大小反常原因
隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多，所以原子的逐級電離能越來越大。
原子的逐級電離能越來越大的原因：
電離能跟鈉、鎂、鋁的化合價的關系：
鈉的第一電離能比第二電離能小很多，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以鈉容易失去一個電子形成+1價鈉離子；
鎂的第一電離能和第二電離能相差不多，但第二電離能比第三電離能小很多，說明鎂容易失去兩個電子形成+2價鎂離子；
鋁的第一電離能、第二電離能、第三電離能相差不多，但第三電離能比第四電離能小很多，說明鋁容易失去三個電子形成+3價鋁離子。
化合價數＝電離能突變前電離能組數
2、電離能的應用：
①判斷元素金屬性的強弱
規律：若某元素的In+1 In，則該元素的常見化合價為+n價。
②判斷元素的化合價（I1、I2……表示各級電離能）
多電子原子元素的電離能出現突變時，電子層數就有可能發生變化。
③判斷核外電子的分層排布情況
一般地，I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強。
同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當能量相同的原子軌道在全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
④ 反映元素原子的核外電子排布特點
課堂練習：正誤判斷
(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強( )
(2)第三周期所含元素中鈉的第一電離能最小( )
(3)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大( )
(5)在所有元素中，氟的第一電離能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大( )
(7)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能( )
×
√
×
×
×
√
鮑林在研究化學鍵鍵能的過程中發現，對于同核雙原子分子，化學鍵的鍵能會隨著原子序數的變化而發生變化，為了半定量或定性描述各種化學鍵的鍵能以及其變化趨勢，1932年首先提出用以描述原子核對電子吸引能力的電負性概念，并提出了定量衡量原子電負性的計算公式。
鮑林研究電負性的手稿
萊納斯·卡爾·鮑林
(Linus Carl Pauling)
鍵合電子
元素相互化合，可理解為原子之間產生化學作用力，形象地叫做化學鍵，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子
H
F
鍵合電子
三、電負性
電負性是用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小
（1）概念：
電負性是相對值，沒單位
（2）電負性的意義：
電負性越大的原子，在化合物中對鍵合電子的吸引力越大。
表示該元素越容易接受電子，越不容易失去電子，
形成陰離子的傾向越大，元素的非金屬性越強。
三、電負性
（3）電負性大小的標準：
為了比較元素的原子吸引電子能力的大小，美國化學家鮑林于1932年首先提出了用電負性來衡量元素在化合物中吸引電子的能力。經計算確定F的電負性為4.0，Li的為1.0，并以此為標準確定其它與元素的電負性。
鮑林L.Pauling
電負性的周期性變化
電負性隨原子序數的遞增呈現周期性變化
電負性的周期性變化
在圖中找出電負性最大和最小的元素(不考慮稀有氣體和放射性元素);
總結出元素電負性隨原子序數遞增有什么變化規律？
一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸變大；
同族元素從上到下，
元素的電負性逐漸變小。
金屬元素的電負性較小，
非金屬元素的電負性較大。
（4）電負性的變化規律：
(4)電負性的應用
①判斷元素金屬性、非金屬性的強弱
電負性越大，非金屬元素越活潑；
電負性越小，金屬元素越活潑
電負性＜1.8
電負性≈1.8
電負性＞1.8
為金屬
為“類金屬”
為非金屬
②判斷化合物中元素化合價的正負
電負性小的元素在化合物中吸引電子能力弱，
元素的化合價為正值；
電負性大的元素在化合物中吸引電子能力較強，元素的化合價為負值。
HClO
BrCl
H—O—Cl
-2
+1
Br—Cl
+1
-1
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
顯正價
顯負價
-1
H
H
C
H
H
甲烷
CH4
-4
顯負價
顯正價
+1
(5)電負性的應用
課堂練習：請查閱下列化合物中元素的電負性值，指出元素的化合價
+3
+1
+3
+1
+3
PCl3
ClO2
NF3
NaAlH4
NaBH4
+4
-2
-1
+3
-1
-1
-1
課堂練習:下列四種元素的基態原子的電子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5，則下列有關的比較中正確的是( )
A.第一電離能：④＞③＞②＞①
B.原子半徑：④＞③＞②＞①
C.電負性：④＞②＞①＞③
D.最高正化合價：④＞③＝②＞①
A
③判斷化學鍵的類型：
但也有特例(如NaH)
3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3為共價化合物
AlCl3
但也有特例(如HF)
若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性之差越大，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越強。
④判斷化學鍵的極性強弱：
如，極性：H—F > H—Cl > H—Br > H—I
課堂練習:一般認為：如果兩個成鍵元素的電負性相差大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性相差小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數值，
判斷：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
共價化合物（ ）
離子化合物（ ）
②③⑤⑥
①④
元素 Na Li Mg Be Al Si B P C S N CI O F
電負性 0.9 1.0 1.2 1.5 1.5 1.8 2.0 2.1 2.5 2.5 3.0 3.0 3.5 4.0
【探究】下列左圖是根據數據制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制作ⅠA、ⅦA元素的電負性變化圖。
上述元素的第一電離能的變化趨勢與電負性的變化趨勢有什么不同？為什么？
電負性：是指不同元素的原子對鍵合電子的吸引能力，鮑林利用實驗數據進行了理論計算，得出了各元素的電負性（不包括稀有氣體），所以電負性的大小與原子結構無關。
電離能：是指氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量，所以電離能的大小與原子結構的關系明顯。
上述元素的第一電離能的變化趨勢與電負性的變化趨勢有什么不同？為什么？
課堂練習:正誤判斷
(1)元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小(　　)
(2)元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強(　　)
(3)同一周期電負性最大的元素為稀有氣體元素(　　)
(4)第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小，而第ⅦA元素的電負性從上到下逐漸增大(　　)
(5)NaH的存在能支持可將氫元素放在ⅦA的觀點(　　)
√
√
×
×
√
原子半徑漸大，第一電離能總體減小，電負性漸小
原子半徑漸大，
第一電離能、電負性減小
原子半徑漸小，第一電離能總體增大，電負性漸大
原子半徑漸小，第一電離能、電負性減大
注意：電離能包括稀有氣體，電負性不包括
課堂小結
課堂練習:A、B、D、E、G、M六種元素位于元素周期表前四周期,原子序數依次增大。其中，元素A的一種核素無中子，B的單質既可以由分子組成也可以形成空間網狀結構，化合物DE2為紅棕色氣體,G是前四周期中電負性最小的元素，M的原子核外電子數比G多10。
請回答下列問題:
(1)基態G原子的電子排布式是　　　　　　　　　　　　　　　　,M在元素周期表中的位置是　　　　　　　　　　　　。
(2)元素B、D、E的第一電離能由大到小的順序為　　　　　　　(用元素符號表示,下同),電負性由大到小的順序為　　　　　　　　　　。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
(2)根據金屬單質與水或者與酸(非氧化性酸如鹽酸、稀硫酸等)反應置換出氫氣的難易(或反應的劇烈)程度。置換出氫氣越容易，則金屬性就越強
元素金屬性強弱的判斷方法
(1)根據元素周期表進行判斷：
同一周期：從左到右，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性逐漸減弱。
同一主族：從上到下，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性逐漸增強。
(4)根據金屬活動性順序或置換反應中單質越活潑還原性越強，對應金屬陽離子的氧化性就越弱，金屬性越強。
(3)根據金屬元素最高價氧化物對應水化物堿性的強弱。堿性越強，則原金屬單質的金屬性就越強。
(5)第一電離能越小，金屬性越強；電負性越小，金屬性越強。
元素非金屬性強弱的判斷方法
(1)根據元素周期表進行判斷：
同一周期：從左到右，隨著原子序數的遞增，元素的非金屬性逐漸增強。
同一主族：從上到下，隨著原子序數的遞增，元素的非金屬性逐漸減弱。
(3)形成氣態氫化物的穩定性：氣態氫化物越穩定，元素的非金屬性越強。
(2)非金屬元素單質與H2化合的難易程度：化合越容易，非金屬性越強。
（4)最高價氧化物對應水化物的酸性強弱：酸性越強，對應非金屬元素的非金屬性就越強。
(5)一般情況下，非金屬單質的氧化性越強，則元素的非金屬性就越強；對應陰離子的還原性越強，則元素的非金屬性就越弱。如氧化性Cl2>Br2，則非金屬性：Cl>Br。
(6)根據與同一種金屬反應，生成化合物中金屬元素的化合價的高低進行判斷。例如：Cu＋Cl2 CuCl2 ，2Cu＋S Cu2S，即得非金屬性：Cl>S。
(7)第一電離能越大，非金屬性越強；電負性越大，非金屬性越強。

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