資源簡介

(共53張PPT)
第一章 原子結構與性質
第二節 原子結構與元素的性質
第2課時　原子半徑、電離能及電負性
1.能從原子結構的角度理解原子半徑、電離能、電負性的遞變規律。
2.知道原子核外電子排布呈現周期性變化是導致元素性質周期性變化的原因,建立“結構決定性質”的認知模型,并能利用該認知模型解釋元素性質的規律性和特殊性。
學習目標
根據已學知識回顧：元素周期律的內涵豐富多彩，在元素周期表中，原子核電荷數、電子層數、原子半徑、元素金屬性與非金屬性、原子得電子與失電子能力有什么周期性的變化規律呢？
復習回顧
最外層電子排布
知識回顧
元素周期律
元素的性質如核外電子排布、原子半徑、化合價、金屬性和非金屬性等隨核電荷數的遞增發生周期性遞變。
原子半徑
最高正價
/最低負價
元素金屬性與非金屬性
隨核電荷數的遞增
1→8(除H，He)
大→小
+1→+7
-4→-1→0
金屬性減弱，非金屬性增強
任務一：原子半徑
閱讀教材P22“原子半徑”，找出決定原子半徑大小的因素。
決定因素
電子的能層數
核電荷數
如何用這兩種因素解釋原子半徑的遞變規律？
能層越多，電子之間的排斥作用越大，使原子的半徑增大。
核電荷數越大，核對電子的吸引作用越大，使原子的半徑減小。
兩個因素綜合的結果使原子半徑呈現周期性的遞變。
思考與討論：
（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？
書23頁
減小
同周期主族元素電子的能層數相同，核電荷數越大，核對核外電子的吸引作用越大，使得原子半徑減小。
思考與討論：
（2）元素周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？
增
大
同主族元素從上到下，隨著能層數的增加，離核更遠的外層軌道填入電子，能層的影響大于核電荷數增加的影響。
原子半徑
微粒（原子或離子）半徑比較的方法和一般規律:
一看電子層數　　　
二看核電荷數
三看電子數
(1)電子層數不同時，電子層數越多，原子半徑越大。
H Li Na K Rb Cs
<
<
<
<
<
<
<
<
Li Be B C N O F
>
>
>
>
>
>
(2)電子層數相同時，核電荷數越大，原子半徑越小。（0族元素除外）
H->Li+ 、N3->O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ 、P3->S2->Cl->K+>Ca2+
(3)電子層數、核電荷數都相同時，電子數越多，原子半徑越大。
（序小徑大）
“ 三看”：
F- Cl- Br- I-
原子半徑
微粒（原子或離子）半徑比較的方法和一般規律:
一看電子層數　　　
二看核電荷數
三看電子數
“ 三看”：
(4)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。Cl－ Cl，Fe Fe2＋ Fe3＋
(5)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)
＞
＞
＞
＞
＞
若短周期元素的離子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的電子層結構。
(1)四種元素在周期表中的相對位置如何？
提示　短周期元素的離子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的電子層結構，則：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在周期表中C、D的下一周期。
(2)原子序數從大到小的順序是什么？
提示　a＞b＞d＞c。
(3)離子半徑由大到小的順序是什么？
提示　C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
深度思考
1.下列微粒半徑依次增大的是(　 　)
A.同一主族元素隨著原子序數的遞增
B.同一周期的元素隨著原子序數的遞增
C.Na+、Mg2+、Al3+、F-
D.P、S、S2-、Cl-
練一練
A
解析:依據比較微粒半徑大小的規律進行分析,同一主族,隨著原子序數的遞增,原子的電子層數依次增加,原子半徑依次增大,A項正確;一般來說,同一周期,隨著原子序數的遞增,原子半徑逐漸減小,B項錯誤;各微粒的電子層結構相同,核電荷數越大,半徑越小,故半徑F-最大,Al3+最小,C項錯誤;微粒半徑P>S,S2->Cl-,D項錯誤。
2. 下列各組微粒,半徑大小比較中錯誤的是(　 　)
A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+
C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F
C
練一練
解析:同主族元素自上而下原子半徑逐漸增大,故原子半徑K>Na>Li,故A項正確;核外電子排布相同的離子,核電荷數越大離子半徑越小,故離子半徑Na+>Mg2+>Al3+,故B項正確;核外電子排布相同的離子,核電荷數越大離子半徑越小,故離子半徑Mg2+F->F,故D項
正確。
知識回顧
堿金屬元素的化學性質的相似性
Li Na K Rb Cs
最外層上都只有1電子
化學性質相似
4Li + O2 = 2Li2O
△
4Na + O2 = 2Na2O
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
知識回顧
堿金屬元素的化學性質的遞變性
Li Na K Rb Cs
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
原子半徑/nm
能層增加
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
價電子排布
原子半徑增大
核對最外層電子的吸引力↓
失電子能力增強
金屬性增強
電離能
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。用符號I1表示，單位：kJ/mol
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)
第一電離能越小
第一電離能越大
氣態原子越易失電子
元素金屬性越強
氣態原子越難失電子
元素非金屬性越強
從＋1價氣態基態正離子中再失去一個電子形成＋2價氣態正離子所需要的能量叫做第二電離能，符號I2，依次類推。
同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1< I2< I3<…
4.第一電離能的周期性變化規律：
（1）同周期
→從左到右總體呈現增大趨勢
每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)的第一電離能最小，最后一種(稀有氣體)元素的第一電離能最大
理解：同周期從左到右原子半徑逐漸減小，核對最外層電子的吸引力逐漸增大，失電子能力減弱，I1呈增大趨勢。
4.第一電離能的周期性變化規律：
（1）同周期
→從左到右總體呈現增大趨勢
ⅡA
ⅢA
ⅤA
ⅥA
ns2np3
ns2np4
ns2np1
ns2
第一電離能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在異常
？
Be>B N>O
Mg>Al P>S
記住
ⅡA族、ⅤA族、0族
ns2
ns2np3
ns2np6
教材P24 資料卡片
2s22p3
3s23p3
3s2
2s2
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。
教材：P24 資料卡片
電離能大小反常原因
4.第一電離能的周期性變化規律：
（2）同主族
→從上到下總體呈現增大趨勢
理解：同主族從上到下原子半徑增大，核對最外層電子的吸引力減小，失電子能力增強，I1逐漸減小。
4.第一電離能的周期性變化規律：
（3）過渡元素
→變化不太規則，同周期過渡元素，從左到右略有增大趨勢
(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(　　)
(4)H的第一電離能大于C的第一電離能(　　)
(5)在所有元素中，氟元素的第一電離能最大(　　)
(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(　　)
×
×
√
×
×
√
正誤判斷
√
思考討論
(1)堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯系？
堿金屬電離能越小，能量越高，越活潑，越易失去電子。
(2)下表的數據從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能。
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？
（2）同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子，半徑變小，核電荷數未變而電子數變少，核對外層電子的吸引作用增強，使第二個電子比第一電子難失去，失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量，依此類推。
化合價數＝電離能突變前電離能組數。
由上表可知鈉、鎂、鋁的電離能從上往下突變(此時，能層可能發生變化)前分別有一組、二組、三組變化不是很大的電離能數據，所以，化合價分別是+1、+2、+3。
3、電離能的應用
判斷元素金屬性的強弱
電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。
判斷元素的化合價（I1、I2示各級電離能）
如果某元素的In+1>In，則該元素的常見化合價為+n價。
如鈉元素I2>I1，所以鈉元素的常見化合價為+1價。
3、電離能的應用
判斷核外電子的分層排布情況
多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就有可能發生變化。
反映元素原子的核外電子排布特點
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得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
1、下列說法中,錯誤的是(　 　)
A.第二電離能是氣態基態+1價陽離子失去一個電子所需要的最小能量
B.磷的第一電離能比硫的第一電離能大
C.在所有元素中,氟的第一電離能最大
D.某元素的第一電離能越小,表示在氣態時該元素的原子越容易失去電子
練一練
C
題點一　電離能的理解
2.下列說法中,錯誤的是(　 　)
A.第二電離能是氣態基態+1價陽離子失去一個電子所需要的最小能量
B.磷的第一電離能比硫的第一電離能大
C.在所有元素中,氟的第一電離能最大
D.某元素的第一電離能越小,表示在氣態時該元素的原子越容易失去電子
C
練一練
題點二　電離能的應用
3.(2022·湖南長沙聯考)下表列出了第三周期某一元素X的各級電離能數據(用I1、I2……表示):
元素 電離能I/(kJ·mol-1)
I1 I2 I3 I4 I5 ……
X 578 1 817 2 745 11 575 14 830 ……
下列有關元素X的說法中,錯誤的是(　 　)
A.元素X的最高正化合價為+3價
B.元素X位于元素周期表中第ⅢA族
C.元素X的第一電離能高于同周期左右相鄰元素的
D.元素X的氧化物具有兩性
練一練
C
4.(2021·山東濱州期中)下列狀態的鈣的微粒中,電離最外層一個電子所需能量最大的是(　 　)
A.[Ar]4s1 B.[Ar]4s2 C.[Ar]4s14p1 D.[Ar]4p1
A
練一練
解析:[Ar]4s1屬于基態的Ca+,由于Ca的第二電離能高于其第一電離能,故其再失去一個電子所需能量較高,[Ar]4s2屬于基態的Ca原子,其失去一個電子變為基態Ca+,[Ar]4s14p1屬于激發態Ca原子,其失去一個電子所需要的能量低于基態Ca原子,[Ar]4p1屬于激發態的Ca+,其失去一個電子所需要的能量低于基態的Ca+,綜上所述,電離最外層一個電子所需能量最大的是[Ar]4s1,A正確。
Cl
·
·
··
H
··
··
元素相互化合，相鄰的原子之間產生的強烈的化學作用力，形象地叫做化學鍵。其中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。
請同學們回顧化學鍵的定義？
請同學們寫出HCl的電子式？
鍵合電子
新課導入
知識點三
電負性
1、定義
由美國化學家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。
鮑林
電負性是相對值，沒單位
2、意義
電負性越大的原子，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，非金屬性越強。
以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性。
(稀有氣體不討論電負性)
3、電負性的變化規律：
2. 電負性的標準
(1)在圖中找出電負性最大和最小的元素;
(2)總結出元素電負性隨原子序數遞增有什么變化規律？
（1）同周期主族元素：
（2）同主族元素：
3、電負性的變化規律：
常見的幾種元素電負性需要牢牢記?。?br/>F=4.0、O=3.5、
N/Cl=3.0、C/S=2.5、H=2.1
電負性最大的元素:
電負性最小的元素：
(不考慮稀有氣體及放射性元素)
從左至右電負性逐漸變大
從上至下電負性逐漸變小
F
Cs
（3）金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。
（4）對副族而言,同族元素的電負性也大體呈現同主族元素的變化趨勢。
電負性遞變規律：
電負性越大，元素的非金屬性越強，電負性越小，元素的非金屬性越弱。
①電負性<1.8為金屬元素
②電負性>1.8為非金屬元素
③電負性≈1.8為“類金屬”，位于非金屬三角區邊界，既表現金屬性,又表現非金屬性。
特例，如氫元素電負性為2.2，但其為非金屬
4.電負性的應用：
（1）判斷元素金屬性和非金屬性的強弱
（2）對角線規則也可以通過元素的電負性進行解釋：
電負性接近，
說明它們對鍵合電子的吸引力相當，
元素表現出的性質相似
Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2
Be、Al的電負性分別為1.5、1.5
B、Si的電負性分別為2.0、 1.8
思考: AlCl3(BeCl3) CaO H2O
電負性的差:
化學鍵類型:
電負性相差很大(相差>1.7)
離子鍵
電負性相差不大(相差<1.7)
共價鍵
電負性遞變規律：
電負性 0.9 3.0
電負性差 2.1
離子化合物
電負性 2.1 3.0
電負性差 0.9
共價化合物
特例：NaH、 CaS 為離子化合物； HF、 BeF2 為共價化合物
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
共價 離子 共價
1.5
2.1
1.4
通常
通常
（2）判斷化學鍵的類型
4.電負性的應用：
（3）判斷化學鍵的類型
4.電負性的應用：
上述規則不能絕對化
特別提醒
如：NaH
再如：HF
4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF為共價化合物
2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH為離子化合物
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，鍵的極性越強。
如極性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。 當電負性差值為零時通常形成非極性共價鍵;差值不為零時,形成極性共價鍵;而且差值越小,形成的共價鍵極性越弱。
（4）判斷化學鍵的極性強弱
4.電負性的應用：
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。
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；
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
問題：溴與氯能以 鍵結合形成BrCl，BrCl中Br的化合價為 ，
寫出BrCl與水發生反應的化學方程式 。
【解析】Br和Cl的電負性差別不大，所以BrCl分子中化學鍵為共價鍵，
由于電負性Br的小于Cl的，所以Br為＋1價，BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO
（5）判斷共價化合物中元素化合價的正負
【練習】請查閱下列化合物中元素的電負性值，
+3
+1
+3
+1
+3
PCl3
NCl3
ClO2
S O Cl2
+4
-2
-1
NF3
NaAlH4
NaBH4
+4
-2
-1
-3
+1
NCl3+ H2O =NH3 +HClO
-3
+1
指出元素的化合價
+3
-1
-1
-1
利用圖1-23的數據制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的電負性變化圖。
探究
P26
并找出其變化趨勢。
同周期主族元素：
同主族元素：
從左至右電負性逐漸變大
從上至下電負性逐漸變小
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
小結：
稀有氣體及其化合物的發現
1868年，天文學家洛克耶（ J . N . Lockyer ,1836-1920）和森（ P . C . Janssen ,1824-1907）在太陽光譜中發現了一種新元素，定名為氦（ Helium )。20多年后，英國化學家拉姆齊（ W 、 Ramsay ,1852-1916）在研究釔鈾礦時發現了一種神秘的氣體。他研究了這種氣體的光譜，疑為氦，求助于光譜學家克魯克斯，證實這種氣體就是氦。這樣氦在地球上也被發現了。
1892年，英國物理學家瑞利（ L . Rayleigh ,1842-1919）在《自然》雜志上發表了一篇文章，說他在測定氮氣的密度時，發現用氨氣分解得到的氮氣的密度為1.2508 g/L ，比從空氣中分離出來的氮氣的密度1.2572 g/L 小了一丁點兒！他沒有放過這一丁點兒的差別，認為定有緣故，卻又找不到答案。英國化學家拉姆齊讀了這篇文章，提出一種假設：從氨氣分解得到的氮氣是純凈的，而空氣里可能含有一種比氮氣的密度更大的氣體，因而源自空氣的氮氣不純，測得的密度較大。
科學史話
稀有氣體及其化合物的發現
這兩位科學家決定合作，通過實驗解開這個謎。他們從文獻里讀到卡文迪許( H . Cavendish ,1731-1810）分離空氣組分氣體的方法，仔細除去空氣里的氧氣、氮氣、二氧化碳和水蒸氣，發現殘留了一種未知氣體。這種未知氣體的體積僅占空氣的1/80。拉姆齊觀察了這種未知氣體的光譜，發現譜圖里有不屬于任何已知元素的橙、綠色兩條譜線，認定是一種新的化學元素，隨即和瑞利將它命名為氬（ Argon )。
圖1-26拉姆齊的實驗裝置圖
1898年，拉姆齊與人合作又在液態空氣中發現了三種新元素，分別命為氪（ Krypton 、氖（ Neon )、氙（ Xenon )。1900年，發現放射性元素鐳發生衰變釋放的氣體也是一種新元素，到1923年被最后定名為氡（ Radon )。從1868年發現氦算起，到1923年發現氡，前前后后幾經曲折，歷時半個多世紀，稀有氣體的整個家族成員才被全部確認。2006年，第七周期最后一種元素被人工合成（僅探測到4個原子），后定名為 Oganesson ，元素符號為 Og ，中文名稱為 。理論預測該元素在常溫常壓下呈固態，難說是否屬于稀有氣體，但其歸屬和命名仍按稀有氣體論。
自從發現稀有氣體后，人們在很長時間里沒有發現稀有氣體的化合物。而且，它們的單質都是單原子分子的氣體，被認為化學性質是惰性的，因而長期以來稀有氣體一直被稱為惰性氣體。20世紀初，形成了原子核外電子排布的知識后，得知稀有氣體原子的最外層電子數都為8，于是，就形成一種理論觀念：任何原子，只要最外層電子數達到8,就變成穩定狀態，稱為惰性氣體穩定結構。
氣
奧
這個觀念統治了化學近半個世紀。然而，1962年發生了重要轉折，有一位名叫巴特利特（ N . Bartlett ）的青年化學家合成了氙的第一個化合物（如圖1-27左），不久，在三個不同實驗室里又分別合成了XeF2、 XeF4 和 XeF6 。三種簡單化合物。人們終于發現，惰性氣體不惰，遂改稱稀有氣體。迄今為止，已經發現的稀有氣體化合物已達上百種，所有稀有氣體都能形成化合物；除跟氟外，跟氫、氧、氮、碳、氯、磷······都能形成化學鍵。讀了這段科學史話，你有什么感想？。
探索科學的道路不平坦，不僅需要淵博的學習，豐厚的文化積累，更需要用于探索、精益求精的精神，這樣才能攀登科技高峰。
課堂練習
√
1.下列關于粒子半徑的說法中正確的是
A.電子層數少的元素，其原子半徑一定小于電子層數多的元素的原子半徑
B.核外電子層結構相同的單核粒子的半徑相同
C.質子數相同的不同單核粒子，電子數越多半徑越大
D.原子序數越大，原子半徑越大
課堂練習
√
2.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，下列敘述中正確的是
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
課堂練習
√
3.在下面的電子結構中，第一電離能最小的原子可能是
A.3s23p3 B.3s23p5 C.3s23p4 D.3s23p6
課堂練習
√
4.下列說法不正確的是
A.第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小，而第ⅦA族元素的電負性從上到下逐漸增大
B.電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度
C.元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強
D.NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點
課堂練習
3.一般認為，如果兩個成鍵元素的電負性差值大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性差值小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數值，判斷下列化合物：
①NaF　②AlCl3?、跱O　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)屬于共價化合物的是_________(填序號，下同)。
(2)屬于離子化合物的是_____。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
②③⑤⑥
①④
課堂小結
原子半徑
同周期：從左→右，原子半徑逐漸 。
同主族：從上→下，原子半徑逐漸 。
影響因素
電子的能層數
核電荷數
增大
減小
電離能
同周期：從左到右，元素的第一電離能整體趨勢_____。
增大
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
同主族：從上到下，元素的第一電離能整體趨勢_____。
減小
元素的逐級電離能越來越大
電負性
同周期：從左→右，電負性逐漸 。
同主族：從上→下，電負性逐漸 。
增大
減小
判斷元素的金屬性與非金屬性的強弱
判斷化學鍵的類型
判斷共價化合物中元素的化合價的正負
應用
課 程 結 束
人教版高中化學選必二

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