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組織建設
第2課時 元素周期律
第一章 原子結構與性質
第2節　原子結構與元素性質
元素的性質隨 的遞增而呈 變化的規律。
2.實質:元素原子 的結果。
原子核電荷數
周期性
核外電子排布周期性變化
1.定義:
具體表現
①元素主要化合價的周期性變化：
同周期正價：+1→+7 負價：-4→-1；金屬無負價；O、F無最高正價
③元素金屬性、非金屬性的周期性變化
②原子半徑
同周期從左到右原子半徑逐漸 。
同主族從上到下原子半徑逐漸 。
同周期金屬性 、非金屬性 。
同主族金屬性 、非金屬性 。
減弱
增強
增強
減弱
減小
增大
溫故而知新
④電離能、電負性等
什么叫元素周期律？元素周期律的內容？元素周期律的本質
原子半徑
化合價
金屬性
非金屬性
電離能
電負性
元素周期律
(1)與酸或與水反應的劇烈程度
(2)最高價氧化物的水化物的堿性
(3)簡單陽離子的氧化性
(4)金屬單質間的置換反應
(5)利用原電池的正負極
反應越劇烈，金屬性越強
堿性越強，金屬性越強
陽離子氧化性越強，金屬性越弱
一般活潑金屬能夠置換出不活潑金屬
一般做負極的金屬較正極的金屬活潑
[知識回顧] 元素金屬性和非金屬性的判斷方法
問題：判斷元素金屬性強弱的方法有哪些？
(1)與氫氣的化合的難易程度
(2)氣態氫化物的穩定性
(3)簡單陰離子的還原性
(4)最高價氧化物的水化物的酸性
(5)非金屬單質間的置換反應
越易化合，非金屬性越強
越穩定，非金屬性越強
陰離子的還原性越強，非金屬性越弱
酸性越強，非金屬性越強
一般活潑非金屬可以置換出不活潑非金屬
問題：判斷元素非金屬性強弱的方法有哪些？
？
【思考】你能解釋元素周期表中主族元素原子半徑呈現周期性變化的原因嗎？
原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：
（1）電子的能層數
（2）核電荷數
電子的能層越多，電子之間的排斥作用將使原子的半徑增大。
核電荷數越大，核對電子的吸引作用也越大，將使原子的半徑減小。
這兩個因素綜合的結果使原子半徑呈現周期性的遞變
一、元素周期律---原子半徑
原子半徑
同周期
同主族
從左到右，隨核電荷數增大，
原子半徑 。
減小
從上到下，隨電子的能層數增多，
原子半徑 。
增大
2.原子半徑遞變規律
原子半徑
取決于
電子的能層數
核電荷數
原子半徑_____
越大
能層數越多
能層數相同
核電荷數越大
核對電子的引力也就越大
導致
原子半徑_____
越小
1.原子半徑的決定因素
一、元素周期律---原子半徑
①電子的能層數
原子半徑_____
越大
能層數越多
②核電荷數
能層數相同
原子半徑_____
越小
核電荷數越大
③核外電子數
原子半徑_____
越大
核外電子數越多
核電荷數和能層數都相同
拓展1：粒子半徑大小的比較(三看原則)
特例：rLi>rCl
1.比較下列離子半徑大小
(1) r(Cl－) r(Cl)， r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)
(2) r(O2－) r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)
(3) r(Li＋) r(Na＋) r(K＋) r(Rb＋) r(Cs＋)，
r(O2－) r(S2－) r(Se2－) r(Te2－)
(4) r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)
總結離子半徑大小判斷的方法
1.定義：① 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第一電離能。符號：I1。單位：KJ/mol 。
②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叫做第二電離能。用I2表示。以此類推。
2.意義：
衡量元素原子失電子難易程度。第一電離能I1越小，原子越容易失去一個電子；元素的金屬性也越強。
M(g)= M+ (g) + e- I1（第一電離能）
M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第一電離能）
二、元素周期律---電離能
同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即 I1< I2< I3<…
①同主族
→自上而下第一電離能逐漸減小
？
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。
3.第一電離能的周期性變化規律
②同周期：
→從左到右總體呈現增大趨勢
(最小的是氫和堿金屬，最大的是稀有氣體的元素)
？
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。
3s23p1
①同周期
→從左到右總體呈現增大趨勢
第一電離能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在異常
理解：價層電子排布為全空、半滿、全滿狀態更穩定，所需能量高。
ⅡA全充滿、ⅤA半充滿結構
第ⅢA族原子失去一個電子變成p能級全空，能量更低更穩定， I1更小；第ⅤA族與第ⅥA族情況類似。
？
Be>B N>O
Mg>Al P>S
記住
②同周期
→從左到右總體呈現增大趨勢；ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在異常
①同主族
→自上而下第一電離能逐漸減小
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
(2) 同一周期從左到右，元素的第一電離能在總體呈現增大趨勢
(3) 同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小
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
元素原子越來越難失去電子
元素原子越來越易失去電子
第一電離能的周期性變化規律(p21)
歸納總結:
第一電離能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在異常
(4)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
Na Mg Al
各級電離能(KJ/mol) 496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
規律：
同一原子的電離能逐級增大：
I1＜I2＜I3……
第一電離能越小，金屬的活動性越強
p24[思考與討論]
金屬活潑性越強，I1越小。
跨越不同能層失去電子時，電離能出現突躍，可據此判斷原子價層電子數，推測其最高化合價。
課本P24
隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越多，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，導致原子的逐級電離能越來越大。
當相鄰逐級電離能突然變大時，說明失去的電子所在電子層發生了變化
①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。
②判斷元素的化合價（I1、I2示各級電離能）
①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。
②過渡元素的價層電子數較多，且各級電離能之間相差不大，所以常表現
多種化合價。如錳元素通常有+2~+7多種價態。
4.電離能的應用（p22）
③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。
④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)。
4.電離能的應用
1、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
C
2、下表中：X、Y是主族元素，I為電離能，單位是kJ·mol－1。
元素 I1 I2 I3 I4
X 496 4 562 6 912 9 543
Y 578 1 817 2 745 11 575
根據表中所列數據的判斷錯誤的是( )
A.元素X是第ⅠA族的元素
B.元素Y的常見化合價是＋3
C.元素X與O形成化合物時，化學式可能是X2O2
D.若元素Y處于第三周期，它可與冷水劇烈反應
D
新課導入：
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。
請同學們回顧化學鍵的定義？
請同學們寫出NaCl、HCl的電子式？
Cl
··
··
H
··
··
1.基本概念
化學鍵：
元素相互化合，相鄰的原子之間產生化學作用力，形象地叫做化學鍵。
鍵合電子：
原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。
電負性：
用來描述不同元素的原子對鍵合電子的吸引力的大小。
（電負性是相對值，沒單位）
原子的價電子
鍵合電子：參與化學鍵形成
孤對電子：未參與化學鍵形成
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
鍵合電子
三、元素周期律---電負性
元素的電負性越 ，對鍵合電子吸引能力越大，元素的非金屬性越
元素的電負性越 ，對鍵合電子吸引能力越小，元素的金屬性越
2.電負性的意義：
大
強
小
強
電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
鮑林L.Pauling
1901-1994
鮑林研究電負性的手搞
3.衡量標準：鮑林提出：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)
①同周期主族元素：
②同主族元素：
4.遞變規律：
常見的幾種元素電負性需要牢牢記住：
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
除稀有氣體外，副族元素電負性也大體呈現這種變化趨勢。
5.電負性的應用(p23)
①判斷元素金屬性和非金屬性的強弱
a.金屬元素的電負性一般小于1.8
b.非金屬元素的電負性一般大于1.8
c.位于非金屬三角區邊界的“類金屬”，電負性在1.8左右，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
②判斷化學鍵的類型
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
但也有特例(如HF)
但也有特例(如NaH)
兩種非金屬元素形成的化合物中，通常電負性大的元素顯負價，電負性小的顯正價
③判斷化學鍵的極性強弱
④判斷共價化合物中元素的化合價
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
在元素周期表中，某些主族元素與_________的主族元素的電負性接近，有些性質相似，被稱為“對角線規則”。
如：
右下方
⑤對角線規則

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