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第二節 原子結構與元素的性質
第2課時 元素周期律
學習目標
1.認識元素的原子半徑、第一電離能、電負性等元素性質的周期性變化，能從電子排布的角度對元素性質的周期性變化進行解釋。
2.通過對原子半徑、第一電離能、電負性遞變規律的學習，建立“結構決定性質”的認知模型，并能利用該模型解釋元素性質的規律性和特殊性。
1.影響原子半徑大小的因素
（1）電子的能層數：電子的能層越多，電子之間的______作用將使
原子的半徑增大。
（2）核電荷數：核電荷數越大，核對電子的______作用也就越大，
將使原子的半徑減小。
排斥
吸引
知識點一 原子半徑
2.主族元素原子半徑的周期性變化
（2）同周期主族元素：從左到右，隨核電荷數增大，原子半徑逐漸______。
（1）同主族元素：從上到下，隨電子層數增多，原子半徑逐漸______。
減小
增大
“一看”電子層數
“二看”核電荷數
3.離子半徑的比較方法
（1）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。例如， rCl? ___ rCl ， rFe ___ rFe2+ ___
rFe3+ 。
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（2）能層結構相同的離子：核電荷數越大，半徑越小。例如， rO2? __
rF? ___ rNa+ ___ rMg2+ ___ rAl3+ 。
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第2周期
第3周期
陰上陽下
1.第三周期元素的陽離子半徑從左到右如何變化？陰離子呢？




2.第三周期元素的離子中離子半徑誰最小？
減小
減小
思考：
（3）帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。例如， rLi+ ___
rNa+ ___ rK+ ___ rRb+ ___ rCs+ ， rO2? ___ rS2? ___ rSe2?
___ rTe2? 。
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（4）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 rK+ 與 rMg2+ ，可選 rNa+ 為參照， rK+ ___ rNa+ ___
rMg2+ 。
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同主族
粒子半徑比較的一般思路
（1）“一層”：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大。
（2）“二核”：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小。
（3）“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數多的半徑大。
首次合成出的第一個稀有氣體化合物
稀有氣體化合物的研究，不僅促進著無機化學的發展，對于分子層面的物理學研究也具有廣泛而深遠的意義。
1962年， 26歲英國化學家巴特利特
26歲英國化學家巴特利特首次合成出XePtF6

他是如何想到的？
O2PtF6
O2＋
PtF6－
O2－1e－→O2＋
1 175.5 kJ·mol－1
Xe－1e－ →Xe＋
1 170.0 kJ·mol－1
Xe＋
PtF6－
第一電離能
XePtF6
1.電離能的概念
（1）第一電離能：__________原子失去__________轉化為氣態基態正離
子所需要的__________，通常用 I1 表示。
?
（2）意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的__________。第一電離
能數值越小，原子越______失去一個電子；第一電離能數值越大，原子越
____失去一個電子。
氣態基態
一個電子
最低能量
難易程度
容易
難
知識點二 電離能
（3）逐級電離能
①含義：氣態基態一價正離子再失去一個電子成為氣態基態二價正離子所
需的最低能量叫做第二電離能 I2 ，以此類推，可以表示為
Mg?e?=?M+gI1 （第一電離能）
M+g?e?=?M2+gI2 （第二電離能）
M2+g?e?=?M3+gI3 （第三電離能）
②逐級電離能的變化規律
a .同一元素的電離能按 I1 、 I2 、 I3…… 順序逐級增大。
b .當相鄰逐級電離能發生突變時，說明失去的電子所在的能層發生了變化。
?
2.元素的第一電離能的周期性變化
（1）同族：從上到下，同族元素的第一電離能逐漸______。
變小
He最大
2.元素的第一電離能的周期性變化
（2）同周期：一般來說，越靠右的元素，越不易失去電子，第一電離能
也就越____。
大
ⅠA族元素第一電離能最低，
零族元素第一電離能最高。
2.元素的第一電離能的周期性變化
Be:1s22s2
B:1s22s22p1
Mg:1s22s22p63s2
Al: 1s22s22p63s23p1
N:1s22s22p3
O:1s22s22p4
P:1s22s22p63s23p3
S:1s22s22p63s23p4
元素第一電離能變化規律
電離能(總趨勢)
高
低
高
低
原子半徑
小
大
金屬性
電離能(總趨勢)
小
大
原子半徑
金屬性
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？
思考：下表的數據從上到下是鈉、鎂、鋁 逐級電離能
陽離子所帶的正電荷數增多，吸引電子的能力增強……
3.電離能的應用
（1）判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：一般來說， I1 越大，元素的非
金屬性越強； I1 越小，元素的金屬性越強。
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（2）確定元素原子最外層電子數。如 Li：I1?I2外的三個電子排布在兩個能層上（ K 、 L 層），且最外層上只有一個電子。
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（3）確定元素在化合物中的化合價。如 K：I1?I2失去一個電子形成 +1 價陽離子。
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陰上陽下
科學家通過：氣態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(第一電離能)來衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。
電負性
那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引電子的能力呢？
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)
1.相關概念
（1）鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成________的電子。
（2）電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負
性越大的原子，對鍵合電子的吸引力______。
化學鍵
越大
知識點三 電負性
2.衡量標準
以____的電負性為4.0和____的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素
的電負性。
氟
鋰
電負性的周期性變化
觀察下表并思考：元素的電負性隨原子序數的遞增，同周期或者同族有什么規律？
應用一
判斷元素的金屬性和非金屬性強弱
非金屬性增強，金屬性減弱
非金屬性增強，金屬性減弱
電負性 ＞ 1.8 非金屬元素
電負性 ＜ 1.8 金屬元素
電負性 ≈ 1.8 類金屬元素
(既有金屬性，又有非金屬性)
判斷依據
H——Cl
-1
+1
顯負價
顯正價
應用二
判斷元素的化合價
判斷依據
①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為 。
②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為 。
弱
正值
強
負值
電負性差 2.1
電負性 0.9
3.0
電負性差 0.9
電負性 2.1
3.0
成鍵原子之間的電負性差值
大于1.7
小于1.7
通常形成離子鍵，相應的化合物為離子化合物
通常形成共價鍵，相應的化合物為共價化合物
應用三
判斷化合物的類型
離子化合物
共價化合物
應用三
判斷化合物的類型
成鍵原子之間的電負性差值
小于1.7
通常形成離子鍵，相應的化合物為離子化合物
通常形成共價鍵，相應的化合物為共價化合物
大于1.7
特殊
NaH：離子化合物
HF：共價化合物
Cs
F
電負性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關系
第一電離能：
ⅡA＞ⅢA
ⅤA＞ⅥA
He最大
增大
減小
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