資源簡介

(共36張PPT)
第2節
原子半徑 電離能 電負性
第一章
導 3’
單質的氧化性逐漸增強
元素的非金屬性逐漸增強
最高價氧化物對應水化物的酸性越來越強
與氫氣化合的難易程度越來越容易
最簡單氣態氫化物的穩定性越來越穩定
單質的還原性逐漸增強
元素的金屬性逐漸增強
最高價氧化物對應水化物的堿性越來越強
與水或酸反應的劇烈程度越來越劇烈
原子半徑的遞變規律呢？
那么，影響原子半徑大小
的因素是什么呢？
學習目標
1.了解原子半徑的周期性變化規律。
2.知道電離能的概念與電離能的周期性變化及規律。（重點）
3.了解電負性的概念及意義，并掌握電負性的規律及應用。（難點）用
學7’+助8’
1.閱讀課本P22理解影響原子半徑大小的兩個因素，結合圖1-21完成P23思考與討論（合）
2.什么是第一電離能？其隨核電荷數遞增有什么規律？（自）
3.觀察圖1-22，原子的第一電離能變化趨勢是否完全符合題目2中的遞變規律？找出特例，并根據課本P24資料卡片解釋兩段電離能曲線呈鋸齒狀變化的原因（合）
4.結合課本圖1-23在圖中找出電負性最大和最小的元素(不考慮稀有氣體及放射性元素);試總結出元素電負性隨原子序數遞增有什么變化規律？(合）
5.標出NaAlH4 NCl3 元素的化合價（電負性大的顯負價）(合）
原子半徑
1、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 。
增大
減小
展10’+評12’
2、原子半徑影響因素
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使原子半徑增大
核電荷數越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小
原子半徑
2、原子半徑影響因素
原子半徑
1）同周期：
2）同主族：
電子能層數增加占主導因素，原子半徑增大。
核電荷數增加占主導因素
使得原子核對電子的引力增加，從而使原子半徑減小。
【例1】下列各組微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的是( )
A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br
C.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D.Cl－、Br－、I－
C
3、微粒半徑比較:
“ 三看”
一看電子層數　　　
二看核電荷數
三看電子數
一般規律:
(1) 電子層數越多：半徑越大。
(2) 電子層數相同時：核電核數越大，半徑越小。
(3) 電子層數、核電荷數都相同時：電子數越多，半徑越大。
“序小徑大”、“價高徑小”
原子半徑
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叫做第一電離能。
M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一電離能）
M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二電離能）
…… ……
表示方法：
1、電離能
用符號 I1 表示，單位：kJ /mol 。
電離能
2）規律
同主族：從上到下，元素的第一電離能整體趨勢_____。
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
ⅠA族元素第一電離能最低，
零族元素第一電離能最高。
問題4：為什么B、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊的元素的電離能要低，而使Li~Ne和Na~Ar的電離能曲線呈現鋸齒狀變化？
電離能
電離能
Be:1s22s2
B:1s22s22p1
Mg:1s22s22p63s2
Al:1s22s22p63s23p1
失去的電子是np能級的，該能級的能量比左邊的ns能級的能量高，則不穩定，容易失去電子，第一電離能較低。
B和Al第一電離能：
電離能
N:1s22s22p3
O:1s22s22p4
P:1s22s22p63s23p3
S:1s22s22p63s23p4
N和P的電子排布：
半充滿狀態，比較穩定，難失去電子，第一電離能較高。
規律總結
③每周期：第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小。
④每周期：最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最大。
①同主族：從上到下元素的第一電離能整體趨勢變小。
②同周期：從左到右元素的第一電離能整體趨勢變大。
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
反常：
電離能的遞變規律
評12’
4）電離能的應用
第一電離能從上到下逐漸變小，則原子越容易失電子，
堿金屬元素的金屬性逐漸增強。
① 第IA族堿金屬元素：
電離能
4）電離能的應用
② 判斷元素的化合價
元素 Na Mg Al
各級 電離能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
元素的逐級電離能越來越大
電子越靠近原子核，受到的吸引力越大，則要離開原子所需要的能量越大
電離能
4）電離能的應用
② 判斷元素的化合價
元素 Na Mg Al
各級 電離能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
4066
713
6282
1239
928
8830
計算鈉元素I2-I1=
鎂元素I2-I1=
I3-I2=
鋁元素I4-I3=
I3-I2=
I2-I1=
Na 1s2 2s22p6 3s1
Mg 1s2 2s22p6 3s2
Al 1s2 2s22p6 3s23p1
Al3+ 1s2 2s22p6
Na+ 1s2 2s22p6
Mg2+ 1s2 2s22p6
電離能
② 判斷元素的化合價
問題5：逐級電離能數據與鈉、鎂、鋁的化合價有什么關系
原子的電離能越大，表示越難失去電子，故化合價也較低，應該注意的是，一級電離能較小，二級、三級電離能越來越大，更不易失去電子，因為離原子核越近，電子受原子核的吸引越強，所需電離的能量也就越大。
結論
2、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(　　)
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
A．五種元素中電負性最大的可能是Q元素
B．R和S均可能與U在同一族
C．U元素可能在元素周期表的s區
D．價層電子排布式為ns2np1的原子可能是T元素原子
B
用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小
定義
意義
元素的電負性越大，其原子在化合物中吸引電子的能力越強，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。反之，電負性越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱，表示該元素越不不易接受電子，越容易失去電子，形成陽離子的傾向越大
電負性
大小的標準
以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性。電負性是相對值，沒單位。
電負性的周期性變化
(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、一般來說，同周期元素 從左到右，元素的電負性逐漸變大；
2、同族元素從上到下，元素的電負性逐漸變小。
3、金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。
(不考慮稀有氣體及放射性元素)
短周期非金屬元素位于左上角的元素
電負性更大 例：N ＞S； O ＞Cl
1.按照電負性的遞變規律推測：元素周期表中電負性最大的元素和電負性最小的元素位于周期表中的哪個位置？
　根據電負性的遞變規律，在元素周期表中，越往右，電負性越大；越往下，電負性越小，由此可知，電負性最大的元素位于周期表的右上方，最小的元素位于周期表的左下方。
2.電負性越大的元素，非金屬性越強嗎？第一電離能越大嗎？
　 元素的電負性越大，非金屬性越強；但第一電離能不一定越大，例如電負性：N＜O，而第一電離能：N＞O。
【思考與討論】
1. 元素電負性隨原子序數的遞增而增大的是(　　)
A.Na　K　Rb B.N　P　As
C.O　S　Cl D.Si　P　Cl
D　　　　
一般來說,同周期元素從左到右,電負性逐漸增大;同主族元素從上到下,電負性逐漸減小。
1、判斷元素金屬性和非金屬性的強弱
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金屬元素的電負性一般小于1.8。
②非金屬元素的電負性一般大于1.8。
③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。
電負性的應用
特例，如鉛元素電負性為1.9，但其為金屬
思考: AlCl3(BeCl3) CaO H2O
電負性的差:
化學鍵類型:
共價 離子 共價
1.5
2.1
1.4
特例：HF、 BeF2 為共價化合物 NaH、 CaS 為離子化合物
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
電負性的應用
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
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 。
（4）判斷共價化合物中元素化合價的正負
+3
+1
+3
+1
+3
P Cl3
NCl3
Cl O2
S O Cl2
+4
-2
-1
NF3
Na Al H4
Na B H4
+4
-2
-1
-3
+1
+3
-1
-1
-1
共價鍵
＋1
BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，被稱為“對角線規則”。對角線相似是由于它們的電負性相近的緣故。
電負性的應用
5、解釋對角線規則
(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。
1.下列不能根據元素電負性判斷的性質是(　　)
A.判斷化合物的溶解度
B.判斷化合物中元素化合價的正負
C.判斷化學鍵類型
D.判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素
A
2.下列是幾種基態原子的電子排布式,電負性最大的原
子是(　　)
A.1s22s22p4
B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2
D.1s22s22p63s23p64s2
A
3、在下列空格中，填上適當的元素符號。
(1) 在第3周期中,第一電離能最小的元素是 ，
第一電離能最大的元素是 ；
電負性最小的元素是 ，
電負性最大的元素是 。
(2)在元素周期表中，第一電離能最小的元素是 ，
第一電離能最大的元素是 ；
電負性最小的元素是 ，
電負性最大的元素是 。(不考慮放射性元素)
Na
Ar
Cl
Na
Cs
He
Cs
F
作業
必做：課本P28 1-11
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選做：課時作業3

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