第一章原子結構與性質第二節原子結構與元素性質第二課時元素周期律1.了解有關核外電子運動模型的歷史發展過程，認識核外電子的運動特點。2.知道電子運動的能量狀態具有量子化的特征(能量不連續)，電子可以處于不同的能級，在一定條件下會發生激發與躍遷。3.知道電子的運動狀態(空間分布及能量)可通過原子軌道和電子云模型來描述。1.能從原子結構的角度理解原子半徑、元素第一電離能、電負性之間的遞變規律，能利用遞變規律比較原子(離子)半徑、元素第一電離能、電負性的相對大小。2.通過原子半徑、元素第一電離能、電負性遞變規律的學習，建立“結構決定性質”的認知模型，并能利用認知模型解釋元素性質的規律性和特殊性。復習回顧1.元素周期律：元素的性質隨元素原子的核電荷數遞增發生周期性遞變。2.實質：

元素原子核外電子排布的周期性變化。1.元素化合價的周期性變化：①同周期元素化合價：+1→+7;-4→-1→0。②除O、F外，元素的最高正價=最外層電子數=主族序數。③最高正價+︱最低負價︱=8④金屬元素無負價，氟無正價，氧無最高正價。2.元素金屬性和非金屬性的周期性變化

1B

AlSiGeAs

Sb

Te

2

3

4

5

6

7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0

Po

At非金屬性逐漸增強

金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強非金屬區

金屬區0族元素最強

非金屬性逐漸減弱最強原子半徑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，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。(2)核電荷數：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。這兩個因素綜合的結果使原子半徑呈現周期性的遞變。2.原子半徑的遞變規律(1)同周期：從左到右，核電荷數越大，原子半徑越小。(2)同主族：從上到下，核電荷數越大，原子半徑越大。3.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。(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：r(Cl－)

r(Cl)，r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)。(2)能層結構相同的離子：核電荷數越大，半徑越小。例如：r(O2－)___r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)。(3)帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。例如：r(Li＋)

r(Na＋)

r(K＋)

r(Rb＋)

r(Cs＋)，r(O2－)

r(S2－)

r(Se2－)

r(Te2－)。(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r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)

r(Na＋)

r(Mg2＋)。＞＞＞＞＞＞＞＜＜＜＜＜＜＜＞＞電離能1.第一電離能：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，符號：I1。單位:kJ/mol。上述表述中的“氣態”、“基態”、“電中性”、“失去一個電子”等都是保證“最低能量”的條件。2.意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數值越小，原子越容易失去一個電子；即元素在氣態時的金屬性越強。3.元素第一電離能變化規律(1)

同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。同族原子半徑越大、原子核對外層電子的引力越小，越易失電子，電離能越小。(2)每個周期的第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小，最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最大，即一般來說，同周期隨著核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。電子層數相同，核電荷數越多、半徑越小、核對外層電子引力越大、越不易失去電子，電離能越大。4.電離能的特例

具有全充滿、半充滿及全空的電子構型的元素穩定性較高，其電離能數值較大。

如稀有氣體的電離能在同周期元素中最大，為全充滿狀態。ⅡA族元素的最外層電子排布為ns2，p軌道為全空狀態，比ⅢA族的ns2np1狀態穩定；而ⅤA族元素的最外層電子排布為ns2np3，p軌道為半充滿狀態，比ⅥA族的ns2np4狀態穩定。一般情況，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。5.逐級電離能：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，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。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？元素電離能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575原子失去電子形成陽離子后，所帶正電荷對電子的吸引力更強，所以原子的逐級電離能越來越大。

對鈉、鎂、鋁來說，當達到最高正價時，此元素的電離能與下一電離能會有突然地較大變化（新能層出現）。6.電離能的應用(1)根據電離能數據，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價。(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強。例.某元素的全部電離能如下：此元素原子的核外有____個電子。最外層電子排布式為

。核外電子排布圖為______，此元素的周期位置為第_____周期_____族。I1I2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.182S22p4二ⅥA1.鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。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越大。3.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4.遞變規律(1)同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸增大。(2)同主族元素從上到下，元素的電負性逐漸減小。(3)金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。5.應用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱①金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。(2)判斷元素的化合價①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。(3)判斷化合物的類型HCl、

AlCl3、BeCl2特別提醒

電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，HF、NaF。（4）判斷化學鍵的極性強弱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，鍵的極性越強。如極性：H—F＞H—Cl＞H—Br＞H—I。（5）解釋對角線規則在元素周期表中，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。電負性與第一電離能的關系同周期（從左至右）同主族元素原子的最外層電子排布ns