第二節

原子結構與元素的性質第2課時

元素周期律【情景導入】【講授指導】原子半徑的決定因素和變化規律[問題1]觀察元素周期表中主族元素的原子半徑變化有何規律？半徑呈現周期性變化的原因是什么？同一周期：從左到右原子半徑逐漸減小同一主族：從上往下原子半徑逐漸增大。同一周期從左到右，電子能層數相同，隨著核電荷數的增大，原子核對電子的吸引力增大，原子半徑逐漸減小。同一主族從上到下，核電荷數逐漸增大，電子層數逐漸增多，電子能層數增多為主要因素，原子半徑逐漸增大。原子半徑取決于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_____越小原子半徑影響因素【講授指導】原子半徑的決定因素和變化規律微粒半徑的比較方法：一層：二核：三電子：若能層數、核電荷數均相同，核外電子數多的半徑大。若能層數相同，核電荷數越大，微粒半徑越小；能層數越多，一般微粒半徑越大；電子間的排斥作用越強導致【訓練鞏固】

1.下列對原子半徑的理解不正確的是(

)A．同周期元素(除稀有氣體元素外)從左到右，原子半徑依次減小B．對于第三周期元素，從鈉到氯，原子半徑依次減小C．各元素的原子半徑總比其離子半徑大D．陰離子的半徑大于其原子半徑，陽離子的半徑小于其原子半徑C2.下列離子半徑的大小順序正確的是(

)①Na+：1s22s22p6

②X2-：1s22s22p63s23p6③Y2-：1s22s22p6

④Z-：1s22s22p63s23p6A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞①C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞①【訓練鞏固】

D【講授指導】電離能

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，符號表示為I1，單位為kJ/mol。1.第一電離能：2.逐級電離能M(g)==M+(g)+e-

I1(第一電離能)M+(g)==M2+(g)+e-

I2(第二電離能)M2+(g)==M3+(g)+e-

I3(第三電離能)電離能I1I3I2鈹原子3.意義:同一原子：I1<I2<I3……電離能數值越小,該氣態原子越容易失去電子。可利用電離能數值判斷金屬元素的原子在氣態時失去電子的難易程度。【思考交流】對于同一周期的元素而言，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大，從左到右，元素的第一電離整體呈增大趨勢，同周期元素原子電子層數相同，隨著核電荷數增大，原子核對外層電子的吸引作用增強特例：第ⅡA族元素的電子排布是全充滿的，比較穩定，第一電離能高于第ⅢA族元素；第VA族元素的電子排布是半充滿的，比較穩定，第一電離能高于第ⅥA族元素。【思考交流】同主族元素，總體上自上而下第一電離能整體趨勢減小同主族元素原子：價電子數相同，自上而下，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引作用逐漸減弱。原子半徑：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。核電荷數：同周期原子核電荷數越大、半徑越小，核對外層電子引力越大，越難失電子，電離能越大。第一能量影響因素【思考】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？【講授指導】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如Li：I1?I2<I3，表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個電子，易失去___________形成________陽離子一個電子+1價2.判斷元素的金屬性、非金屬性強弱I1越大，元素的

性越強；I1越小，元素的

性越強非金屬金屬【訓練鞏固】1.正誤判斷(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)在所有元素中，氟的第一電離能最大()(5)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()(6)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()×√×××√【訓練鞏固】2.某元素的逐級電離能依次為899kJ·mol-1、1757kJ·mol-1、14840kJ·mol-1、18025kJ·mol-1，則該元素在元素周期表中位于()A.第ⅠA族 B.第ⅡA族C.第ⅢA族D.第ⅣA族B3.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.3s23p6C【名人典故】

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。(美國·鮑林)1954年諾貝爾化學學獎1962年諾貝爾和平學獎【講授指導】電負性1.鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子。H....F..+....F..H..鍵合電子鍵合電子孤對電子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。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。意義：【講授指導】電負性3.衡量標準氟:4.0鋰:1.04.電負性的遞變規律：同周期:從左→右，電負性逐漸變大元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。同主族:從上→下，電負性逐漸變小元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。【講授指導】電負性5.電負性的應用：(1)判斷元素的金屬性與非金屬性電負性≈1.8“類金屬”電負性>1.8非金屬電負性<1.8金屬電負性越大，非金屬越強電負性越小，金屬越強(2)判斷元素的化合價通常電負性大的元素顯負價，電負性小的顯正價CH4SiH4-4+1+4-1ICl+1-1【訓練鞏固】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

AsC.O

S

Cl D.Si

P

ClD2.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.1s22s22p4B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2D.1s22s22p63s23p64s2A【講授指導】電負性[注意]此規則不能絕對化電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子鍵，如HF中形成共價鍵；電負性之差小于1.7的元素不一定都形成共價鍵，如NaH中形成離子鍵。（3）判斷化學鍵的類型電負性相差>1.7離子鍵MgCl2電負性相差<1.7共價鍵AlCl35.電負性的應用：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【思辨總結】性質同一周期(從左到右)同一主族(從上到下)核外電子的排布能層數__________最外層電子數1→2或8_____金屬性__________非金屬性__________單質的氧化性、還原性氧化性__________還原性__________最高價氧化物對應水化物的酸堿性酸性堿性氣態氫化物的穩定性第一電離能電負性相同增加相同減弱增強增強減弱增強減弱減弱增強增強減弱減弱增強增強減弱增大減小變大變小3．下列四種元素的基態原子的電子排布式如下：①1s22s22p