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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
人教版選擇性必修2
對應陽離子的氧化性↓
非金屬性↑
原子半徑↑
單質的氧化性↑
氣態氫化物的穩定性↑
最高價氧化物對應水化物的酸性↑
與H2化合的難易程度越來越易
氣態氫化物的還原性↓
對應陰離子的還原性↓
原子半徑↓
金屬性↑
單質的還原性↑
與H2O或酸反應的劇烈程度越來越劇烈
最高價氧化物對應水化物的堿性↑
任務一 原子半徑(與必修階段一致)
1. 原子半徑影響因素
取決于
能層數越多
能層數相同
核電荷數越大
原子半徑
電子能層數
核電荷數
電子之間的排斥力也就越大
核對電子的引力也就越大
原子半徑越大
原子半徑越小
從上到下，原子半徑逐漸增大。主要原因：同主族元素從上到下，隨著能層數的增加，離核更遠的外層軌道填入電子，能層數的影響大于核電荷數增加的影響。
從左到右，原子半徑逐漸減小。主要原因：同周期主族元素從左到右，增加的電子產生的電子間的排斥作用小于核電荷數增加導致的核對外層電子的吸引作用。
任務一 原子半徑(與必修階段一致)
“一看”電子層數:一般情況下,當電子層數不同時,層大徑大。
例:r(Li)r(O2-)“二看”核電荷數:當電子層數相同時,核電荷數越大,半徑越小。
例:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl);
r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
“三看”核外電子數:當電子層數和核電荷數均相同時,核外電子數越多,半徑越大。
例:r(Cl-) r(Cl);r(O2-) r(O)。
原子半徑逐漸增大
原子半徑逐漸減小
Na＞Na+。
＞ ＞
2. “三看”法比較簡單粒子的半徑大小
課堂練習
比較下列原子（離子）半徑的大小
(1) r(Na) r(Mg) r(Al) r(Si) r(P) r(S) r(Cl)
(2) r(Li) r(Na) r(K) r(Rb) r(Cs)
>
>
>
>
>
>
<
<
<
<
(3) r(Cl－) r(Cl)， r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)
(4) r(O2－) r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)
(5) r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)
>
>
>
>
>
>
>
>
>
任務二 電離能
1. 概念
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：I1 單位：kJ·mol-1
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)
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
第二電離能
電離能越小，表示在氣態時該原子失去電子越 ，即元素的 _____性越強；
電離能越大，表明在氣態時該原子失去電子 ,即元素的_______性越弱。
容易
越難
金屬
金屬
2. 意義
任務二 電離能
3. 元素第一電離能的周期性
問題：以ⅠA、0族為例，同主族元素的第一電離能變化有何規律？
自上而下原子越來越易失去電子，同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小 。
任務二 電離能
3. 元素第一電離能的周期性
問題：同周期元素的第一電離能變化有何規律？
每個周期的第一種元素(氫或堿金屬)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；從左到右，總體呈現增大趨勢(有個別反常)。
任務二 電離能
3. 元素第一電離能的周期性
問題：為什么 B 、 Al 、 O 、 S 等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低？
價電子排布處于全充滿或半充滿是比較穩定的狀態，故同周期ⅡA族和ⅢA族, ⅤA族和ⅥA族元素第一電離能出現反常。
任務二 電離能
4. 元素逐級電離能的變化
問題：堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯系？為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數據跟其化合價有什么聯系？
電離能kJ·mol Na Mg Al
第一電離能 496 738 578
第二電離能 4562 1451 1817
第三電離能 6912 7733 2745
第四電離能 9543 10540 11575
第五電離能 13353 13630 14830
第六電離能 16610 17995 18376
第七電離能 20114 21703 23293
一般I1越小，元素的金屬性越強。
原子失去一個電子變成＋1價陽離子后，核電荷數未變而電子數目變少，半徑變小，原子核對電子的吸引作用增強，因而第二個電子比第一個電子更難失去，故I2>I1，同理I3>I2。
某元素的In+1 In，則該元素的常見化合價為+n價。
任務三 電負性
1. 化學鍵
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。
2. 鍵合電子
原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。
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
孤對電子
3. 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）
任務三 電負性
4. 意義
電負性大的元素吸引電子的能力強，反之就弱。
元素的電負性越大，對鍵合電子吸引能力越大，元素的非金屬性越強
元素的電負性越小，對鍵合電子吸引能力越小，元素的金屬性越強
5. 標準
鮑林利用實驗數據進行了理論計算，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。(稀有氣體不討論電負性)
鮑林
任務三 電負性
6. 電負性的周期性變化
a.一般來說，同周期元素 從左到右，原子半徑逐漸減小，元素的非金屬性逐漸增強，元素的電負性逐漸變大 。
b.同族元素從上到下，原子半徑逐漸增大，元素的非金屬性逐漸減弱，元素的電負性逐漸變小。
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)
Cs
F
任務三 電負性
7. 電負性的應用
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
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。
②對角線規則：電負性相近，性質相似
任務三 電負性
7. 電負性的應用
③判斷化合物中元素化合價的正負
電負性小的元素在化合物中吸引電子能力弱，元素的化合價為正值；
電負性大的元素在化合物中吸引電子能力較強，元素的化合價為負值。
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
CH4
SiH4
-4 +1
+4 -1
知識總結
越靠右，越靠上
② 元素非金屬性增強
①原子半徑減小
③單質氧化性增強
④離子還原性減弱
⑥簡單氣態氫化物穩定性增強
⑦最高價氧化物對應水化物酸性增強
⑤單質與H2化合越來越容易
越靠左，越靠下
② 元素金屬性增強
①原子半徑增大
③單質還原性增強
④離子氧化性減弱
⑥最高價氧化物對應水化物堿性增強
⑤單質與H2O (或酸)反應劇烈程度增加
⑦第一電離能減小
⑧第一電離能增大
(但注意：同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA )
⑧電負性減小
⑨電負性增大
注意：電離能包括稀有氣體，電負性不包括

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