人教化学选修3第一章第二节 第2课时 共20张
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高中《化学》新人教版
选修3系列课件
元素周期律
教学目标
?1、了解元素的电离能、电负性的含义 ?2、能应用元素的电离能说明元素的某些性质
?3、理解元素原子半径、元素的第一电离能、 电负性的周期性变化
元素周期律
?元素的性质随（ 核电荷数 ）的递增发 生周期性的递变，称为 元素的周期律。
复习回忆
原子结构和性质周期性变化
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电
负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
课堂练习：
一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于
1.7 ，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的
电负性相差小于 1.7，它们通常形成共价键。查阅
下列元素的电负性数值，判断：① NaF②AlCl3③NO
④ MgO ⑤ BeCl 2⑥CO2
a、从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，
最大的是稀有气体的元素； b、第 ⅡA元素 >ⅢA 的元素；第 ⅤA元素 >ⅥA元素
（第 ⅡA元素和第 ⅤA 元素的反常现象如何解释？）
ⅤA 半充满、 ⅡA全充满结构
2）同主族 的元素自上而下第一电离能逐渐减少。
从一价气态基态正离子中再失去一个电子所
需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ 2
1.已知x是主族元素，其逐级电离能如下
表，关于其化合物判断正确的是 ( ) A
元素
X
IiIJ 吧 III1
I IIIDCSQS 2
i Iiswdwe 当初 Si CQWDXGJE I
800 4600
I I3
6900
iIiii I4
13500
A +1 B +2 c +3 D +4
课堂练习：
A 下列说法正确的是（
同主族，从上到下，原子半径增大
可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小： “一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半
径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大， 半
径越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外
电子数越多，半径越大。
练习、比较下列微粒的半径的大小：
意义：
电离能是衡量气态原子 失去电子难易的物 理量。元素的电离能越小，表示气态时越
容易失去 电子，即元素在气态时的 金属性 越强 。
思考与探究：
观察图 1-21 ，总结第一电离能的变化规律：
原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）
2、元素第一电离能的变化规律：
1）同周期：
（1）Ca > AI
(3) Cl - > Cl
(2) Na + < Na
(4)K + Ca 2+ S2- CI-
S2->CI ->K + >Ca 2+
二 电离能（阅读课本Ｐ 18）
1、概念
气态 电中性 基态原子失去 一个电
子 转化为气态基态正离子所需要的最 低能量叫做 第一 电离能。用符号Ｉ 1 表示，单位： kj/mol
（ 1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右
原子半径逐渐 减小 ，失电子能力逐渐 减弱 ，得电子能力
逐渐 增强，元素的金属性逐渐 减弱，非金属性逐渐
增强，
（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；
同一主族，从上到下：原子半径逐渐 增大 ，失电子能力逐
渐 增强，得电子能力逐渐 减弱 ，金属性逐渐 增强，非
当电离能突然变大时说明电子的能层发生了
变化，即同一能层中电离能相近，不同能层
中电离能有很大的差距。如表所示
钠、镁、铝的电离能(kJ·mol －1)
电离能 I1 I2 I3
I
元素
Na
496 4562 6912 9543
Mg
738
1451 7733
10540
Al
578 1817
2745 11575Fra bibliotek堂练习：1901-1994
鲍林研究电负性 的手搞
三、电负性 （阅读课本Ｐ 18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合， 相邻的原子之间产生的
强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为
键合电子。
电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的
吸引力的大小。（电负性是相对值，没 单位）
2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟
钠、镁、铝的化合价有何关系？
因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第
一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低 的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，
阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而
电离能越来越大。
逐级电离能的 突变：可判断核外电子的分层排布情况
2、变化规律 :
以氟的电负 性为 4.0和
锂的电负性
为1.0作为 相对标准， 得出了各元 素的电负性。
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐 表明其吸引电子的能力逐渐 增强 。
②同一主族，元素的电负性从上到下呈现 减 小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐 减弱。
增大，
3、电负性的应用：
电负性的大小可以作为判断金
共价化合物（
②③⑤⑥ ）
离子化合物（
①④
）
元素 AI B Be C CI F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
性
）
A. 第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 反常现象 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大 .
最大的是稀有气体的元素： He
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 .
K〈Na 〈Mg
（三）电负性 （阅读课本Ｐ18）
鲍林 L.Pauling
金属性逐渐 减弱 ；
1、原子半径
元素周期表中的同
周期主族元素从左到
右，原子半径的变化 趋势如何？应如何理 解这种趋势？周期表 中的同主族元素从上
到下，原子半径的变
化趋势如何？应如何
理解这种趋势？
一 、原子半径： 1、影响因素 :
原子半径 取决于 的大小
1、电子的能层数
2、核电荷数
2、递变规律：
同周期，从左到右，原子半径减小
属性和非金属性强弱的尺度
金 属：＜ 1.8 类金属： ≈1.8
非金属：＞ 1.8
3、电负性的意义：
①电负性越大， 元素的非金属性越强 ，电负
性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
②一般地，如果两个成键元素原子间的电负性
差值大于 1.7，通常形成离子键。如果两个成 键元素原子间的电负性差值小于 1.7，形成共 价键
选修3系列课件
元素周期律
教学目标
?1、了解元素的电离能、电负性的含义 ?2、能应用元素的电离能说明元素的某些性质
?3、理解元素原子半径、元素的第一电离能、 电负性的周期性变化
元素周期律
?元素的性质随（ 核电荷数 ）的递增发 生周期性的递变，称为 元素的周期律。
复习回忆
原子结构和性质周期性变化
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电
负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
课堂练习：
一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于
1.7 ，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的
电负性相差小于 1.7，它们通常形成共价键。查阅
下列元素的电负性数值，判断：① NaF②AlCl3③NO
④ MgO ⑤ BeCl 2⑥CO2
a、从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，
最大的是稀有气体的元素； b、第 ⅡA元素 >ⅢA 的元素；第 ⅤA元素 >ⅥA元素
（第 ⅡA元素和第 ⅤA 元素的反常现象如何解释？）
ⅤA 半充满、 ⅡA全充满结构
2）同主族 的元素自上而下第一电离能逐渐减少。
从一价气态基态正离子中再失去一个电子所
需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ 2
1.已知x是主族元素，其逐级电离能如下
表，关于其化合物判断正确的是 ( ) A
元素
X
IiIJ 吧 III1
I IIIDCSQS 2
i Iiswdwe 当初 Si CQWDXGJE I
800 4600
I I3
6900
iIiii I4
13500
A +1 B +2 c +3 D +4
课堂练习：
A 下列说法正确的是（
同主族，从上到下，原子半径增大
可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小： “一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半
径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大， 半
径越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外
电子数越多，半径越大。
练习、比较下列微粒的半径的大小：
意义：
电离能是衡量气态原子 失去电子难易的物 理量。元素的电离能越小，表示气态时越
容易失去 电子，即元素在气态时的 金属性 越强 。
思考与探究：
观察图 1-21 ，总结第一电离能的变化规律：
原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）
2、元素第一电离能的变化规律：
1）同周期：
（1）Ca > AI
(3) Cl - > Cl
(2) Na + < Na
(4)K + Ca 2+ S2- CI-
S2->CI ->K + >Ca 2+
二 电离能（阅读课本Ｐ 18）
1、概念
气态 电中性 基态原子失去 一个电
子 转化为气态基态正离子所需要的最 低能量叫做 第一 电离能。用符号Ｉ 1 表示，单位： kj/mol
（ 1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右
原子半径逐渐 减小 ，失电子能力逐渐 减弱 ，得电子能力
逐渐 增强，元素的金属性逐渐 减弱，非金属性逐渐
增强，
（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；
同一主族，从上到下：原子半径逐渐 增大 ，失电子能力逐
渐 增强，得电子能力逐渐 减弱 ，金属性逐渐 增强，非
当电离能突然变大时说明电子的能层发生了
变化，即同一能层中电离能相近，不同能层
中电离能有很大的差距。如表所示
钠、镁、铝的电离能(kJ·mol －1)
电离能 I1 I2 I3
I
元素
Na
496 4562 6912 9543
Mg
738
1451 7733
10540
Al
578 1817
2745 11575Fra bibliotek堂练习：1901-1994
鲍林研究电负性 的手搞
三、电负性 （阅读课本Ｐ 18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合， 相邻的原子之间产生的
强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为
键合电子。
电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的
吸引力的大小。（电负性是相对值，没 单位）
2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟
钠、镁、铝的化合价有何关系？
因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第
一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低 的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，
阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而
电离能越来越大。
逐级电离能的 突变：可判断核外电子的分层排布情况
2、变化规律 :
以氟的电负 性为 4.0和
锂的电负性
为1.0作为 相对标准， 得出了各元 素的电负性。
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐 表明其吸引电子的能力逐渐 增强 。
②同一主族，元素的电负性从上到下呈现 减 小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐 减弱。
增大，
3、电负性的应用：
电负性的大小可以作为判断金
共价化合物（
②③⑤⑥ ）
离子化合物（
①④
）
元素 AI B Be C CI F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
性
）
A. 第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 反常现象 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大 .
最大的是稀有气体的元素： He
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 .
K〈Na 〈Mg
（三）电负性 （阅读课本Ｐ18）
鲍林 L.Pauling
金属性逐渐 减弱 ；
1、原子半径
元素周期表中的同
周期主族元素从左到
右，原子半径的变化 趋势如何？应如何理 解这种趋势？周期表 中的同主族元素从上
到下，原子半径的变
化趋势如何？应如何
理解这种趋势？
一 、原子半径： 1、影响因素 :
原子半径 取决于 的大小
1、电子的能层数
2、核电荷数
2、递变规律：
同周期，从左到右，原子半径减小
属性和非金属性强弱的尺度
金 属：＜ 1.8 类金属： ≈1.8
非金属：＞ 1.8
3、电负性的意义：
①电负性越大， 元素的非金属性越强 ，电负
性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
②一般地，如果两个成键元素原子间的电负性
差值大于 1.7，通常形成离子键。如果两个成 键元素原子间的电负性差值小于 1.7，形成共 价键