高中化学第1章原子结构第3节原子结构与元素性质第1课时电离能及其变化规律导学案鲁科版选修3(1)
高中化学 第1章 原子结构 第3节 原子结构与元素性质 第2课时 元素的电负性及其变化规律名师课件 鲁科版选修
①MgO ②BeCl2 ③CO2 ④Mg3N2 ⑤IBr ⑥SOCl2 (2)判断下列化合物类型：NaF、HCl、NO2、MgO、CaCl2、CH4 ①离子化合物：__①__M_＋_g_2－O_2___②__B_＋_e2__C－_l1_2___③__＋C_4__O_－_22___④__M_＋_g2 _3N－_3_2_ _⑤__＋_I1_B_－r_1__⑥__＋S_4_－O_2C_－l_12___； ②共价化合物：_①__N_a_F_、__M__g_O__、__C_a__C_l_2 __②__H__C_l_、__N_O__2_、__C_H__4 __。
()
A．3s2
B．3s23p3
C．3s23p4
D．3s23p5
解析：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，A、B、
C、D 分别为 Mg、P、S、Cl，故 Mg 的电负性最小，选 A。
答案：A
2．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是 ( )
A．O＜S＜Se＜Te
B．C＜N＜O＜F
C．P＜S＜O＜F
(2)利用常见元素及其化合物的特征 ①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最 大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是 C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的 元素是 N。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的 元素是 O。
④单质最轻的元素是 H；单质最轻的金属元素是 Li。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是 Br；金属元素是 Hg。 ⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与 强碱反应的元素是 Be、Al。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起 化合反应的元素是 N；能起氧化还原反应的元素是 S。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是 Li、Na、F。
高二化学《物质结构与性质》精品课件2：1.3.1电离能及其变化规律
(3)金属的活动性顺序与电离能的大小顺序并不完全一致， 这是因为：金属活动性表示的是在水溶液中金属单质原子失 去电子的能力，而电离能是指金属原子在气态时失去电子成 为气态阳离子的能力，二者条件不同，所以排列顺序不完全 一致。
逐渐减小，因此失去最外层电子所需能量逐渐减小。这充分
体现了元素性质的周期性变化规律。
(2)根据图象可知，同周期元素I1(氮)＞I1(氧)，I1(磷)＞I1 (硫)，I1值出现反常现象。故可推知第4周期I1(砷)＞I1(硒)。 但ⅥA族元素和ⅦA族元素的I1值并未出现反常，所以I1(溴) ＞I1(硒)。此题应填①③。
典例剖析
电离能的变化规律及其应用
[例1] 部分元素的第一电离能如下图所示，试根据元素 在元素周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答 问题：
(1)同主族内不同元素的I1值的变化特点是________。 各主族中I1值的这种变化特点体现了元素性质的________变 化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，I1值增大，但个别元 素的I1值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是 ________________(填写编号)。
[例3] 元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度， 下列有关说法不正确的是 ( )
A．元素的第.一电离能越大，其金属性越强 B．元素的第一电离能越小，其金属性越强 C．金属单质跟酸反应的难易，跟金属元素的电离能有关 D．金属单质跟酸反应的难易，除跟该金属元素的电离能 有关外，还与该单质中金属原子失去电子后在水溶液里形 成水合离子的变化有关 [解析] 元素的第一电离能越大，说明越难失电子，金属性 越弱。 [答案] A
人教版高二化学选修三物质结构与性质第一章 第二节 第3课时元素周期律(二)导学案
第3课时元素周期律(二)一、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性越大，对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0作为相对标准。
2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。
特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
例1(2018·北京朝阳区期中)下列说法不正确的是()A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案A解析同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
高中化学 第1章 第3节 原子结构与元素性质 第1课时 电离能及其变化规律教案 高二化学教案
第1课时电离能及其变化规律[学习目标定位] 1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。
2.正确理解元素电离能的含义及其变化规律，会用电离能的概念分析解释元素的某些性质。
一、元素的电离能及其变化规律1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念：①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量。
符号：I，单位：kJ·mol－1。
②逐级电离能：第一电离能：处于基态的气态原子失去一个电子转化为正一价气态离子所需要的能量叫做第一电离能。
元素第一电离能符号：I1。
第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的能量叫做第二电离能；第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
1．电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势。
碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。
②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。
(2)核外电子排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满或全空时的电子排布时，电离能较大。
如第ⅡA族元素、第ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是第ⅡA族元素最外层n s2全充满，第ⅤA族元素最外层n p3半充满，比较稳定。
各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。
新教材鲁科化学选择性必修2 第1章 第3节 第1课时 原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律
2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是( )
A．1s22s22p3
B．1s22s22p1
C．1s22s22p63s23p1
D．1s22s22p63s23p4
C [根据原子的核外电子排布式可知，A 项中原子为氮(N)，B 项中原子为硼(B)，C 项中原子为铝(Al)，D 项中原子为硫(S)。根据 原子半径变化规律可知，Al 原子半径最大。]
B [A 中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越 小；B 中 S2－与 Cl－，Na＋与 Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和 Cl －比 Na＋和 Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C 中微粒电子层数相同， 核电荷数越大，半径越小，应为 Na＞Mg＞Al＞Si；D 中微粒为同一 主族，电子层数越多，原子半径越大，应为 Cs＞Rb＞K＞Na。]
电离能变化规律及其应用 (素养养成——证据推理与模型认知)
电离能(kJ·mol－1) 第一电离能 第二电离能 第三电离能 第四电离能
元素 钠
496 4 562 6 912 9 540
镁
738 1 451 7 733 10 540
铝
577 1 817 2 745 11 578
1.试用原子结构知识解释 Mg 比 Al 的第一电离能大的原因。
(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价 元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分 层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如 Mg 原子的 I1、I2、I3 的值分别是(单位为 kJ·mol－1)738、1 451、7 733， 在 I2 和 I3 之间发生突变，则镁元素易失去最外层 2 个电子，常见化 合价为＋2 价。
提示：Mg 的电子排布式为 1s22s22p63s2；Al 的电子排布式为 1s22s22p63s23p1，Mg 的 3p 轨道处于全空状态，3s 轨道处于全充满状 态，相对稳定，故 Mg 的第一电离能大于 Al 的第一电离能。
高中化学选知识点总结
高中化学选知识点总结高中化学选知识点总结化学选修3篇一：【人教版】高中化学选修3知识点总结第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑ ”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。
比如，p3的轨道式为↑ ↑ ↑ 或↑ ↑洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
第一章《原子结构与性质》知识点 2020-2021学年高二化学人教版(2019)选择性必修2
第一章原子结构与性质第一节原子结构一、能层与能级（一）能层：核外电子按能量不同分成能层。
能层一二三四五六七符号K L M N O P Q最多电子数281832507298离核远近近远能量高低低高即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远（二）能级：同一能层的电子，还被分成不同能级。
能层一二三四五能层符号K L M N O能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p ……最多电子数2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 62 8 18 32 ……2n2能层与能级的有关规律（1）能级的个数= 所在能层的能层序数。
（2）能级的字母代号总是以s、p、d、f…排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。
即s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子，d能级最多容纳10个电子，f能级最多容纳14个电子。
（3）每一能层最多容纳电子数为2n2（n为能层序数）。
二、基态与激发态原子光谱（一）基态原子与激发态原子基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。
激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子【注】（1）电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移),而原子得失电子发生的是化学变化。
（2）电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态，释放能量。
光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。
举例：焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光等（二）原子光谱1、定义：不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
2、形成原因：3、分类：吸收光谱：明亮背景的暗色谱线；发射光谱：暗色背景的明亮谱线三、构造原理与电子排布式(一)构造原理1、内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。
高中化学 第1章 第3节 第1课时 电离能及其变化规律课件 鲁科版选修3
2．金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致的原因 金属活动性按 K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)Cu、 Hg、Ag、Pt、Au 的顺序减弱，该顺序表示自左向右，在水溶液中金属单 质中的原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子 成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。
(3)图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期 ________族。
[解析] (1)由图可以看出，同周期的ⅠA 族元素的第一电离能最小， 而ⅢA 族元素的第一电离能小于ⅡA 族元素的第一电离能，故 Na<Al<Mg。(2)从图中可看出同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小。 (3)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中 Rb 的第一电离 能最小，其位置为第 5 周期ⅠA 族。
②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍， 这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不能失去内层电子的缘故。如 Na 原子的 I1、I2、I3 的值分别是(单位为 kJ·mol－1)496、4 562、6 912，在 I1 和 I2 之间发生突变。
【典例 1】 第一电离能 I1 是指气态原子 X(g)处于基态时，失去一个 电子成为气态阳离子 X＋(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离 能 I1 随原子序数变化的曲线图(其中 12 号至 17 号元素的有关数据缺失)。
第1章 原子结构
第3节 原子结构与元素性质 第1课时 电离能及其变化规律
目标与素养：1.理解电离能的概念及第一电离能的周期性变化规律。 (宏观辨识与微观探析)2.能运用电离能解释元素的性质及第一电离能与原 子半径、核外电子排布周期性变化的关系。(科学探究)
1-3-1电离能及其变化规律(第1课时)
•
ⅡA＞ⅢA，
ⅤA＞ⅥA
5、同周期过渡元素的I1变化不太规则,从左到右略有增 加
• 1. 从元素原子的第一电离能数据的大小可以 判断出（ ） c A. 元素原子得电子的难易 B. 元素的主要化合价 C. 元素原子失电子的难易 D. 核外电子是分层排布的 • 2.下列元素中，第一电离能最小的（ A ） A. K B. Na C. P D. Cl
《物质结构与性质》第一章
第三节 原子结构与元素性质
电离能及其变化规律
（二中）
【温故知新区】
【问题思考】 1 、在元素周期表中，元素原子得失的失电 子能力强弱。
板块一 电离能、第一电离能的概念
探究一
• 1、钠原子失去一个电子，吸收能量还是放出能量？为 什么？ • 2、气态镁原子失去一个电子变气态Mg+ ，吸收的能量 为738kJ/mol，若气态Mg+再失去一个电子所要吸收的 能量还是738 kJ/mol吗？为什么？ • 3、分析Mg的电离能数据，你发现什么规律？试用原子 结构知识加以解释，并推测同一元素不同级电离能的变 化规律。 元素 I1 I2 I3 I4
Mg
738
1451
7733
10540
一、电离能 1、电离能定义：气态原子或气态离子失去
一个电子所需要的最小能量。 常用符号 I 表示，单位为kJ/mol。
2、第一电离能： 基态气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需 的能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示. M （g) → M+ （g) + e- ; I1 第二电离能：M+
【规律总结】
• 电离能的应用： • 1、根据元素原子不同级电离能的突跃性变 化判断元素通常价态;
电离能的递变规律
电离能的递变规律
电离能是指在外界条件下，将一个原子或分子中的一个电子从基态转移到激发态所需的能量。
它是描述原子或分子稳定性的重要物理量。
电离能的大小与原子或分子的结构、核电荷数、电子排布等因素有关。
在化学和物理学中，电离能的递变规律对于研究原子和分子的性质以及化学反应的发生机理有着重要的意义。
在元素周期表中，电离能的递变规律呈现出一定的规律性。
一般来说，从左到右，周期表中的元素电离能逐渐增加。
这是因为随着原子核电荷数的增加，电子与原子核之间的吸引力增强，电离能也随之增加。
此外，周期表上同一周期内，电离能随着原子核电荷数的增加而增加。
这是因为在同一周期中，电子层数相同，但电子与原子核之间的距离更近，电离能也更大。
然而，有一些特殊情况需要注意。
例如，第一周期的元素氢具有较低的电离能，这是因为氢原子只有一个电子，与原子核之间的吸引力较弱。
另外，周期表中的主族元素（即IA和VIIA族元素）的电离能相对较低，这是因为它们的电子排布结构使得最外层电子容易移动，从而降低了电离能。
电离能的递变规律在过渡金属元素中也有一些特殊的现象。
过渡金属元素的电子排布结构复杂，电离能的大小受到电子的轨道排布和电子之间的相互作用的影响。
因此，过渡金属元素的电离能不像主族元素那样呈现明显的递变规律。
电离能的递变规律是由原子或分子的结构、核电荷数、电子排布等因素决定的。
通过研究电离能的递变规律，我们可以更好地理解元素的性质和化学反应的机理，为化学和物理学的发展提供有力的支持。
高中化学第1章 第3节 第1课时 电离能及其变化规律名师优质课件
本 课 时 栏 目 开 关
学习·探究区
第1课时
④氮、磷、镁、锌等元素的第一电离能的变化出现反 常的原因是什么？
答案
能量相同的轨道具有全充满、半充满及全空的电
本 课 时 栏 目 开 关
子构型的元素稳定性较高，其第一电离能数值较大。如 稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N、P 的 p 轨 道为半充满，Mg 的 p 轨道为全空状态，Zn 的 d 轨道为 全充满，其第一电离能均比同周期相邻元素大。
该原子越 容易 失去电子；反之，电离能越大，表 示在气态时该原子越 难失去 电子。
学习·探究区
第1课时
(2)第一电离能是处于 基态的气态 原子失去 一个 电子，生 成 ＋1 价气态阳离子所需要的能量，符号为 I1。 M(g)===M＋(g)＋e－ I1 阳离子再失去 一个电子 形 原子为基态时，失去电子时消耗的能量 最低 。 (3)第二电离能是由 ＋1价气态 电离能 I3，第四电离能 I4 等。 M＋(g)===M2＋(g)＋e－ M2＋(g)===M3＋(g)＋e－ I2 I3 成 ＋2价 气态阳离子所需要的能量，符号为 I2。依次还有第三
第1课时
本 课 时 栏 目 开 关
学习·探究区
第1课时
③过渡元素的第一电离能变化有何特点？其原因是 什么？
答案 过渡元素的第一电离能变化不太规则，同一周期， 从左到右，第一电离能略有增加。 原因：对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布 在(n－1)d 或(n－2)f 轨道上， 原子核对外层电子的有效吸 引作用变化不是太大。
学习·探究区
第1课时
本 课 时 栏 目 开 关
学习·探究区
[归纳总结]
第1课时Байду номын сангаас
高中化学【电离能及其变化规律 】课件
第
探究三：同种元素原子的电离能变化
Be的第一、二、三、四各级电离能依次为：
899KJ/mol、1757KJ/mol、14840KJ/mol、21000KJ/mol.
结合原子结构解释各级电离能逐渐增大并突跃的原因。
原子失去电子后半径减小，原子核对外
50 45
I3
40
层电子的有效吸引增大，失电子变难，所 35
NA a
MB g
ACl
突跃点
2.根据电离能数据确定元素核外电子排布
同电子层内电离能差距较小，不同电子层间的 能级相差很大，数值呈现突跃性变化。
突跃
1.分析上述11个电子属于 3 个电子层。 2.写出该元素基态原子的核外电子排布式
1S22S22P63S2 。 3.该元素常见化合价是 +2
3.根据电离能数据比较元素原子失电子能力
I2（I3（第第二三电电离离能能））0 电电离离能能
2.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度。
电离能越小，该气态原子越容易失去电子；
电离能越大，气态时该原子越难失去电子。
故可判断金属原子在气态时失电子的难易程度 。
探究一：电离能的变化规律
观察图1-3-5和图1-3-6讨论说明原子的第一电离能随着 元素原子序数的递增呈现怎样的变化，并从原子结构的 角度加以解释。
原子失电子能力增强Po
运用得失电子规律分析下面两组元素 的原子得失电子能力的强弱。 1. S 和 Cl 2. Li 和 Mg
在科学研究和生产实践中，仅有定性的 分析往往是不够的，为此，人们用电离 能、电子亲和能、电负性来定量的衡量 或比较原子得失电子能力的强弱。
学习目标：
• 1、理解电离能的概念及其变化规律 • 2、通过对电离能的认识理解原子结构与元
原子结构与元素的性质高中化学人教版选修第二册公开课教案
第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.1原子结构与元素周期表本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。
教学重点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系教学难点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系多媒体调试、讲义分发【导入新课】现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家门捷列夫(Dmitri Mendeleev)首先创造的，他将当时已知的63种元素依相对原子质量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一列，制成元素周期表的雏形。
经过多年修订后才成为当代的周期表。
在化学教科书和字典中，都附有一张“元素周期表（英文：the periodic table of elements）”。
这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系。
它的发明，是近代化学史上的一个创举，对于促进化学的发展，起了巨大的作用。
【新课讲授】一、元素周期律元素周期系元素周期表1.概念辨析(1)元素周期系:元素性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变(2)元素周期系：元素按原子核电荷数递增排列的序列(3)元素周期表的发展历程元素周期系只有一个，元素周期表多种多样第一张周期表——门捷列夫周期表。
门捷列夫周期表最重要的特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1~7族分主副族，第八族称为过渡元素。
主副族和第八族的概念使用至今，但过渡元素的概念不同了。
2017-2018学年度高二化学《原子结构与元素的性质》知识点总结归纳+典例解析
原子结构与元素的性质【学习目标】1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系；2、知道外围电子排布和价电子层的涵义，认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律；3、掌握原子半径的变化规律；4、了解元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质、主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系；5、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质，根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则；6、认识原子结构与元素周期系的关系，形成有关物质结构的基本观念，认识物质的结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。
【要点梳理】要点一：原子结构与周期表1、元素周期系：（元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复的结果）随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。
然后又开始由碱金属到稀有气体，这就是元素周期系中的一个个周期。
这也是原子核外电子排布规律中为什么最外层的电子数不超过8个电子的原因。
2、元素周期表：(体现元素原子结构、元素性质的周期性变化)⑴元素周期表的结构在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素。
因此元素周期系的发展就像螺壳上的螺纹一样螺旋上升的。
⑵、原子结构与元素在周期表中的位置关系（元素在周期表中的位置由原子结构决定）原子核外电子层数决定元素所在的周期：周期序数=原子核外电子层数；原子的价电子总数决定元素所在的族，周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以：主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。
而副族元素的族序数不等于其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。
2022-2023学年鲁科版选择性必修二 1-3-2 元素的电离能、电负性及其变化规律 教案
第一章原子结构与元素性质第3节元素性质及其变化规律第2课时元素的电离能、电负性及其变化规律【教学目标】1.了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2.知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律。
【教学重难点】重点：电离能和电负性的含义及其变化规律。
难点：电离能和电负性的含义及其变化规律。
【核心素养】宏观辨识与微观探析：了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
证据推理与模型认知：知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律，培养的化学核心素养。
【教学过程】【知识回顾】学生完成学案知识回顾内容【联想质疑】为满足科学研究和生产实践的需要，对原子得失电子的能力仅有定性的分析往往是不够的，因此人们不断尝试寻找能定量地衡量或比较原子得失电子能力的方法。
不过，在化学变化中伴随着不同原子核外电子之间的相互作用等复杂过程的发生，要想借助化学变化来确立定量描述某种原子得失电子能力的参数并不容易。
请你充分发挥想象力，尝试找到解决这个问题的思路。
【引入】科学家通常用电离能来表示元素原子或离子失去电子的难易程度。
阅读教材相关内容，了解电离能的含义。
【板书】二、元素的电离能及其变化规律1.电离能的定义【讲述】气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量称为电离能，常用符号I表示，单位为kJ·mol-1。
【投影】【讲述】元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能，常用符号I1表示；在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能，常用符号I2表示；以此类推，还有第三、第四电离能等。
同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……【投影】【板书】2.电离能的含义及应用【讲述】电离能越小，表示在气态时该元素的原子（或离子）越容易失去电子；电离能越大，表示在气态时该元素的原子（或离子）越难失去电子。
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新课标人教版高中化学全部教材目录必修第一册绪言第一章物质及其变化第一节物质的分类及其转化第二节离子反应第三节氧化还原反应整理与提升第二章海水中的重要元素——钠和氯第一节钠及其化合物第二节氯及其化合物第三节物质的量整理与提升实验活动1 配置一定物质的量浓度的溶液第三章铁金属材料第一节铁及其化合物第二节金属材料整理与提升实验活动2铁及其化合物的性质第四章物质结构元素周期律第一节原子结构与元素周期表第二节元素周期律第三节化学键整理与提升实验活动3同周期、同主族元素性质的递变附录Ⅰ实验室突发事件的应对措施和常见废弃物的处理方法附录Ⅱ一些化学品安全使用标识附录Ⅲ名词索引附录Ⅳ部分酸、碱和盐的溶解性表(室温)附录V一些常见元素中英文名称对照表附录V相对原子质量表必修第二册第五章化工生产中的重要非金属元素第一节硫及其化合物第二节氮及其化合物第三节无机非金属材料整理与提升实验活动4 用化学沉淀法去除粗盐中的杂质离子实验活动5 不同价态含硫物质的转化第六章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化第二节化学反应的速率与限度整理与提升实验活动6 化学能转化成电能实验活动7 化学反应速率的影响因素第七章有机化合物第一节认识有机化合物第二节乙烯与有机高分子材料第三节乙醇与乙酸第四节基本营养物质整理与提升实验活动8 搭建球棍模型认识有机化合物分子结构的特点实验活动9 乙醇、乙酸的主要性质第八章化学与可持续发展第一节自然资源的开发利用第二节化学品的合理使用第三节环境保护与绿色化学整理与提升附录Ⅰ名词索引附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表(室温)附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表附录Ⅳ相对原子质量表元素周期表选择性必修1引言第一章化学反应的热效应第一节反应热第二节反应热的计算整理与提升第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率第二节化学平衡第三节化学反应的方向第四节化学反应的调控整理与提升实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡第二节水的电离和溶液的pH第三节盐类的水解第四节沉淀溶解平衡整理与提升实验活动2 强酸与强碱的中和滴定实验活动3 盐类水解的应用第四章化学反应与电能第一节原电池第二节电解池第三节金属的腐蚀与防护整理与提升实验活动4 简单的电镀实验实验活动5 制作简单的燃料电池附录I 某些物质的燃烧热(25℃，101kPa)附录Ⅱ某些弱电解质的电离常数(25℃)附录Ⅲ常见难溶电解质的溶度积常数(25℃) 附录Ⅳ名词索引元素周期表选择性必修2物质结构与性质第一章原子结构与性质知识点1 能层与能级知识点2 基态与激发态原子光谱知识点3 构造原理与电子排布式知识点4 电子云与原子轨道知识点5 泡利原理、洪特规则、能量最低原理知识点6 原子结构与元素周期表知识点7 原子半径知识点8 电离能知识点9 电负性第二章分子结构与性质知识点1 共价键知识点2 键参数--键能、键长和键角知识点3 分子结构的测定知识点4 多样的分子空间结构知识点5 价层电子对互斥模型知识点6 杂化轨道理论简介知识点7 共价键的极性知识点8 分子间的作用力知识点9 溶解性(相似相溶原理)知识点10 分子的手性第三章晶体结构与性质知识点1 物质的聚集状态知识点2 晶体与非晶体知识点3 晶胞知识点4 晶体结构的测定知识点5 分子晶体知识点6 共价晶体知识点7 金属键与金属晶体知识点8 离子晶体知识点9 过渡晶体与混合型晶体知识点10 配合物与超分子实验探究.【实验3-2】配合物的生成(1)【实验3-3】配合物的生成和析出【实验3-4】配合物的颜色【实验3-5】配合物的生成(2)规律方法方法比较物质熔点、沸点高低的方法选择性必修3 有机化学基础第一章有机化合物的结构特点与研究方法知识点1 有机化合物的分类知识点2 有机化合物中的共价键知识点3 有机化合物的同分异构现象知识点4 有机物的表示方法知识点5 有机化合物的分离、提纯知识点6 确定实验式--元素分析知识点7 确定分子式--质谱法知识点8 确定分子结构--波谱分析规律方法方法1 研究有机化合物的一般方法方法2 同分异构体数目的判断方法方法3 同分异构体书写方法第二章烃知识点1 烷烃的结构和性质知识点2 烷烃的系统命名法知识点3 烯烃知识点4 炔烃知识点5 乙炔的实验室制法知识点6 苯知识点7 苯的同系物知识点8 稠环芳香烃实验探究【实验2-1】苯的分子结构【实验2-2】苯的同系物的性质规律方法方法1 解有机物共线、共面问题的通用模板方法2 烃的比较第三章烃的衍生物知识点1 溴乙烷知识点2 卤代烃知识点3 醇知识点4 酚知识点5 乙醛知识点6 醛类知识点7 酮知识点8 羧酸知识点9 酯知识点10 油脂知识点11 酰胺知识点12 有机合成实验探究【实验3-1】溴乙烷的取代反应【探究】1-溴丁烷的化学性质【实验3-2】乙醇的消去反应【实验3-3】乙醇的氧化反应【实验3-4】苯酚的酸性【实验3-5】苯酚的取代反应【实验3-6】苯酚的显色反应【实验3-7】乙醛的氧化反应(银镜反应)悬浊液的反应【实验3-8】乙醛与新制Cu(OH)2【探究】羧酸的酸性第四章生物大分子知识点1 糖类的组成和分类知识点2 单糖知识点3 二糖知识点4 多糖(淀粉、纤维素)知识点5 氨基酸知识点6 蛋白质知识点7 酶知识点8 核酸实验探究【实验4-1】葡萄糖的性质【实验4-2】纤维素的水解【实验4-3】蛋白质的盐析【实验4-4】蛋白质的变性【实验4-5】蛋白质的显色反应第五章合成高分子基础知识知识点1 加成聚合反应知识点2 缩合聚合反应知识点3 通用高分子材料知识点4 功能高分子材料规律方法方法高聚物单体判断的方法。
新课标高中化学人教版选择性必修123册教材解读〖第一章--原子结构与性质——说明〗全篇
可编辑修改精选全文完整版第一章原子结构与性质本章说明本章在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入研究了原子结构，简述了构造原理及运用构造原理进行原子核外电子排布；运用电子云的概念，图文并茂地描述了原子轨道。
在比较系统而深入介绍原子结构知识的基础上，使学生比较容易理解元素周期表的结构及元素周期律的知识，为后续章节内容的学习奠定了基础。
本章内容比较抽象，易成为学习难点。
作为本书的第一章，教材从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，注重培养学生的化学学科核心素养。
一、教材分析本章教材充分考虑了初中化学和高中化学（必修）中的原子结构知识的基础，注意知识的衔接与深化。
本章内容包括原子结构、元素周期表和元素周期律等知识，教材以原子结构为基础，并在此基础上推演元素的性质。
本章的内容结构如下图所示。
在第一节“原子结构”中，在学生已有原子结构知识的基础上，直接给出核外电子的能层（即“电子层”）和能级（即“电子亚层”）两个概念，给出每一能层有几个能级，每个能级最多可以容纳的电子数，并在能级的基础上引出原子的基态和激发态，以及原子光谱。
有了能层和能级的概念，教材直接给出构造原理，并根据构造原理进行核外电子排布。
这样一来，教材中没有出现四个量子数的概念，降低了学习难度。
构造原理是一个经验规律，构造原理直接给出了原子核外电子排布的次序。
该节在描述原子核外电子的运动状态时，借助电子云的概念，形象地引出了原子轨道。
有了原子轨道的概念，运用原子轨道对原子核外电子的排布作进一步研究，进而介绍了泡利原理和洪特规则，以及能量最低原理。
在第二节“原子结构与元素的性质”中，首先，从元素周期律、元素周期系的角度说起元素周期表，然后，根据构造原理得出的核外电子排布，解释了元素周期系的基本结构，再通过“探究”栏目要求学生进一步认识元素周期表的结构。
关于元素周期律，教材重点讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。
另外，多样化的图表是本章在呈现方式上的特点。
第1章 第3节 第2课时 元素的电负性及其变化规律
一般认为：①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间
通常形成离子键；②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它
们之间通常形成共价键。
例1 下列有关电负性的说法中正确的是 A.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 B.在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小 C.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性 D.在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 √
现正价。
(4)如何根据成键元素的电负性判断其形成的化学键类型？ 答案 根据成键元素电负性差值的大小可以判断化学键的类型。电负性
差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键；电负性差值小的元 素原子之间形成的化学键主要是共价键；电负性相同的元素原子之间形 成的化学键一定是共价键。
(5)在元素周期表中，某些位于相邻周期、相邻主族且处于左上右下位置
的两种元素，它们的单质及其化合物的性质相似，如Li－Mg、Be－Al，
请解释其原因。 答案 Li、Mg的电负性分别为 1.0、 1.2，Be、Al的电负性均为 1.5，由于
电负性接近，说明它们吸引电子的能力相当，表现的性质相似。
归纳总结
(1)判断元素的类型
通常，电负性小于2.0的元素大部分是金属元素，电负性大于2.0的元素大
元素符号
X值
Na
0.93
Al
1.61
Si
1.90
P
2.19
S
2.58
Cl
3.16
(1) 根 据 表 中数 据 归纳 元 素的 电 负性 与原 子 吸引 电 子的 能 力的 关 系 是 元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强 。 __________________________________________ 解析 由表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应
高中化学课件 原子半径、电离能及其变化规律
的第一电离能。为什么？
短周期元素的第一电离能
I1/kJ·mol-1 2500
2500
He
2000
N
2000
1500 1000
500
H Be
Li
N
C B
Fe
O
P
Mg
Si
Na Al
Ar 1500
Cl 1000
S
500
0
0
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
2．已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2－、dZ－都具有相同的电子层
结构，下列关系正确的是( D )
A．质子数c>d
B．离子的还原性Y2－<Z－
C．氢化物的稳定性H2Y>HZ D．原子半径X>W
3.元素原子得失电子的能力
(1)同周期主族元素原子的电子层数相同，从左到右原子半径逐渐减小，原子 核对外层电子的吸引作用逐渐增强。因此,同一周期主族元素从左到右，元 素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强。 (2)同主族元素原子的价电子数相同，但自上而下原子半径逐渐增大，原子核 对外层电子的吸引作用逐渐减弱。因此,自上而下，金属元素原子失去电子 的能力越来越强，非金属元素原子获得电子的能力越来越弱。
同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金 属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
阅读学习
在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此人们用电 离能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。
阅读课本第22页内容，了解电离能的概念和含义，分析电离能描述的是 元素的哪种性质？并分析第一电离能的数值和性质的关系？
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第3节原子结构与元素性质
第1课时电离能及其变化规律
课程学习目标
1.了解元素电离能的含义,了解元素电离能和原子核外电子排布的关系。
2.了解同一周期、同一主族中元素电离能的变化规律。
3.能应用电离能说明元素的某些性质。
知识记忆与理解
知识体系梳理
电离能及其变化规律
(一)电离能的定义
1.电离能:气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫作电离能,常用符号I表示,单位为。
2.第一电离能:处于基态气态原子失去电子形成+1价所需的最低能量称为第一电离能,常用符号表示。
+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要能量称为,常用符号表示。
依次还有第三、第四电离能等。
通常,原子的第二电离能第一电离能,第三电离能第二电离能。
3.第一电离能的作用:可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
I1越小,原子越;I1越大,原子越。
(二)I1的周期性变化
1.同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现的趋势,碱金属的第一电离能最,稀有气体的第一电离能最。
2.同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐。
3.周期表的右上角元素的第一电离能数值,左下角元素的第一电离能的数值。
4.钠原子的第一电离能较低,而第电离能突跃式变高,这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价阳离子,形成具有稀有气体元素原子的稳定状态后,核对外层电子的有效吸引作用变得更强。
镁元素第电离能突跃式变高。
基础学习交流
1.同周期元素第一电离能是否逐渐增大?
2.已知某元素的第一至第八电离能(单位kJ·mol-1):
I1=577,I2=1820,I3=2740,I4=11600,I5=14800,I6=18400,I7=23400,I8=27500
(1)为什么I1至I8是增加的?
(2)试推测该元素的原子最外层有几个电子。
3.参考教材中钠和镁的电离能数据分析:为什么Na易形成Na+,而不易形成Na2+?Mg易形成Mg2+,而不易形成Mg3+?
预习检测
1.下列原子第一电离能最大的是()。
A.O
B.Ne
C.F
D.N
2.下列有关电离能的说法中,正确的是()。
A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
C.同一周期中,主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D.可通过一种元素各级电离能的数值,判断元素可能的化合价
3.第ⅠA族元素从上到下,原子半径依次、金属性依次、非金属性依次、元素第一电离能依次;第3周期的主族元素中,第一电离能最大的元素是(填元素符号,下同),第一电离能:P(填“>”或“<”)S,原因是。
思维探究与创新
重点难点探究
探究:元素的电离能及其变化规律
互动探究
下表是一些元素的电离能(kJ·mo):
电离能锂X Y。