1-2 原子结构与元素第二课时(用)

元素的化学性质( 金属性与非金属性) 元素的化学性质(如:金属性与非金属性)呈现周期性变化
【结论】：元素的性质随着元素原子序数的 结论】 递增而呈现周期性的变化 ------元素周期律 元素周期律
【注意】： 注意】
元素性质的周期性变化是元素原子的核外 电子排布的周期性变化的必然结果。 电子排布的周期性变化的必然结果。
元素周期律
1-2 原子结构与 元素的性质
（第3课时）
2、电离能（阅读课本Ｐ18） 电离能（阅读课本Ｐ18） （1）、概念 ）、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为 气态电中性基态原子失去一个电子转化为 电中性基态原子失去一个电子 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 第一电离能 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ 表示，单位： 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 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 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
判 断 依 据
非金 属性 强弱
元素的化学性质( 金属性与非金属性) 元素的化学性质(如:金属性与非金属性)呈现周期性变化
随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 核外电子排布 元素原子半径呈现周期性变化 元素原子半径呈现周期性变化 原子半径 主要化合价呈现周期性变化 元素主要化合价 元素主要化合价呈现周期性变化
结论： 结论：原子半径呈周期性的变化规律
课堂练习2 课堂练习2： 具有相同电子层结构的三种微粒A 具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C 下列分析正确的是（ 下列分析正确的是（
BC
）
A.原子序数关系：C>B>A A.原子序数关系： 原子序数关系 B.微粒半径关系： B.微粒半径关系： Bn-> An+ 微粒半径关系 C微粒是稀有气体元素的原子 微粒是稀有气体元素的原子. C. C微粒是稀有气体元素的原子. 原子半径关系是： D. 原子半径关系是：A<B<C
1-2 原子结构与元素的性质
第二课时
知识回顾
元素周期律的内容
表5-5 1~18号元素的核外电子 1~18号元素的核外电子 号元素的 排布、 排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2 最外层电子数1→2
最外层电子数1→8 最外层电子数1→8
最外层电子数1→8 最外层电子数1→8
【核外电子排布的变化规律】 核外电子排布的变化规律】
规律： ）电子层数不同时,电子层数越多 原子半径越大。 规律：（1）电子层数不同时 电子层数越多 原子半径越大。 电子层数越多,原子半径越大 核电荷数越大， （2）电子层相同时 核电荷数越大，原子半径越小。 ）电子层相同时,核电荷数越大 原子半径越小。 电子数越多， （3）电子层、核电荷数都相同时 电子数越多， 原子半径越大。 ）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多 原子半径越大。
课堂练习： 课堂练习： 下列说法正确的是（ 下列说法正确的是（
A
）
A.第 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） 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 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大. C.在所有元素中，氟的第一电离能最大. 在所有元素中
【元素化合价的变化规律】 元素化合价的变化规律】
结论： 结论：元素的化合价呈周期性的变化规律
根据实验，可得出第三周期元素金属性、 根据实验，可得出第三周期元素金属性、 非金属性的递变规律: 非金属性的递变规律
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
金属性逐渐减弱， 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
用结构观点解释： 用结构观点解释：
C
s
F
非 金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si Ge As Sb Te Po At 金属性逐渐增强
元素的金属性与非金属性的判断
金属 性强 弱 ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 单质的还原性或离子的氧化性（ ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极 上得电子的先后） 上得电子的先后） ④互相置换反应 ⑤原电池反应中正负极 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应
结论： 结论：核外电子排布呈周期性的变化规律
表5-5 1~18号元素的核外电子 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价 排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小
原子半径 大→小
【原子半径的变化规律】 原子半径的变化规律】
原子半径的影响因素: 原子半径的影响因素 1、电子的能层数 、 原子半径 的大小 取决于 2、核电荷数 、
鲍林
L.Pauling 1901-1994
鲍林研究电负性 的手搞
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对 氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对 4.0 1.0 标准，得出了各元素的电负性。 标准，得出了各元素的电负性。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度
：＜1.8 金 属：＜ 类金属： 类金属：≈1.8 非金属：＞ ：＞1.8 非金属：＞
②电负性相差很大的元素化合通常形成离子键； 电负性相差很大的元素化合通常形成离子键； 离子键 电负性相差不大的两种非金属元素化合， 电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常 形成共价键 共价键； 形成共价键；
电负性相差越大的共价键， 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。 负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
同周期元素 从左到右 原子核对最 外层电子的 吸引力增强 电子层数相同 核电荷数增多 原子半 径减小
原子失电子能力 逐渐减弱， 逐渐减弱，得电 子能力逐渐增强
【元素金属性和非金属性的递变】 元素金属性和非金属性的递变】
族 周期Biblioteka ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
0
1 2 3 4 5 6 7
非金属性逐渐增强 金 属 性 逐 渐 增 强
学与问： 学与问： 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、 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 为什么原子逐级电离能越来越大 价有何关系？ 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， 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； 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， 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。 而电离能越来越大。 看逐级电离能的突变。 逐级电离能的突变。 突变
表5-5 1~18号元素的核外电子 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价 排布、原子半径和主要化合价
主要化合价：正价+1→0 主要化合价：正价+1→0 主要化合价：正价+1→+5 主要化合价：正价+1→+5 负价： →，负价：-4 →-1 → 0
主要化合价：正价+1→+7 主要化合价：正价+1→+7 负价： →，负价：-4 →-1→0
思考与探究： 思考与探究： 观察图1 21，总结第一电离能的变化规律： 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 数递增有什么规律？（同周 同主族） 期、同主族）
（2）、元素第一电离能的变化规律： ）、元素第一电离能的变化规律： 元素第一电离能的变化规律 1）同周期： 同周期： 从左到右呈现递增趋势 最小的是碱金属， 递增趋势（ 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； 的元素； b、第ⅡA元素 ⅢA的元素；第ⅤA元素 ⅥA元素 、 元素>Ⅲ 的元素 的元素； 元素>Ⅵ 元素 元素 元素 元素和第Ⅴ 元素的反常现象如何解释 元素的反常现象如何解释？） （第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？） 元素和第 半充满、 ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构 半充满 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。 同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。 的元素自上而下第一电离能逐渐减少 3、电离能的意义： 电离能的意义： 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电 失去电子难易的物理量 离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的 离能越小，表示气态时越容易失去电子， 越小 易失去电子 金属性越强。 金属性越强。
3、电负性（阅读课本Ｐ18） 电负性（阅读课本Ｐ ） （1）、基本概念 ）、基本概念 元素相互化合，相邻的原子之间产生的 元素相互化合，相邻的原子之间产生的 化学键： 化学键： 强烈的化学作用力 形象地叫做化学键。 的化学作用力， 强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。 键合电子： 键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为 键合电子。 键合电子。 电负性： 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， 。（电负性是相对值 吸引力的大小。（电负性是相对值，没 单位） 单位）
随着原子序数的递增
引起了
小结
最外层电子数 1→8 （K层电子数 1→2） 层电子数 ）
核外电子排布呈周期性变化
决定了