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1、第一章原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 （第二课时）,2020/8/24,二、元素周期律,定义：,包括 ： 元素化合价 、金属性和非金属性、原子半径、电离能和电负性等的周期性的变化,元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化。,本质：元素性质的周期性变化是元素核外电子排布周期性变化的必然结果。,（一）原子半径,观察下图，总结原子半径的变化规律,思考与探究：,1决定原子半径大小的因素是什么？ 2在元素周期表中，元素的原子半径有何变化规律？,1、影响因素,电子的能层数越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大。,核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小。,能层数,核电
2、荷数,学与问,同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小。因为同周期元素原子具有相同的电子能层，但随核电荷数增多，核对电子的引力变大，从而使原子半径减小。,同周期主族元素，从左到右，原子半径变化趋势如何？应如何理解？,周期表中同主族元素，从上到下，原子半径变化趋势如何？应如何理解？,同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。因为同主族元素自上到下，原子具有的能层数增大，使原子半径增大；虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但前者是主要因素，故实际上原子半径增大。,2、微粒半径的比较方法,同周期从左至右，原子半径逐渐减小； 同主族从上到下，原子半径逐渐增大 ； 同种元素的不同微粒，核外电子数
3、越多，半径越大。 电子层结构相同的微粒，核电荷数越大半径越小。,能层数目不同的微粒，能层数目越多半径越大；能层数目相同的微粒，核电荷数越大半径越小; 能层数目和核电荷数都相同的微粒（即同种元素的不同微粒），电子数越多半径越大。,比较下列微粒的半径的大小： （1）Ca AI (2) Na+ Na (3) Cl- Cl (4)K+ Ca2+ S2- CI-,S2-CI-K+Ca2+,例题1：,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（ ） A.原子序数关系：CBA B.微粒半径关系： Bn- An+ C. C微粒是稀有气体元素的原子. D. 原子半径关系是：ABC,BC,例
4、题2：,（二）电离能,（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。 符号：1 单位:KJmol1,1、第一电离能：,（2）意义：,电离能表示原子失去电子的难易程度。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。,观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：,（3）规律：,每个周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电离能最小，最后一种元素（稀有气体）的第一电离能最大。同周期从左往右第一电离能总体呈增大趋势。,同主族自上而下，第一电离能逐渐减少.,第A元素和第A元素的反常现象如何解释？,设疑：,基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形
5、成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。,IIA、VA元素的 I1分别高于同周期相邻两元素。（因为其价电子排布呈全满或半满状态，相对较稳定。）,辩析：,第一电离能越大，越难失电子，元素的金属性越弱，非金属性越强。,错,2、逐级电离能：,气态电中性基态原子失去一个电子转化为一价气态基态正离子所需要的最低能量，称为第一电离能，符号1。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：2）。依次类推，可得到I3、I4称为元素的逐级电离能。,碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？,碱
6、金属元素的第一电离能相对同周期其它元素最小，金属性最强。,学与问,结合P18表格：为什么同一原子的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一般是能量最高的，所以I1最小;同时，随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越多，故I1I2I3I4 ,方法 ：看逐级电离能的突变。,3、电离能的应用：,（1）核外电子分层排布的有力证据,（2）确定元素的核外电子数。,（3）确定元素通常以何种价态存在,同一元素的电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。,课堂练习,1.下列说法正确的是（ ） A.第3周
7、期所含的元素中钠的第一电离能最小 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. D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.,A,反常现象,最大的是稀有气体的元素：He,从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）,KNaMg,课堂练习,2在下面的电子结构中,第一电离能最小的 原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6,C,（三）电负性,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：,是原子吸引键合电子的能力大小的一种度量。电负性是
8、相对值，没单位。,为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。,鲍林L.Pauling 1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。,电负性的周期性变化规律,电负性大小与金属、非金属的关系,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。,电负性的
9、应用,1判断元素的金属性和非金属性 金属元素的电负性一般在1.8以下，非金属元素一般在1.8以上。电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Cs（Fr是放射性元素）.,3节,2估计化学键的类型 在化合物中，可以根据成键原子电负性的差值大小，估计化学键的类型。 电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。,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：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2
10、共价化合物（ ） 离子化合物（ ）,科学探究,1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。,科学探究,2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。,解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。,课堂练习,根据周期律对
11、角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题： (1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式： (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为： (3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)：,Be+2OH-BeO22-+H2,NaOH溶液,Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O,共价,元素周期律的实质： 元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。,原子半径 、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。,元素周期律的内容包括：,小 结,1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素 3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。 4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属 5、气态O原子的电子排布为： 6、半径：K+Cl- 7、酸性 HClO4H2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH)2 8、第一周期有212=2，第二周期有222=8，则第五周期有252=50种元素。,概念辩析,
