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第二节 原子结构与元素的性质
第2课时：元素周期律
第一章
第一章
第二节 原子结构与元素的性质
0
第2课时：元素周期律
知识回顾：
元素周期律：
元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律
元素周期律实质：
元素原子的核外电子排布周期性的变化是元素性质的周期性变化的必然结果
元素周期律具体表现：
①元素主要化合价的周期性变化
③元素金属性、非金属性的周期性变化
②原子半径
元素周期律的内涵丰富多样，除了以上几点，还有……
共价半径
范德华半径
金属半径
r
r
r
原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的。
知识拓展
共价半径：
同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。
Cl2
Br2
198pm
228pm
Cl的共价半径99pm
Br的共价半径114pm
金属半径：
金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。
286pm
铝原子的金属半径143pm
金属铝
范德华半径：
稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。
D = 2r
随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。
0.04
0.06
0.08
0.1
0.12
0.14
0.16
0.18
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
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17
18
原子半径\nm
原子序数
那么，影响原子半径大小的因素是什么呢？
1.原子半径
元素周期律
主族元素原子半径的周期性变化
原子半径增大
原子半径减小
核电
荷数
电子的能层数
影响
原子半径的周期性的递变
元素周期律
1.原子半径
如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？
主族元素原子半径的周期性变化
原子半径增大
原子半径减小
能层
占主导
核电荷数
占主导
1.原子半径
元素周期律
电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，使原子半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。
从左至右，核电荷数越大，半径_______。
从上到下，核电荷数越大，半径_______。
影响原子半径大小的因素
原子半径的递变规律
越小
越大
同周期：
同主族：
1.原子半径
电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，使原子半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。
（1） 电子的能层数：
（2）核电荷数：
这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变
元素周期律
粒子半径比较的一般思路
1
一层
先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
2
二核
若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
3
三电子
若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
规律总结:
【课堂练习1】下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( )
A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br
C.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D.Cl－、Br－、I－
【课堂练习2】下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( )
A.NaF B.MgI2
C.BaI2 D.KBr
C
B
【思考与交流】 课本P23
1.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 如何解释这种趋势
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。
其主要原因是:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
2. 元素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 如何解释这种趋势
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势
【思考与交流】 课本P23
在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析得失电子的能力往往是不够的，为此人们引入电离能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。
电离能
阅读课本第23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？
反映
决定
元素的性质
原子
结构
那么，原子失去1个电子或失去多个电子，所需能量有什么区别呢？
（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。符号：I1 单位：kJ·mol-1
能量最低的保证条件
M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量
第二电离能
第三电离能
……
电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强；
电离能越大，表明在气态时该原子失去电子 ,即元素的________性越弱。
容易
越难
金属
金属
（2）电离能的意义
2.电离能
表示方法：
元素周期律
同周期
同主族
第一电离能从上到下总体呈现减小趋势
特例：
第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
(3) 元素第一电离能变化规律
元素周期律
2.电离能
每个周期的第一种元素(ⅠA族元素)的第一电离能最小，最后一种元素（零族元素）的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能总体呈增大趋势。
为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的电离能要低，而使Li~Ne和Na~Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？
Be:1s22s2
B:1s22s22p1
Mg:1s22s22p63s2
Al:1s22s22p63s23p1
失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。
B和Al第一电离能：
N:1s22s22p3
O:1s22s22p4
P:1s22s22p63s23p3
S:1s22s22p63s23p4
N和P的电子排布：
半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。
③每周期：第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小。
④每周期：最后一种元素（稀有气体）的第一电离能最大。
①同主族：从上到下元素的第一电离能整体趋势变小。
②同周期：从左到右元素的第一电离能整体趋势变大。
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
反常：
电离能的递变规律
总结：
结论：第一电离能呈现周期性的递变
【思考与讨论】 课本P24
（1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
第IA族碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，则原子越容易失电子，碱金属元素的金属性逐渐增强，碱金属的活泼性越强
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
（2）下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能
【思考与讨论】 课本P24
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
原子的逐级电离能越来越大的原因：
电离能与化合价的联系
Na(g) Na+(g) + e-
Na+(g) Na2+(g) + e-
496 kJ·mol -1
4 562 kJ·mol -1
△E=4 066 kJ·mol -1
1s22s22p63s1
1s22s22p6
1s22s22p6
1s22s22p5
与Ne的核外电子一样
易失去电子
难失去电子
Na
4006
易失去电子
难失去电子
Mg
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Mg(g) Mg+(g) + e-
Mg+(g) Mg2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
1s22s22p6
1s22s22p5
Mg2+(g) Mg3+(g) + e-
713
6 282
电离能与化合价的联系
易失去电子
难失去电子
Al
1 239
928
1s22s22p63s23p1
1s22s22p63s2
Al(g) Al+(g) + e-
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Al+(g) Al2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
Al2+(g) Al3+(g) + e-
1s22s22p6
1s22s22p5
Al3+(g) Al4+(g) + e-
8830
电离能与化合价的联系
1.电离能的数值逐级增大，一级电离能较小，二级、三级电离能越来越大，更不易失去电子，因为离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，所需电离的能量也就越大。即I1 >I2 >I3> ......
结论
电离能与化合价的联系
2.当失去电子同时发生能层的变化，会引起电离能的极大变化，据此可判断该原子的能层数和化合价
化合价数＝电离能突变前电离能级数
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③判断核外电子的分层排布情况
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
(4) 元素电离能的应用
2.电离能
元素周期律
课堂练习1：正误判断
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
×
√
×
√
×
×
√
课堂练习2：根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是(　　)
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
A．五种元素中金属性最强的可能是U元素
B．R和S均可能与U在同一族
C．S元素可能在元素周期表的s区
D．价层电子排布式为ns2np1的原子可能是T元素原子
B
课堂练习3：现有核电荷数小于18的元素A,其电离能数据如表所示[I1表示失去第1个电子的电离能,In(n=2,3,4,5,6,7,8,9,10,11)表示失去第n个电子的电离能,单位为kJ·mol-1]。
(1)外层电子离核越远,能量越高,电离能越　　(填“大”或“小”);阳离子所带电荷数越多,在失去电子时,电离能越　　(填“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属　　个能层。
(3)失去11个电子后,该元素还有　　个电子。
(4)该元素的最高价氧化物的水化物的化学式是　　　　　　　　。
Mg(OH)2
小
大
3
1
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是_______________________
随着原子序数的增大，E值变小
(2)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填编号)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
①③
课堂练习4：不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题
(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：
_____＜E＜_____。
485 738
课堂练习4：不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题
(4)10号元素E值较大的原因是_____________________________________
________________________。
10号元素为氖，该元素原子的最外层电子
排布已达到8电子稳定结构
元素周期律
原子半径
电离能
同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。
增大
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。
减小
元素的逐级电离能越来越大
同周期：从左→右，原子半径逐渐 。
同主族：从上→下，原子半径逐渐 。
增大
减小
影响因素
1)电子的能层数
2)核电荷数
课堂小结
第一个稀有气体化合物——六氟合铂酸氙(XePtF6)
1962年，英国科学家巴特勒特：将六氟化铂和氙气混合在一起，生成了世界上首例稀有气体化合物 ：六氟合铂酸氙。
六氟合铂酸氙是一种橙黄色固体，可以由具有强氧化性的六氟化铂在六氟化硫气体中氧化氙气制得。图片右侧就是生成的六氟合铂酸氙
巴特勒特的研究极大推进了稀有气体化学的发展。至今，除了放射性稀有气体外，所有的稀有气体均已经成功制备了化合物。稀有气体化合物的研究，不仅促进着无机化学的发展，对于分子层面的物理学研究也具有广泛而深远的意义。
拓展延伸

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