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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
学习目标
1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释。
2.通过对原子半径、第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该模型解释元素性质的规律性和特殊性。
1.影响原子半径大小的因素
（1）电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的______作用将使
原子的半径增大。
（2）核电荷数：核电荷数越大，核对电子的______作用也就越大，
将使原子的半径减小。
排斥
吸引
知识点一 原子半径
2.主族元素原子半径的周期性变化
（2）同周期主族元素：从左到右，随核电荷数增大，原子半径逐渐______。
（1）同主族元素：从上到下，随电子层数增多，原子半径逐渐______。
减小
增大
“一看”电子层数
“二看”核电荷数
3.离子半径的比较方法
（1）同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳
离子大于高价阳离子。例如， rCl? ___ rCl ， rFe ___ rFe2+ ___
rFe3+ 。
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（2）能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如， rO2? __
rF? ___ rNa+ ___ rMg2+ ___ rAl3+ 。
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第2周期
第3周期
阴上阳下
1.第三周期元素的阳离子半径从左到右如何变化？阴离子呢？




2.第三周期元素的离子中离子半径谁最小？
减小
减小
思考：
（3）带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如， rLi+ ___
rNa+ ___ rK+ ___ rRb+ ___ rCs+ ， rO2? ___ rS2? ___ rSe2?
___ rTe2? 。
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（4）核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如，
比较 rK+ 与 rMg2+ ，可选 rNa+ 为参照， rK+ ___ rNa+ ___
rMg2+ 。
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同主族
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。
首次合成出的第一个稀有气体化合物
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。
1962年， 26岁英国化学家巴特利特
26岁英国化学家巴特利特首次合成出XePtF6

他是如何想到的？
O2PtF6
O2＋
PtF6－
O2－1e－→O2＋
1 175.5 kJ·mol－1
Xe－1e－ →Xe＋
1 170.0 kJ·mol－1
Xe＋
PtF6－
第一电离能
XePtF6
1.电离能的概念
（1）第一电离能：__________原子失去__________转化为气态基态正离
子所需要的__________，通常用 I1 表示。
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（2）意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的__________。第一电离
能数值越小，原子越______失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越
____失去一个电子。
气态基态
一个电子
最低能量
难易程度
容易
难
知识点二 电离能
（3）逐级电离能
①含义：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所
需的最低能量叫做第二电离能 I2 ，以此类推，可以表示为
Mg?e?=?M+gI1 （第一电离能）
M+g?e?=?M2+gI2 （第二电离能）
M2+g?e?=?M3+gI3 （第三电离能）
②逐级电离能的变化规律
a .同一元素的电离能按 I1 、 I2 、 I3…… 顺序逐级增大。
b .当相邻逐级电离能发生突变时，说明失去的电子所在的能层发生了变化。
?
2.元素的第一电离能的周期性变化
（1）同族：从上到下，同族元素的第一电离能逐渐______。
变小
He最大
2.元素的第一电离能的周期性变化
（2）同周期：一般来说，越靠右的元素，越不易失去电子，第一电离能
也就越____。
大
ⅠA族元素第一电离能最低，
零族元素第一电离能最高。
2.元素的第一电离能的周期性变化
Be:1s22s2
B:1s22s22p1
Mg:1s22s22p63s2
Al: 1s22s22p63s23p1
N:1s22s22p3
O:1s22s22p4
P:1s22s22p63s23p3
S:1s22s22p63s23p4
元素第一电离能变化规律
电离能(总趋势)
高
低
高
低
原子半径
小
大
金属性
电离能(总趋势)
小
大
原子半径
金属性
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？
思考：下表的数据从上到下是钠、镁、铝 逐级电离能
阳离子所带的正电荷数增多，吸引电子的能力增强……
3.电离能的应用
（1）判断元素的金属性、非金属性强弱：一般来说， I1 越大，元素的非
金属性越强； I1 越小，元素的金属性越强。
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（2）确定元素原子最外层电子数。如 Li：I1?I2外的三个电子排布在两个能层上（ K 、 L 层），且最外层上只有一个电子。
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（3）确定元素在化合物中的化合价。如 K：I1?I2失去一个电子形成 +1 价阳离子。
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阴上阳下
科学家通过：气态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(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
电负性
那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引电子的能力呢？
鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。
鲍林研究电负性的手稿
莱纳斯·卡尔·鲍林
(Linus Carl Pauling)
1.相关概念
（1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成________的电子。
（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
性越大的原子，对键合电子的吸引力______。
化学键
越大
知识点三 电负性
2.衡量标准
以____的电负性为4.0和____的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素
的电负性。
氟
锂
电负性的周期性变化
观察下表并思考：元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？
应用一
判断元素的金属性和非金属性强弱
非金属性增强，金属性减弱
非金属性增强，金属性减弱
电负性 ＞ 1.8 非金属元素
电负性 ＜ 1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
(既有金属性，又有非金属性)
判断依据
H——Cl
-1
+1
显负价
显正价
应用二
判断元素的化合价
判断依据
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。
弱
正值
强
负值
电负性差 2.1
电负性 0.9
3.0
电负性差 0.9
电负性 2.1
3.0
成键原子之间的电负性差值
大于1.7
小于1.7
通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物
通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物
应用三
判断化合物的类型
离子化合物
共价化合物
应用三
判断化合物的类型
成键原子之间的电负性差值
小于1.7
通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物
通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物
大于1.7
特殊
NaH：离子化合物
HF：共价化合物
Cs
F
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
第一电离能：
ⅡA＞ⅢA
ⅤA＞ⅥA
He最大
增大
减小
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