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(共36张PPT)
第2节
原子半径 电离能 电负性
第一章
导 3’
单质的氧化性逐渐增强
元素的非金属性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸性越来越强
与氢气化合的难易程度越来越容易
最简单气态氢化物的稳定性越来越稳定
单质的还原性逐渐增强
元素的金属性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的碱性越来越强
与水或酸反应的剧烈程度越来越剧烈
原子半径的递变规律呢？
那么，影响原子半径大小
的因素是什么呢？
学习目标
1.了解原子半径的周期性变化规律。
2.知道电离能的概念与电离能的周期性变化及规律。（重点）
3.了解电负性的概念及意义，并掌握电负性的规律及应用。（难点）用
学7’+助8’
1.阅读课本P22理解影响原子半径大小的两个因素，结合图1-21完成P23思考与讨论（合）
2.什么是第一电离能？其随核电荷数递增有什么规律？（自）
3.观察图1-22，原子的第一电离能变化趋势是否完全符合题目2中的递变规律？找出特例，并根据课本P24资料卡片解释两段电离能曲线呈锯齿状变化的原因（合）
4.结合课本图1-23在图中找出电负性最大和最小的元素(不考虑稀有气体及放射性元素);试总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？(合）
5.标出NaAlH4 NCl3 元素的化合价（电负性大的显负价）(合）
原子半径
1、原子半径
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
展10’+评12’
2、原子半径影响因素
1)电子的能层数：
2)核电荷数：
电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大
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
原子半径
2、原子半径影响因素
原子半径
1）同周期：
2）同主族：
电子能层数增加占主导因素，原子半径增大。
核电荷数增加占主导因素
使得原子核对电子的引力增加，从而使原子半径减小。
【例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－
C
3、微粒半径比较:
“ 三看”
一看电子层数　　　
二看核电荷数
三看电子数
一般规律:
(1) 电子层数越多：半径越大。
(2) 电子层数相同时：核电核数越大，半径越小。
(3) 电子层数、核电荷数都相同时：电子数越多，半径越大。
“序小径大”、“价高径小”
原子半径
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叫做第一电离能。
M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一电离能）
M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二电离能）
…… ……
表示方法：
1、电离能
用符号 I1 表示，单位：kJ /mol 。
电离能
2）规律
同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。
减小
电离能
同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。
增大
ⅠA族元素第一电离能最低，
零族元素第一电离能最高。
问题4：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？
电离能
电离能
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：
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。
规律总结
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
评12’
4）电离能的应用
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。
① 第IA族碱金属元素：
电离能
4）电离能的应用
② 判断元素的化合价
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
元素的逐级电离能越来越大
电子越靠近原子核，受到的吸引力越大，则要离开原子所需要的能量越大
电离能
4）电离能的应用
② 判断元素的化合价
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
4066
713
6282
1239
928
8830
计算钠元素I2-I1=
镁元素I2-I1=
I3-I2=
铝元素I4-I3=
I3-I2=
I2-I1=
Na 1s2 2s22p6 3s1
Mg 1s2 2s22p6 3s2
Al 1s2 2s22p6 3s23p1
Al3+ 1s2 2s22p6
Na+ 1s2 2s22p6
Mg2+ 1s2 2s22p6
电离能
② 判断元素的化合价
问题5：逐级电离能数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系
原子的电离能越大，表示越难失去电子，故化合价也较低，应该注意的是，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。
结论
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．五种元素中电负性最大的可能是Q元素
B．R和S均可能与U在同一族
C．U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
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
定义
意义
元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，形成阴离子的倾向越大。反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱，表示该元素越不不易接受电子，越容易失去电子，形成阳离子的倾向越大
电负性
大小的标准
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。
电负性的周期性变化
(1)在图中找出电负性最大和最小的元素;
(2)总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？
1、一般来说，同周期元素 从左到右，元素的电负性逐渐变大；
2、同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
3、金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
(不考虑稀有气体及放射性元素)
短周期非金属元素位于左上角的元素
电负性更大 例：N ＞S； O ＞Cl
1.按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？
　根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上方，最小的元素位于周期表的左下方。
2.电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
　 元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
【思考与讨论】
1. 元素电负性随原子序数的递增而增大的是(　　)
A.Na　K　Rb B.N　P　As
C.O　S　Cl D.Si　P　Cl
D　　　　
一般来说,同周期元素从左到右,电负性逐渐增大;同主族元素从上到下,电负性逐渐减小。
1、判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属
性,又表现非金属性。
电负性的应用
特例，如铅元素电负性为1.9，但其为金属
思考: AlCl3(BeCl3) CaO H2O
电负性的差:
化学键类型:
共价 离子 共价
1.5
2.1
1.4
特例：HF、 BeF2 为共价化合物 NaH、 CaS 为离子化合物
两种非金属元素形成的化合物中，通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价
电负性的应用
3、判断化学键的极性强弱
4、判断共价化合物中元素的化合价
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。如极性：
H—F>H—Cl>H—Br>H—I
问题：溴与氯能以 键结合形成BrCl，BrCl中Br的化合价为 ，
写出BrCl与水发生反应的化学方程式 。
（4）判断共价化合物中元素化合价的正负
+3
+1
+3
+1
+3
P Cl3
NCl3
Cl O2
S O Cl2
+4
-2
-1
NF3
Na Al H4
Na B H4
+4
-2
-1
-3
+1
+3
-1
-1
-1
共价键
＋1
BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们的电负性相近的缘故。
电负性的应用
5、解释对角线规则
(2)根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。置换出氢气越容易，则金属性就越强
元素金属性强弱的判断方法
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
(4)根据金属活动性顺序或置换反应中单质越活泼还原性越强，对应金属阳离子的氧化性就越弱，金属性越强。
(3)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。碱性越强，则原金属单质的金属性就越强。
(5)第一电离能越小，金属性越强；电负性越小，金属性越强。
元素非金属性强弱的判断方法
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
(3)形成气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
(2)非金属元素单质与H2化合的难易程度：化合越容易，非金属性越强。
（4)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，对应非金属元素的非金属性就越强。
(5)一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强；对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。如氧化性Cl2>Br2，则非金属性：Cl>Br。
(6)根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：Cu＋Cl2 CuCl2 ，2Cu＋S Cu2S，即得非金属性：Cl>S。
(7)第一电离能越大，非金属性越强；电负性越大，非金属性越强。
1.下列不能根据元素电负性判断的性质是(　　)
A.判断化合物的溶解度
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键类型
D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
A
2.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原
子是(　　)
A.1s22s22p4
B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2
D.1s22s22p63s23p64s2
A
3、在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是 ，
第一电离能最大的元素是 ；
电负性最小的元素是 ，
电负性最大的元素是 。
(2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是 ，
第一电离能最大的元素是 ；
电负性最小的元素是 ，
电负性最大的元素是 。(不考虑放射性元素)
Na
Ar
Cl
Na
Cs
He
Cs
F
作业
必做：课本P28 1-11
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选做：课时作业3

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