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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
人教版选择性必修2
对应阳离子的氧化性↓
非金属性↑
原子半径↑
单质的氧化性↑
气态氢化物的稳定性↑
最高价氧化物对应水化物的酸性↑
与H2化合的难易程度越来越易
气态氢化物的还原性↓
对应阴离子的还原性↓
原子半径↓
金属性↑
单质的还原性↑
与H2O或酸反应的剧烈程度越来越剧烈
最高价氧化物对应水化物的碱性↑
任务一 原子半径(与必修阶段一致)
1. 原子半径影响因素
取决于
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
原子半径
电子能层数
核电荷数
电子之间的排斥力也就越大
核对电子的引力也就越大
原子半径越大
原子半径越小
从上到下，原子半径逐渐增大。主要原因：同主族元素从上到下，随着能层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，能层数的影响大于核电荷数增加的影响。
从左到右，原子半径逐渐减小。主要原因：同周期主族元素从左到右，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用。
任务一 原子半径(与必修阶段一致)
“一看”电子层数:一般情况下,当电子层数不同时,层大径大。
例:r(Li)r(O2-)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
例:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl);
r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
例:r(Cl-) r(Cl);r(O2-) r(O)。
原子半径逐渐增大
原子半径逐渐减小
Na＞Na+。
＞ ＞
2. “三看”法比较简单粒子的半径大小
课堂练习
比较下列原子（离子）半径的大小
(1) r(Na) r(Mg) r(Al) r(Si) r(P) r(S) r(Cl)
(2) r(Li) r(Na) r(K) r(Rb) r(Cs)
>
>
>
>
>
>
<
<
<
<
(3) r(Cl－) r(Cl)， r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)
(4) r(O2－) r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)
(5) r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)
>
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>
>
>
>
>
任务二 电离能
1. 概念
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。符号：I1 单位：kJ·mol-1
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
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. 意义
任务二 电离能
3. 元素第一电离能的周期性
问题：以ⅠA、0族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？
自上而下原子越来越易失去电子，同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 。
任务二 电离能
3. 元素第一电离能的周期性
问题：同周期元素的第一电离能变化有何规律？
每个周期的第一种元素(氢或碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大；从左到右，总体呈现增大趋势(有个别反常)。
任务二 电离能
3. 元素第一电离能的周期性
问题：为什么 B 、 Al 、 O 、 S 等元素的电离能比它们左边元素的电离能低？
价电子排布处于全充满或半充满是比较稳定的状态，故同周期ⅡA族和ⅢA族, ⅤA族和ⅥA族元素第一电离能出现反常。
任务二 电离能
4. 元素逐级电离能的变化
问题：碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟其化合价有什么联系？
电离能kJ·mol Na Mg Al
第一电离能 496 738 578
第二电离能 4562 1451 1817
第三电离能 6912 7733 2745
第四电离能 9543 10540 11575
第五电离能 13353 13630 14830
第六电离能 16610 17995 18376
第七电离能 20114 21703 23293
一般I1越小，元素的金属性越强。
原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，核电荷数未变而电子数目变少，半径变小，原子核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子更难失去，故I2>I1，同理I3>I2。
某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
任务三 电负性
1. 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。
2. 键合电子
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
原子的价电子
键合电子：参与化学键形成
孤对电子：未参与化学键形成
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
键合电子
孤对电子
3. 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，没单位）
任务三 电负性
4. 意义
电负性大的元素吸引电子的能力强，反之就弱。
元素的电负性越大，对键合电子吸引能力越大，元素的非金属性越强
元素的电负性越小，对键合电子吸引能力越小，元素的金属性越强
5. 标准
鲍林利用实验数据进行了理论计算，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。(稀有气体不讨论电负性)
鲍林
任务三 电负性
6. 电负性的周期性变化
a.一般来说，同周期元素 从左到右，原子半径逐渐减小，元素的非金属性逐渐增强，元素的电负性逐渐变大 。
b.同族元素从上到下，原子半径逐渐增大，元素的非金属性逐渐减弱，元素的电负性逐渐变小。
电负性最大的元素:
电负性最小的元素：
(不考虑稀有气体及放射性元素)
Cs
F
任务三 电负性
7. 电负性的应用
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
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。
②对角线规则：电负性相近，性质相似
任务三 电负性
7. 电负性的应用
③判断化合物中元素化合价的正负
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
CH4
SiH4
-4 +1
+4 -1
知识总结
越靠右，越靠上
② 元素非金属性增强
①原子半径减小
③单质氧化性增强
④离子还原性减弱
⑥简单气态氢化物稳定性增强
⑦最高价氧化物对应水化物酸性增强
⑤单质与H2化合越来越容易
越靠左，越靠下
② 元素金属性增强
①原子半径增大
③单质还原性增强
④离子氧化性减弱
⑥最高价氧化物对应水化物碱性增强
⑤单质与H2O (或酸)反应剧烈程度增加
⑦第一电离能减小
⑧第一电离能增大
(但注意：同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA )
⑧电负性减小
⑨电负性增大
注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括

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