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(共99张PPT)
学而不思则罔，思而不学则殆。
孔子
下列各组元素都属于p区的是
A. 原子序数为1、2、7的元素
B. O、S、P
C. Fe、Ar、Cl
D. Na、Li、Mg
解析：A项中的H元素及D项中的Na、Li、Mg均属于s区，C项中的Fe属于d区。
看谁做得既准又快
呈周期性变化核外电子排布
呈周期性变化主要化合价
呈周期性变化原子半径
呈周期性变化元素金属性与非金属性
元素周期律
表现形式
元素周期表
第一电离能
电负性
元素周期律
电离能 电负性
元素
周期律
01
02
03
微粒半径的判断
电离能
电负性
学
习
目
标
同周期、同主族、等电子离子
概念、递变规律、应用
概念、递变规律、应用
如何判断微粒半径的大小？
思考﹒ 讨论
如何判断单核微粒半径的大小？
微粒半径的大小与哪些因素有关？
思路方法
比较微粒半径的一般思路
一看层
电子层数越多
微粒半径越大
二看核
电子层数相同
核电荷数越大
微粒半径越小
三看电子
电子层数和核电荷数均相同
电子数越多
微粒半径越大
原子半径大小的周期性
1. 请判断以下微粒的半径大小关系
N_____O
问题解决
原子半径
微粒半径判断
1
1
核电荷数越大，原子半径
电子层数相同的原子
越小
同周期元素，从左到右原子半径递减
F_____Cl
2. 请判断以下微粒的半径大小关系
问题解决
原子半径
微粒半径判断
1
1
2
核电荷数越大，原子半径
电子层数相同的原子
越小
最外层电子数相同的原子
电子层数越多，原子半径
越大
同主族元素，从上到下原子半径递增
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
O2－_____ Na＋
3. 请判断以下微粒的半径大小关系
问题解决
原子半径
微粒半径判断
1
1
2
3
核电荷数越大，原子半径
电子层数相同的原子
越小
最外层电子数相同的原子
电子层数越多，原子半径
越大
电子层排布相同的离子
核电荷数越大，原子半径
越小
等电子离子，序大径小
下列微粒半径的比较中，正确的是
A．r(Mg)＞r(Na) B．r(Ca2＋)＞r(Cl－)
C．r(Cl－)＞r(Cl) D．r(Na＋)＞r(Na)
小试身手
微粒半径判断
1
1
2
3
4
核电荷数越大，原子半径
电子层数相同的原子
越小
最外层电子数相同的原子
电子层数越多，原子半径
越大
电子层排布相同的离子
核电荷数越大，原子半径
越小
同种元素的原子与离子
阳离子小于原子
阴离子大于原子
下列各组粒子半径大小的比较错误的是
A. K＞Na＞Li
B. Cl－＞F－＞F
C. Mg2＋＞Na＋＞F－
D. K＋＞Mg2＋＞Al3＋
你学会了吗？
Mg2＋
K＋
Al3＋
Na＋
解后反思
非等电子离子
可选一种离子参照比较。
四种元素基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p4；④1s22s22p5。四种原子按半径由大到小的顺序排列正确的是
A. ①>②>③>④ B. ②>①>③>④
C. ②>①>④>③ D. ①>②>④>③
思考﹒ 运用
S
P
O
F
O
S
P
F
解后反思
首先，据题意判断出元素。
其次，画出相对位置。
第三，据规判大小 。
化学趣史
最早发现的稀有气体是哪种 是谁发现的？
1892年2人在密度的测量中发现了第一个惰性气体——
氩
Argon就是懒惰的意思
1904年，两人双双获诺贝尔奖
著名化学家鲍林曾被氙捉弄过一次
1933年鲍林曾预言可制得氙的化合物，有的科学家进行实验，但都失败了。
一系列的失败，致使之后的近30年无人涉足此领域。1961年鲍林也否定了自己的预言。认为“氙在化学上是完全不反应的，它进化论如何都不能生成通常含有共价键或离子键化合物的能力”
他刚断言氙不存在化合物的第二年，紧接着氙的化合物就出现了
美丽的XeF2晶体
化学趣史
首次合成出的第一个稀有气体化合物
巴特列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。
1962年， 26岁英国化学家巴特列特
为开拓稀有气体化学作出了历史性贡献
化学趣史
首次合成出第一个稀有气体化合物
PtF6和Xe
XePtF6
化学趣史
26岁英国化学家巴特列
他是如何想到的？
O2PtF6
O2＋
PtF6－
首次合成出O2PtF6
O2－e－→O2＋
1 175.5 kJ·mol－1
Xe－e－ →Xe＋
1 170.0 kJ·mol－1
Xe＋
PtF6－
第一电离能
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？
电离能及应用
1．电离能概念
2．第一电离能：同主族、同周期的递变规律
3．电离能应用
思考：
课本23～24　　
2.1 第一电离能
电离能
2
气态基态原子失去一个电子形成气态基态阳离子所需的最低能量
符号：I
M(g，基态)－e－→M ＋(g)
……
I1
概念
思考：
元素的第一电离能大小与原子失去电子能力有何关系？
第一电离能越小，越___失电子，
第一电离能越大，越难失电子，金属性越弱
易
金属性越强
问题探究
① 元素金属性和非金属性的递变规律？
② 元素的第一电离能有何递变规律？以第二周期为例
同周期元素，从左到右，元素性质的递变规律
I1
原子序数
观察与思考
以第2、第3周期为例，观察同周期元素I1的变化规律
同周期从左到右：第一电离能逐渐增大
观察与思考
以第2、第3周期为例，观察同周期元素I1的变化规律
同周期从左到右：第一电离能逐渐增大
观察与思考
以第2、第3周期为例，观察同周期元素I1的变化规律
同周期从左到右：第一电离能呈增大趋势
2.2 递变规律
电离能
2
第一电离能
同周期
从左到右，第一电离能呈逐渐增大的趋势
ⅡA大于ⅢA，ⅤA大于ⅥA
Be
B
N
O
Mg
Al
P
S
同周期的第一电离能
Be
B
2s
2p
2s
N
O
2p
2s
2p
2s
特殊：
第三周期元素的第一电离能
ns2np3
ns2
2.2 递变规律
电离能
2
第一电离能
同周期
从左到右，第一电离能呈逐渐增大的趋势
特殊
I1(ⅡA)＞I1(ⅢA)
ⅡA为ns2（全充满）
I1(ⅤA)＞I1(ⅥA)
ⅤA为ns2np3（半充满）
问题探究
① 元素金属性和非金属性的递变规律？
② 元素的第一电离能会有何递变规律？以ⅡA为例
同主族元素，从左到右，元素性质递变规律
I1
原子序数
观察与思考
以第ⅠA、ⅡA族为例，观察同主族元素I1的变化规律
2.2 递变规律
电离能
2
第一电离能
同周期
从左到右，第一电离能呈逐渐增大的趋势
同主族
从上到下，第一电离能逐渐减少
特殊
I1(ⅤA)＞I1(ⅥA): ⅤA为ns2np3（半充满）
I1(ⅡA)＞I1(ⅢA)：ⅡA为ns2（全充满）
周期表中第一电离能最小的是 元素，最大的是 元素。(自然界存在)
Cs
He
＞
牛刀小试
1. 判断下列元素间第一电离能的大小：
Na___K O___N N___P
F ___Ne Mg___Al Cl___S
＜
＞
＜
＞
＞
①K Na Li
②B C Be N
③He Ne Ar
④Na Al S P
Li＞Na＞K
N＞C＞Be＞B
He＞Ne＞Ar
P＞S＞Al＞Na
2. 将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
具有下列价电子构型的原子中，第一电离能最小的是
A. 2s22p4
B. 3s23p4
C. 4s24p4
D. 5s25p4
解析:A、B、C、D所对应的元素依次是O、S、Se、Te元素,最外层电子结构相同,原子半径越大,原子核吸引电子的能力越弱,其第一电离能越小,故电离能大小顺序是O>S>Se>Te,第一电离能最小的是Te原子,故选D。
看谁做得既准又快
2.2 逐级电离能
电离能
2
概念
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 用I2表示。
M＋(g，基态)－e－→M2＋ (g)
……
I2
第三电离能和第四、第五电离能依此类推 用I3、I4...表示。
由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，
困难
同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1＜I2＜I3……
问题探究
元素的电离能数据有什么应用？
电离能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
元素的第一电离能大小
与元素的金属性有何关系？
第一电离能越大，越难失电子，金属性越弱
思考：
第一电离能越小，越易失电子，
金属性越强
2.3 应用
电离能
2
① 判断元素的金属性强弱
问题探究
电离能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
为什么钠元素易形成Na＋，而不易形成Na2＋
Na(g) － e－ Na+(g)
496 kJ·mol -1
4 562 kJ·mol -1
1s22s22p63s1
1s22s22p6
易失去电子
Na+(g) － e－ Na2+(g)
1s22s22p6
1s22s22p5
与Ne的核外电子一样
难失去电子
4 066
2 350
解答：从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因为Na＋ 的电子排布式为2s22p6 ，是稳定结构，难失电子，同时Na＋ 对电子的引力加大，导致Na＋ 难再失电子；即Na易形成Na＋，而不易形成Na2＋ 。
电离能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
问题探究
为什么镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋
易失去电子
难失去电子
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Mg(g) Mg+(g) + e-
Mg+(g) Mg2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
1s22s22p6
1s22s22p5
Mg2+(g) Mg3+(g) + e-
713
6 282
解答： 镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，因为镁失去两个电子后Mg2＋的外围电子排布是2s22p6，是稳定结构，同时Mg2＋对电子的引力加大，因而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。
电离能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
为什么铝元素易形成Al3＋
你学会了吗？
易失去电子
难失去电子
[Ne]3s23p1
[Ne] 3s2
Al(g) Al+(g) + e-
[Ne] 3s2
[Ne] 3s1
Al+(g) Al2+(g) + e-
[Ne] 3s1
1s22s22p6
Al2+(g) Al3+(g) + e-
1s22s22p6
1s22s22p5
Al3+(g) Al4+(g) + e-
1 239
928
8830
观察分析下表电离能数据回答问题：
元素 I1 (KJ/mol) I2 (KJ/mol) I3 (KJ/mol)
Li 520 7295 11815
Mg 738 1451 7733
问题： 解释为什么锂元素易形成Li＋，而不易形成Li2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？
元素 I1 (KJ/mol) I2 (KJ/mol) I3 (KJ/mol)
Li 520 7295 11815
Mg 738 1451 7733
解答：从表中数据可知：Li元素的I2远大于I1，因为Li ＋ 的电子排布式为1s2，是稳定结构，难失电子，同时Li ＋ 对电子的引力加大，导致Li ＋ 难再失电子；即Li易形成Li＋，而不易形成Li2＋ 。镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，因为镁失去两个电子后Mg2+的外围电子排布是2s22p6，是稳定结构，同时Mg2＋对电子的引力加大，因而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。
2.3 应用
电离能
2
① 判断元素的金属性强弱
② 判断元素的化合价
问题探究
电离能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
问题： 你能解释原子核个电子是分层排布的？
电离能突变点
2.3 应用
电离能
2
① 判断元素的金属性强弱
② 判断元素的化合价
③ 判断核外电子分层排布
下列叙述正确的是
A. 第三周期所含元素中，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
看谁做得既准又快
共用电子对
电子得失
感受﹒ 理解
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。
那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引电子的能力呢？
电负性及应用
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)
资料在线
共用电子对
电子得失
感受﹒ 理解
×
Na
×
Cl
Cl
＋
Na＋
－
[ ]
H
×
Cl
Cl
＋
×
H
键合电子
电负性
3
原子中用于形成化学键的电子
3.1 键合电子
化学趣史
成键原子间形成离子键还是形成共价键，主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。
1932年美国化学家鲍林提出了用电负性来衡量元素吸引电子能力。
3.2 概念
电负性
3
描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
指定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，确定其他元素的电负性。
相对值而非绝对值
鲍林研究电负性的手稿
观察教材25页图1-23元素的电负性回答下列问题：
问题解决
3．电负性最大和最小的元素，分别在周期表的什么位置？
观察与思考
元素的电负性随原子序数的递增，同周期有什么规律？
电负性
增大
3.2 递变性
电负性
3
从左到右，呈增大趋势
同周期
观察与思考
元素的电负性随原子序数的递增，同主族有什么规律？
电负性
减小
3.2 递变性
电负性
3
从左到右，呈增大趋势
同周期
同主族
从上到下，呈减小趋势
电负性最大
电负性最小
2.0
2.2
Na K
N P
Mg Al
Cl S
＞
＞
＞
＜
根据吸引电子的能力判断下列元素的电负性的大小：
看谁做得既准又快
下列各组元素按电负性由大到小顺序排列的
A. F N O
B. O Cl F
C. Na Mg Al
D. Cl S As
你学会了吗？
解析:不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性表示,元素的非金属性越强其电负性越大。同一周期中的主族元素,电负性随着原子序数的增大而增大;同一主族中,元素的电负性随着原子序数的增大而减小。A是O元素,B是P元素,C是Si元素,D是Ca元素,非金属性最强的元素是O元素,即电负性最大的元素是O元素,故选A。
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
牛刀小试
O
P
Si
Ca
Si
S
P
O
Ca
元素的电负性大小
与元素的金属性、非金属性有何关系？
电负性大，越易得电子，
思考：
电负性越小，越易失电子，
金属性越强
非金属性越强
问题解决
3.3 应用
电负性
3
判断元素
金属性和非金属性强弱
＜1.8 金属元素
＞1.8 非金属元素
＝1.8　类金属元素
1.8
根据所学内容，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
CH4
-4
+1
显正价
显负价
显负价
显正价
SiH4
+4
-1
问题解决
根据电负性，标出下列化合物中元素的化合价。
+2 -2
+2 -1
+4 -2
+2 -3
+1 -1
+4 -2 -1
问题解决
3.3 应用
电负性
3
判断元素
金属性和非金属性强弱
＜1.8 金属元素
＞1.8 非金属元素
1.8
判断元素
在化合物中的正负价
电负性大——负价
电负性小——正价
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
离子化合物
共价化合物
感受﹒ 理解
判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物
NaF HCl NO MgO KCl CH4
离子化合物： 。
共价化合物： 。
NaF、 MgO、 KCl
HCl、 NO、 CH4
问题解决
请查阅下列化合物中元素的电负性值，元素间的电负性差值是多少？
3.3 应用
电负性
3
判断元素
金属性和非金属性强弱
＜1.8 金属元素
＞1.8 非金属元素
1.8
判断元素
在化合物中的正负价
电负性大——负价
电负性小——正价
判断
化学键的类型
1.7
差值>1.7，
一般是离子键
差值<1.7，共价键
注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物
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
看谁做得既准又快
回顾所学内容并判断： AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物
看谁做得既准又快
如何证明
AlCl3是离子化合物还是共价化合物？
测其熔融态能否导电，
实验证明其熔融态不能导电。
说明它是共价化合物。
如何用实验加以证明？
考考你自己
查表计算再判断？
到底哪一种正确？
怎么办？
以实验为准。
用什么实验检验？
测其液态能否导电。
问题探究
判断HF是离子化合物还是共价化合物？
利用电负性解释元素的“对角线”规则
“对角线规则”可以通过元素的电负性进行解释:
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。
感受﹒ 理解
它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似。
如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
这节课我学到了什么？
（用一句话表示）
还有什么疑问？
课堂小结
课堂小结
微粒半径大小判断
1.原子半径
(1)影响因素。
(2)递变规律。
【微思考1】除0族元素外,原子半径最小和最大的元素都在第ⅠA族,该说法是否正确
提示:正确。原子半径最小的是H,原子半径最大的是Fr,二者都在第ⅠA族。
1. 原子半径：r(Si)>r(C)>r(B)。
2. 离子半径：r(Li+)3. 能层数多的元素的原子半径一定比能层数少的元素的原子半径大。
4. 原子失去2个电子所需要的能量是其失去1个电子所需能量的2倍。
5. 一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素。
6. 同周期元素从左到右，第一电离能有增大的趋势，故第一电离能C7. 元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。
8. 主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。
答案：1. ×　2. √　3. ×　4. ×　5. √　6. ×　7. √　8. ×
看谁做得既准又快
已知四种元素的电子排布式为：
A． ns2np3 B． ns2np4
C． ns2np5 D． ns2np6
则他们的第一电离能按从大到小的顺序为_____________，电负性的大小顺序为________________。
D＞C＞A＞B
C＞B＞A ＞D
思考﹒ 运用
试比较以下微粒半径的大小。
1. 根据元素周期律，原子半径Ga　　As，第一电离能Ga　　As(填“＞”或“＜”)。
2. 原子半径Al　　Si(用“＞”或“＜”填空)。
3. 随原子序数的递增，八种短周期元素(用字母x等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。
比较d、e常见离子的半径大小(用化学式表示)　　　＞　　　。
＞
＜
＞
O2－
Na＋
小试身手
下面是某些短周期元素的电负性：
考考你的智慧
元素 Li Be B C O F
电负性 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
1. 通过分析电负性的变化规律,确定N、Mg的电负性(x)范围:　　　　　_______＜x(N)＜_______；_______＜x(Mg)＜_______。
2. 推测电负性(x)与原子半径的关系是____________________________。
2.53
3.44
0.93
1.61
电负性越小，原子半径越大　
3. 某有机物的分子中含有S—N键，在S—N键中，你认为共用电子对偏向____(写原子名称)。
氮
1.57
下面是某些短周期元素的电负性：
考考你的智慧
元素 Li Be B C O F
电负性 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
4. 经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时，一般形成离子键，当电负性差值小于1.7时，一般形成共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是__________。
5. 在元素周期表中，电负性最小的元素的位置为_________________(放射性元素除外)。
共价键
第六周期第ⅠA族
A. y轴表示的可能是基态的原子失去一个电子所需要的最小能量
B. y轴表示的可能是原子在化合物中吸引电子的能力
C. y轴表示的可能是原子半径
D. y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
如图是第三周期11~17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是
考考你自己
A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期，原子序数依次增大。其中，元素A的一种核素无中子，B的元素的2p轨道与2s轨道电子数相等，化合物DE2为红棕色气体，G是前四周期中电负性最小的元素，M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题:
1. 基态G原子的电子排布式是　　　　　　　　　　　　　，M在元素周期表中的位置是　　　　　　　　　。
2. 元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为　　　 　(用元素符号表示,下同)，电负性由大到小的顺序为　　　　　。
成功体验
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1　
第四周期第ⅠB族　
N＞O＞C
O＞N＞C
电离能 电负性
判断金属性与非金属性强弱
判断化合价
判断电子分层
判断化合价正负
判断化学键的类型

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