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第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时　原子半径、电离能及电负性
1.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。
2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因,建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
学习目标
根据已学知识回顾：元素周期律的内涵丰富多彩，在元素周期表中，原子核电荷数、电子层数、原子半径、元素金属性与非金属性、原子得电子与失电子能力有什么周期性的变化规律呢？
复习回顾
最外层电子排布
知识回顾
元素周期律
元素的性质如核外电子排布、原子半径、化合价、金属性和非金属性等随核电荷数的递增发生周期性递变。
原子半径
最高正价
/最低负价
元素金属性与非金属性
随核电荷数的递增
1→8(除H，He)
大→小
+1→+7
-4→-1→0
金属性减弱，非金属性增强
任务一：原子半径
阅读教材P22“原子半径”，找出决定原子半径大小的因素。
决定因素
电子的能层数
核电荷数
如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？
能层越多，电子之间的排斥作用越大，使原子的半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用越大，使原子的半径减小。
两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。
思考与讨论：
（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？
书23页
减小
同周期主族元素电子的能层数相同，核电荷数越大，核对核外电子的吸引作用越大，使得原子半径减小。
思考与讨论：
（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？
增
大
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，能层的影响大于核电荷数增加的影响。
原子半径
微粒（原子或离子）半径比较的方法和一般规律:
一看电子层数　　　
二看核电荷数
三看电子数
(1)电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大。
H Li Na K Rb Cs
<
<
<
<
<
<
<
<
Li Be B C N O F
>
>
>
>
>
>
(2)电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小。（0族元素除外）
H->Li+ 、N3->O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ 、P3->S2->Cl->K+>Ca2+
(3)电子层数、核电荷数都相同时，电子数越多，原子半径越大。
（序小径大）
“ 三看”：
F- Cl- Br- I-
原子半径
微粒（原子或离子）半径比较的方法和一般规律:
一看电子层数　　　
二看核电荷数
三看电子数
“ 三看”：
(4)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。Cl－ Cl，Fe Fe2＋ Fe3＋
(5)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r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)
＞
＞
＞
＞
＞
若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。
(1)四种元素在周期表中的相对位置如何？
提示　短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在周期表中C、D的下一周期。
(2)原子序数从大到小的顺序是什么？
提示　a＞b＞d＞c。
(3)离子半径由大到小的顺序是什么？
提示　C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
深度思考
1.下列微粒半径依次增大的是(　 　)
A.同一主族元素随着原子序数的递增
B.同一周期的元素随着原子序数的递增
C.Na+、Mg2+、Al3+、F-
D.P、S、S2-、Cl-
练一练
A
解析:依据比较微粒半径大小的规律进行分析,同一主族,随着原子序数的递增,原子的电子层数依次增加,原子半径依次增大,A项正确;一般来说,同一周期,随着原子序数的递增,原子半径逐渐减小,B项错误;各微粒的电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小,故半径F-最大,Al3+最小,C项错误;微粒半径P>S,S2->Cl-,D项错误。
2. 下列各组微粒,半径大小比较中错误的是(　 　)
A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+
C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F
C
练一练
解析:同主族元素自上而下原子半径逐渐增大,故原子半径K>Na>Li,故A项正确;核外电子排布相同的离子,核电荷数越大离子半径越小,故离子半径Na+>Mg2+>Al3+,故B项正确;核外电子排布相同的离子,核电荷数越大离子半径越小,故离子半径Mg2+F->F,故D项
正确。
知识回顾
碱金属元素的化学性质的相似性
Li Na K Rb Cs
最外层上都只有1电子
化学性质相似
4Li + O2 = 2Li2O
△
4Na + O2 = 2Na2O
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
知识回顾
碱金属元素的化学性质的递变性
Li Na K Rb Cs
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
原子半径/nm
能层增加
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
价电子排布
原子半径增大
核对最外层电子的吸引力↓
失电子能力增强
金属性增强
电离能
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。用符号I1表示，单位：kJ/mol
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)
第一电离能越小
第一电离能越大
气态原子越易失电子
元素金属性越强
气态原子越难失电子
元素非金属性越强
从＋1价气态基态正离子中再失去一个电子形成＋2价气态正离子所需要的能量叫做第二电离能，符号I2，依次类推。
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
4.第一电离能的周期性变化规律：
（1）同周期
→从左到右总体呈现增大趋势
每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大
理解：同周期从左到右原子半径逐渐减小，核对最外层电子的吸引力逐渐增大，失电子能力减弱，I1呈增大趋势。
4.第一电离能的周期性变化规律：
（1）同周期
→从左到右总体呈现增大趋势
ⅡA
ⅢA
ⅤA
ⅥA
ns2np3
ns2np4
ns2np1
ns2
第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常
？
Be>B N>O
Mg>Al P>S
记住
ⅡA族、ⅤA族、0族
ns2
ns2np3
ns2np6
教材P24 资料卡片
2s22p3
3s23p3
3s2
2s2
角度一　从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、Mg的2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。
角度二　能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子互相排斥,因而第一电离能较低。
教材：P24 资料卡片
电离能大小反常原因
4.第一电离能的周期性变化规律：
（2）同主族
→从上到下总体呈现增大趋势
理解：同主族从上到下原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，失电子能力增强，I1逐渐减小。
4.第一电离能的周期性变化规律：
（3）过渡元素
→变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势
(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，氟元素的第一电离能最大(　　)
(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(　　)
×
×
√
×
×
√
正误判断
√
思考讨论
(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
碱金属电离能越小，能量越高，越活泼，越易失去电子。
(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
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）同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量，依此类推。
化合价数＝电离能突变前电离能组数。
由上表可知钠、镁、铝的电离能从上往下突变(此时，能层可能发生变化)前分别有一组、二组、三组变化不是很大的电离能数据，所以，化合价分别是+1、+2、+3。
3、电离能的应用
判断元素金属性的强弱
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能）
如果某元素的In+1>In，则该元素的常见化合价为+n价。
如钠元素I2>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
3、电离能的应用
判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
反映元素原子的核外电子排布特点
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得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
1、下列说法中,错误的是(　 　)
A.第二电离能是气态基态+1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量
B.磷的第一电离能比硫的第一电离能大
C.在所有元素中,氟的第一电离能最大
D.某元素的第一电离能越小,表示在气态时该元素的原子越容易失去电子
练一练
C
题点一　电离能的理解
2.下列说法中,错误的是(　 　)
A.第二电离能是气态基态+1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量
B.磷的第一电离能比硫的第一电离能大
C.在所有元素中,氟的第一电离能最大
D.某元素的第一电离能越小,表示在气态时该元素的原子越容易失去电子
C
练一练
题点二　电离能的应用
3.(2022·湖南长沙联考)下表列出了第三周期某一元素X的各级电离能数据(用I1、I2……表示):
元素 电离能I/(kJ·mol-1)
I1 I2 I3 I4 I5 ……
X 578 1 817 2 745 11 575 14 830 ……
下列有关元素X的说法中,错误的是(　 　)
A.元素X的最高正化合价为+3价
B.元素X位于元素周期表中第ⅢA族
C.元素X的第一电离能高于同周期左右相邻元素的
D.元素X的氧化物具有两性
练一练
C
4.(2021·山东滨州期中)下列状态的钙的微粒中,电离最外层一个电子所需能量最大的是(　 　)
A.[Ar]4s1 B.[Ar]4s2 C.[Ar]4s14p1 D.[Ar]4p1
A
练一练
解析:[Ar]4s1属于基态的Ca+,由于Ca的第二电离能高于其第一电离能,故其再失去一个电子所需能量较高,[Ar]4s2属于基态的Ca原子,其失去一个电子变为基态Ca+,[Ar]4s14p1属于激发态Ca原子,其失去一个电子所需要的能量低于基态Ca原子,[Ar]4p1属于激发态的Ca+,其失去一个电子所需要的能量低于基态的Ca+,综上所述,电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ar]4s1,A正确。
Cl
·
·
··
H
··
··
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。其中用于形成化学键的电子称为键合电子。
请同学们回顾化学键的定义？
请同学们写出HCl的电子式？
键合电子
新课导入
知识点三
电负性
1、定义
由美国化学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
鲍林
电负性是相对值，没单位
2、意义
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
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，非金属性越强。
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
(稀有气体不讨论电负性)
3、电负性的变化规律：
2. 电负性的标准
(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）同周期主族元素：
（2）同主族元素：
3、电负性的变化规律：
常见的几种元素电负性需要牢牢记住：
F=4.0、O=3.5、
N/Cl=3.0、C/S=2.5、H=2.1
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)
从左至右电负性逐渐变大
从上至下电负性逐渐变小
F
Cs
（3）金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
（4）对副族而言,同族元素的电负性也大体呈现同主族元素的变化趋势。
电负性递变规律：
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电负性<1.8为金属元素
②电负性>1.8为非金属元素
③电负性≈1.8为“类金属”，位于非金属三角区边界，既表现金属性,又表现非金属性。
特例，如氢元素电负性为2.2，但其为非金属
4.电负性的应用：
（1）判断元素金属性和非金属性的强弱
（2）对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释：
电负性接近，
说明它们对键合电子的吸引力相当，
元素表现出的性质相似
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
思考: AlCl3(BeCl3) CaO H2O
电负性的差:
化学键类型:
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9 3.0
电负性差 2.1
离子化合物
电负性 2.1 3.0
电负性差 0.9
共价化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物； HF、 BeF2 为共价化合物
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
共价 离子 共价
1.5
2.1
1.4
通常
通常
（2）判断化学键的类型
4.电负性的应用：
（3）判断化学键的类型
4.电负性的应用：
上述规则不能绝对化
特别提醒
如：NaH
再如：HF
4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF为共价化合物
2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH为离子化合物
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
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。
（4）判断化学键的极性强弱
4.电负性的应用：
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。
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；
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
显正价
显负价
-1
H
H
C
H
H
甲烷
CH4
-4
显负价
显正价
+1
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 。
【解析】Br和Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，
由于电负性Br的小于Cl的，所以Br为＋1价，BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO
（5）判断共价化合物中元素化合价的正负
【练习】请查阅下列化合物中元素的电负性值，
+3
+1
+3
+1
+3
PCl3
NCl3
ClO2
S O Cl2
+4
-2
-1
NF3
NaAlH4
NaBH4
+4
-2
-1
-3
+1
NCl3+ H2O =NH3 +HClO
-3
+1
指出元素的化合价
+3
-1
-1
-1
利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图。
探究
P26
并找出其变化趋势。
同周期主族元素：
同主族元素：
从左至右电负性逐渐变大
从上至下电负性逐渐变小
原子半径渐大，第一电离能总体减小，电负性渐小
原子半径渐大，第一电离能电、负性减小
原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大
原子半径渐小，第一电离能电、负性减大
注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括
小结：
稀有气体及其化合物的发现
1868年，天文学家洛克耶（ J . N . Lockyer ,1836-1920）和森（ P . C . Janssen ,1824-1907）在太阳光谱中发现了一种新元素，定名为氦（ Helium )。20多年后，英国化学家拉姆齐（ W 、 Ramsay ,1852-1916）在研究钇铀矿时发现了一种神秘的气体。他研究了这种气体的光谱，疑为氦，求助于光谱学家克鲁克斯，证实这种气体就是氦。这样氦在地球上也被发现了。
1892年，英国物理学家瑞利（ L . Rayleigh ,1842-1919）在《自然》杂志上发表了一篇文章，说他在测定氮气的密度时，发现用氨气分解得到的氮气的密度为1.2508 g/L ，比从空气中分离出来的氮气的密度1.2572 g/L 小了一丁点儿！他没有放过这一丁点儿的差别，认为定有缘故，却又找不到答案。英国化学家拉姆齐读了这篇文章，提出一种假设：从氨气分解得到的氮气是纯净的，而空气里可能含有一种比氮气的密度更大的气体，因而源自空气的氮气不纯，测得的密度较大。
科学史话
稀有气体及其化合物的发现
这两位科学家决定合作，通过实验解开这个谜。他们从文献里读到卡文迪许( H . Cavendish ,1731-1810）分离空气组分气体的方法，仔细除去空气里的氧气、氮气、二氧化碳和水蒸气，发现残留了一种未知气体。这种未知气体的体积仅占空气的1/80。拉姆齐观察了这种未知气体的光谱，发现谱图里有不属于任何已知元素的橙、绿色两条谱线，认定是一种新的化学元素，随即和瑞利将它命名为氩（ Argon )。
图1-26拉姆齐的实验装置图
1898年，拉姆齐与人合作又在液态空气中发现了三种新元素，分别命为氪（ Krypton 、氖（ Neon )、氙（ Xenon )。1900年，发现放射性元素镭发生衰变释放的气体也是一种新元素，到1923年被最后定名为氡（ Radon )。从1868年发现氦算起，到1923年发现氡，前前后后几经曲折，历时半个多世纪，稀有气体的整个家族成员才被全部确认。2006年，第七周期最后一种元素被人工合成（仅探测到4个原子），后定名为 Oganesson ，元素符号为 Og ，中文名称为 。理论预测该元素在常温常压下呈固态，难说是否属于稀有气体，但其归属和命名仍按稀有气体论。
自从发现稀有气体后，人们在很长时间里没有发现稀有气体的化合物。而且，它们的单质都是单原子分子的气体，被认为化学性质是惰性的，因而长期以来稀有气体一直被称为惰性气体。20世纪初，形成了原子核外电子排布的知识后，得知稀有气体原子的最外层电子数都为8，于是，就形成一种理论观念：任何原子，只要最外层电子数达到8,就变成稳定状态，称为惰性气体稳定结构。
气
奥
这个观念统治了化学近半个世纪。然而，1962年发生了重要转折，有一位名叫巴特利特（ N . Bartlett ）的青年化学家合成了氙的第一个化合物（如图1-27左），不久，在三个不同实验室里又分别合成了XeF2、 XeF4 和 XeF6 。三种简单化合物。人们终于发现，惰性气体不惰，遂改称稀有气体。迄今为止，已经发现的稀有气体化合物已达上百种，所有稀有气体都能形成化合物；除跟氟外，跟氢、氧、氮、碳、氯、磷······都能形成化学键。读了这段科学史话，你有什么感想？。
探索科学的道路不平坦，不仅需要渊博的学习，丰厚的文化积累，更需要用于探索、精益求精的精神，这样才能攀登科技高峰。
课堂练习
√
1.下列关于粒子半径的说法中正确的是
A.电子层数少的元素，其原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B.核外电子层结构相同的单核粒子的半径相同
C.质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大
D.原子序数越大，原子半径越大
课堂练习
√
2.已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构，下列叙述中正确的是
A.原子半径：A＞B＞D＞C
B.原子序数：d＞c＞b＞a
C.离子半径：C3-＞D-＞B+＞A2+
D.单质的还原性：A＞B＞D＞C
课堂练习
√
3.在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是
A.3s23p3 B.3s23p5 C.3s23p4 D.3s23p6
课堂练习
√
4.下列说法不正确的是
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
课堂练习
3.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：
①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)属于共价化合物的是_________(填序号，下同)。
(2)属于离子化合物的是_____。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
②③⑤⑥
①④
课堂小结
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 。
影响因素
电子的能层数
核电荷数
增大
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
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
电负性
同周期：从左→右，电负性逐渐 。
同主族：从上→下，电负性逐渐 。
增大
减小
判断元素的金属性与非金属性的强弱
判断化学键的类型
判断共价化合物中元素的化合价的正负
应用
课 程 结 束
人教版高中化学选必二

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