組織建設(shè)第2課時(shí)元素周期律第一章

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第2節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)元素的性質(zhì)隨

的遞增而呈

變化的規(guī)律。

2.實(shí)質(zhì):元素原子

的結(jié)果。原子核電荷數(shù)周期性核外電子排布周期性變化1.定義:具體表現(xiàn)①元素主要化合價(jià)的周期性變化：同周期正價(jià)：+1→+7

負(fù)價(jià)：-4→-1；金屬無(wú)負(fù)價(jià)；O、F無(wú)最高正價(jià)③元素金屬性、非金屬性的周期性變化②原子半徑同周期從左到右原子半徑逐漸

。同主族從上到下原子半徑逐漸

。同周期金屬性

、非金屬性

。

同主族金屬性

、非金屬性

。減弱增強(qiáng)增強(qiáng)減弱減小增大溫故而知新④電離能、電負(fù)性等什么叫元素周期律？元素周期律的內(nèi)容？元素周期律的本質(zhì)?原子半徑化合價(jià)金屬性

非金屬性電離能電負(fù)性元素周期律(1)與酸或與水反應(yīng)的劇烈程度

(2)最高價(jià)氧化物的水化物的堿性

(3)簡(jiǎn)單陽(yáng)離子的氧化性

(4)金屬單質(zhì)間的置換反應(yīng)

(5)利用原電池的正負(fù)極反應(yīng)越劇烈，金屬性越強(qiáng)堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)陽(yáng)離子氧化性越強(qiáng)，金屬性越弱一般活潑金屬能夠置換出不活潑金屬一般做負(fù)極的金屬較正極的金屬活潑[知識(shí)回顧]元素金屬性和非金屬性的判斷方法問(wèn)題：判斷元素金屬性強(qiáng)弱的方法有哪些？(1)與氫氣的化合的難易程度(2)氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性(3)簡(jiǎn)單陰離子的還原性(4)最高價(jià)氧化物的水化物的酸性(5)非金屬單質(zhì)間的置換反應(yīng)越易化合，非金屬性越強(qiáng)越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)陰離子的還原性越強(qiáng)，非金屬性越弱酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)一般活潑非金屬可以置換出不活潑非金屬問(wèn)題：判斷元素非金屬性強(qiáng)弱的方法有哪些？？【思考】你能解釋元素周期表中主族元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化的原因嗎？原子半徑的大小取決于兩個(gè)相反的因素：（1）電子的能層數(shù)（2）核電荷數(shù)

電子的能層越多，電子之間的排斥作用將使原子的半徑增大。核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引作用也越大，將使原子的半徑減小。

這兩個(gè)因素綜合的結(jié)果使原子半徑呈現(xiàn)周期性的遞變一、元素周期律---原子半徑原子半徑同周期同主族從左到右，隨核電荷數(shù)增大，原子半徑

。減小從上到下，隨電子的能層數(shù)增多，原子半徑

。增大2.原子半徑遞變規(guī)律原子半徑取決于電子的能層數(shù)核電荷數(shù)原子半徑_____越大能層數(shù)越多能層數(shù)相同核電荷數(shù)越大核對(duì)電子的引力也就越大導(dǎo)致原子半徑_____越小1.原子半徑的決定因素一、元素周期律---原子半徑①電子的能層數(shù)原子半徑_____越大能層數(shù)越多②核電荷數(shù)能層數(shù)相同原子半徑_____越小核電荷數(shù)越大③核外電子數(shù)原子半徑_____越大核外電子數(shù)越多核電荷數(shù)和能層數(shù)都相同拓展1：粒子半徑大小的比較(三看原則)特例：rLi>rCl1.比較下列離子半徑大小(1)r(Cl－)

r(Cl)，r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)(2)r(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)(3)r(Li＋)

r(Na＋)

r(K＋)

r(Rb＋)

r(Cs＋)，r(O2－)

r(S2－)

r(Se2－)

r(Te2－)(4)r(K＋)

r(Na＋)

r(Mg2＋)總結(jié)離子半徑大小判斷的方法1.定義：①

氣態(tài)

電中性

基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫第一電離能。符號(hào)：I1。單位：KJ/mol

。

②原子的+1價(jià)氣態(tài)基態(tài)離子再失去1個(gè)電子所需要的最低能量叫做第二電離能。用I2表示。以此類(lèi)推。

2.意義：

衡量元素原子失電子難易程度。第一電離能I1越小，原子越容易失去一個(gè)電子；元素的金屬性也越強(qiáng)。M(g)=M+(g)+e-

I1（第一電離能）M+(g)=M2+(g)+e-I2（第一電離能）二、元素周期律---電離能同一元素的逐級(jí)電離能是逐漸增大的，即I1<I2<I3<…①同主族→自上而下第一電離能逐漸減?。坷斫猓和髯鍙纳系较略影霃皆龃?，核對(duì)最外層電子的吸引力減小，失電子能力增強(qiáng)，I1逐漸減小。3.第一電離能的周期性變化規(guī)律②同周期：→從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)(最小的是氫和堿金屬，最大的是稀有氣體的元素)？理解：同周期從左到右原子半徑逐漸減小，核對(duì)最外層電子的吸引力逐漸增大，失電子能力減弱，I1呈增大趨勢(shì)。3s23p1①同周期→從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)第一電離能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在異常理解：價(jià)層電子排布為全空、半滿(mǎn)、全滿(mǎn)狀態(tài)更穩(wěn)定，所需能量高。ⅡA全充滿(mǎn)、ⅤA半充滿(mǎn)結(jié)構(gòu)第ⅢA族原子失去一個(gè)電子變成p能級(jí)全空，能量更低更穩(wěn)定，

I1更小；第ⅤA族與第ⅥA族情況類(lèi)似。？Be>BN>OMg>AlP>S記?、谕芷凇鷱淖蟮接铱傮w呈現(xiàn)增大趨勢(shì)；ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在異常①同主族→自上而下第一電離能逐漸減?、圻^(guò)渡元素→變化不太規(guī)則，同周期過(guò)渡元素，從左到右略有增大趨勢(shì)(2)同一周期從左到右，元素的第一電離能在總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)(3)同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小每個(gè)周期的第一種元素(氫和堿金屬)的第一電離能最小，

最后一種(稀有氣體)元素的第一電離能最大元素原子越來(lái)越難失去電子元素原子越來(lái)越易失去電子第一電離能的周期性變化規(guī)律(p21)歸納總結(jié):第一電離能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在異常(4)過(guò)渡元素:變化不太規(guī)則，同周期過(guò)渡元素，從左到右略有增大趨勢(shì)NaMgAl各級(jí)電離能(KJ/mol)49673857845621415181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293規(guī)律：同一原子的電離能逐級(jí)增大：I1＜I2＜I3……第一電離能越小，金屬的活動(dòng)性越強(qiáng)p24[思考與討論]金屬活潑性越強(qiáng)，I1越小?？缭讲煌軐邮ル娮訒r(shí)，電離能出現(xiàn)突躍，可據(jù)此判斷原子價(jià)層電子數(shù)，推測(cè)其最高化合價(jià)。課本P24

隨著電子的逐個(gè)失去，陽(yáng)離子所帶的正電荷數(shù)越來(lái)越多，再要失去一個(gè)電子需克服的電性引力也越來(lái)越大，消耗的能量也越來(lái)越多，導(dǎo)致原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大。當(dāng)相鄰逐級(jí)電離能突然變大時(shí)，說(shuō)明失去的電子所在電子層發(fā)生了變化①判斷元素金屬性的強(qiáng)弱

電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強(qiáng)；反之越弱。②判斷元素的化合價(jià)（I1、I2示各級(jí)電離能）

①如果某元素的In+1?In，則該元素的常見(jiàn)化合價(jià)為+n價(jià)。如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的常見(jiàn)化合價(jià)為+1價(jià)。

②過(guò)渡元素的價(jià)層電子數(shù)較多，且各級(jí)電離能之間相差不大，所以常表現(xiàn)

多種化合價(jià)。如錳元素通常有+2~+7多種價(jià)態(tài)。4.電離能的應(yīng)用（p22）③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級(jí)電離能逐漸增大，有一定的規(guī)律性。當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時(shí)，電子層數(shù)就有可能發(fā)生變化。④反映元素原子的核外電子排布特點(diǎn)

同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當(dāng)能量相同的原子軌道在全空、半充滿(mǎn)和全充滿(mǎn)狀態(tài)時(shí)，第一電離能就會(huì)反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。4.電離能的應(yīng)用1、在下面的電子結(jié)構(gòu)中，第一電離能最小的原子可能是()A.3s23p3

B.3s23p5

C.3s23p4

D.3s23p6C2、下表中：X、Y是主族元素，I為電離能，單位是kJ·mol－1。元素I1I2I3I4X496456269129543Y5781817274511575根據(jù)表中所列數(shù)據(jù)的判斷錯(cuò)誤的是()A.元素X是第ⅠA族的元素B.元素Y的常見(jiàn)化合價(jià)是＋3C.元素X與O形成化合物時(shí)，化學(xué)式可能是X2O2D.若元素Y處于第三周期，它可與冷水劇烈反應(yīng)D新課導(dǎo)入：元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。請(qǐng)同學(xué)們回顧化學(xué)鍵的定義？請(qǐng)同學(xué)們寫(xiě)出NaCl、HCl的電子式？

Cl

··

··

H

··

··1.基本概念化學(xué)鍵：元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。鍵合電子：原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng)為鍵合電子。電負(fù)性：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子的吸引力的大小。（電負(fù)性是相對(duì)值，沒(méi)單位）原子的價(jià)電子鍵合電子：參與化學(xué)鍵形成孤對(duì)電子：未參與化學(xué)鍵形成H....F..+....F..H..鍵合電子三、元素周期律---電負(fù)性元素的電負(fù)性越

，對(duì)鍵合電子吸引能力越大，元素的非金屬性越

元素的電負(fù)性越

，對(duì)鍵合電子吸引能力越小，元素的金屬性越

2.電負(fù)性的意義：大強(qiáng)小強(qiáng)電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。鮑林L.Pauling1901-1994鮑林研究電負(fù)性的手搞3.衡量標(biāo)準(zhǔn)：鮑林提出：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。(稀有氣體不討論電負(fù)性)①同周期主族元素：②同主族元素：4.遞變規(guī)律：常見(jiàn)的幾種元素電負(fù)性需要牢牢記?。篎=4.0、O=3.5、N/Cl=3.0、C/S=2.5、H=2.1電負(fù)性最大的元素:電負(fù)性最小的元素：(不考慮稀有氣體及放射性元素)從左至右電負(fù)性逐漸變大從上至下電負(fù)性逐漸變小FCs除稀有氣體外，副族元素電負(fù)性也大體呈現(xiàn)這種變化趨勢(shì)。5.電負(fù)性的應(yīng)用(p23)①判斷元素金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱a.金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8b.非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8c.位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬”，電負(fù)性在1.8左右，既表現(xiàn)金屬性，又表現(xiàn)非金屬性。特例，如氫元素電負(fù)性為2.2，但其為非金屬②判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型電負(fù)性相差很大(相差>1.7)離子鍵電負(fù)性相差不大(