人教版化學(xué)選擇性必修2授課人：李麗萍第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

第2課時元素周期律08十月2025學(xué)習(xí)目標(biāo)學(xué)習(xí)目標(biāo)了解元素電離能、電負(fù)性的含義，能描述主族元素第一電離能、電負(fù)性變化的一般規(guī)律。能從電子排布的角度對這一規(guī)律進(jìn)行解釋，能說明元素電負(fù)性大小與原子在化合物中吸引電子能力的關(guān)系。能利用電負(fù)性判斷元素的金屬性與非金屬性的強弱、推斷化學(xué)鍵的極性。素養(yǎng)目標(biāo)認(rèn)識元素的原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等元素性質(zhì)的周期性變化，能從電子排布的角度對元素性質(zhì)的周期性變化進(jìn)行解釋，促進(jìn)對“結(jié)構(gòu)”與“性質(zhì)”關(guān)系的理解，培養(yǎng)學(xué)生“宏觀辨識和微觀探析”的學(xué)科素養(yǎng)。建構(gòu)元素周期律(表)模型，能列舉元素周期律(表)的應(yīng)用，進(jìn)一步建立基于“位置”“結(jié)構(gòu)”“性質(zhì)”關(guān)系的系統(tǒng)思維框架，培養(yǎng)學(xué)生“證據(jù)推理和模型認(rèn)知”的學(xué)科素養(yǎng)。核外電子呈周期性變化原子半徑元素的化合價元素的金屬性和非金屬性決定結(jié)構(gòu)性質(zhì)決定

元素周期律：指元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律，元素周期律內(nèi)涵豐富多樣。原子半徑逐漸減小原子半徑逐漸增大原子半徑逐漸減小原子半徑逐漸增大原子半徑逐漸減小原子半徑逐漸增大除H外原子半徑最小原子半徑最大一、原子半徑電子能層數(shù)核電荷數(shù)電子之間的斥力也就越大核對電子的引力也就越大原子半徑____原子半徑____能層數(shù)越多能層數(shù)相同核電荷數(shù)越大導(dǎo)致導(dǎo)致越大越小原子半徑的大小取決于兩個相反的因素三看首先看層，層多徑大

（特例：Li>Cl)層同看核，核多徑小核同看價，價高徑小(Mg2+<Mg)同一元素，陰離子半徑>原子半徑>陽離子半徑同一周期，陰離子半徑>陽離子半徑如：第三周期中，離子半徑最小的是Al3+

相鄰周期，上一周期陰離子半徑>下一周期陽離子半徑原子或離子半徑判斷規(guī)律規(guī)律例1比較下列微粒半徑大小(1)Na_____Mg_____Al；Li_____K_____Cs(2)Na＋、O2－、Mg2＋、F－：_____________________(3)Fe2＋_____Fe3＋；S_____S2－(4)Na_____Na＋；Cl_____Cl-例2下列各組微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的是(

)A.Na、K、Rb B.F、Cl、BrC.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋

D.Cl－、Br－、I－C【典例】反映決定元素的性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)那么，原子失去1個電子或失去多個電子，所需能量有什么區(qū)別呢？M(g)-e－=M＋(g)符號：

I1

單位：kJ/mol二、電離能1.概念：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。以此類推，還有第三、第四電離能等第二電離能(I2)：從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需要的能量2.意義：

第一電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。（1）每個周期的第一種元素的第一電離能______，最后一種元素的第一電離能_____，即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈_____趨勢。最小最大增大原子核對電子的吸引力越強，第一電離能越大。反常：ⅡA

＞ⅢA;ⅤA＞ⅥA3.規(guī)律：↑↓↑nsnp↑↓ns↑↓↑↑↑nsnp↑↓↑↓↑↑nsnp思考：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反?，F(xiàn)象如何解釋？ⅡAⅢAⅤAⅥAⅡA全充滿ⅤA半充滿（2）同一族，從上到下第一電離能逐漸

。減小電離能呈現(xiàn)周期性的遞變原子核對電子的吸引力越弱，第一電離能越小。（3）同種原子：逐級電離能越來越大。對同一原子：

I1＜I2＜I3＜I4＜……思考：為什么原子的逐級電離能越來越大？逐級電離能突變與鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能元素NaMgAl電離能kJ?mol-149673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293元素NaMgAl電離能kJ?mol-149673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293Na(g)-e-=Na+(g)1s22s22p63s11s22s22p6易失去電子Na+(g)-e-

=Na2+(g)1s22s22p61s22s22p5與Ne的核外電子一樣難失去電子跨能層了Na4066Mg1s22s22p63s21s22s22p63s1Mg(g)-e-

=Mg+(g)Mg+(g)-e-

=Mg2+(g)1s22s22p63s11s22s22p6易失去電子62821s22s22p61s22s22p5Mg2+(g)=Mg3+(g)+e-

難失去電子跨能層了8830同一原子相鄰逐級電離能突變說明失去的電子所在能層發(fā)生變化。即某元素的In＋1?In，則該元素的常見（最高）化合價為＋n。電離能數(shù)值的大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑及原子的電子構(gòu)型。

金屬活動性順序與相應(yīng)電離能大小順序不一致金屬活動性順序：

在水溶液中金屬原子失去電子的能力；電離能：金屬原子在氣態(tài)失去電子成為氣態(tài)陽離子能力(是原子氣態(tài)時活潑性的量度)；因兩者對應(yīng)的條件不同，所以二者不完全一致溫馨提示：一般情況下I1越大，元素的非金屬性性越強；I1越小，元素的金屬性性越強4.應(yīng)用（1）

判斷元素金屬性的強弱

（2）判斷原子的最外層電子數(shù)或元素在化合物中的化合價例2

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.ns2np3

B.ns2np5

C.ns2np4

D.ns2np6C例1判斷下列元素間的第一電離能的大小(1)Na_____K、N_____P(2)F_____Ne、Cl_____S(3)Mg_____Al、O_____N例3

已知某元素的部分電離能(單位:kJ/mol)如下：I1=577、I2=1820、I3=2740、I4=11600、I5=14800，該元素原子最外層有___個電子3【典例】鮑林在研究化學(xué)鍵鍵能的過程中發(fā)現(xiàn)，對于同核雙原子分子，化學(xué)鍵的鍵能會隨著原子序數(shù)的變化而發(fā)生變化，為了半定量或定性描述各種化學(xué)鍵的鍵能以及其變化趨勢，1932年首先提出用以描述原子核對電子吸引能力的電負(fù)性概念，并提出了定量衡量原子電負(fù)性的計算公式。Cl+ClClCl鍵合電子元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。ClH+ClH三、電負(fù)性1.含義：不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。元素的電負(fù)性越大，表示其原子對鍵合電子的吸引力越大。鮑林2.衡量標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。3.變化規(guī)律（1）同周期元素從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大；（2）同族元素從上至下，元素的電負(fù)性逐漸減小。H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.9Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.5Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Ti1.8Pb1.9Bi1.9非金屬性增強，電負(fù)性逐漸增大金屬性增強，電負(fù)性逐漸減小H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.9Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.5Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Ti1.8Pb1.9Bi1.9（1）判斷元素的金屬性和非金屬性電負(fù)性＞1.8

非金屬元素；電負(fù)性＜1.8金屬元素；電負(fù)性≈1.8類金屬元素4.電負(fù)性的應(yīng)用H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.9Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.5Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Ti1.8Pb1.9Bi1.9（2）判斷化學(xué)鍵類型兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7，通常形成離子鍵兩成鍵元素間電負(fù)性差值小于1.7，通常形成共價鍵H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.9Ca1.0Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.5Br2.8Rb0.8Sr1.0In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9Ti1.8Pb1.9Bi1.9HCHHHHSiHHHCH4SiH4-4+1+4-1（3）判斷元素在化合物中的價態(tài)電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價（4）解釋對角線規(guī)則LiBeBMgAlSi——Li和Mg、Be和Al、B和Si的電負(fù)性相近，它們表現(xiàn)出的性質(zhì)相似“對角線規(guī)則”：在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似。Li1.0Mg1.2Be1.5Al1.5B2.0Si1.8例如：H3BO3、H2SiO3都是弱酸；Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物；Li、Mg在空氣中燃燒產(chǎn)物為Li2O、MgO(1)Cr的電負(fù)性比鉀高，原子對鍵合電子的吸引力比鉀大()(2)

中H、C、N的電負(fù)性由大到小的順序為_________。(3)在Ⅱ()中S元素的電負(fù)性最大()(4)

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