第一章第二节原子结构与元素的性质第2课时+元素周期律课件(共39张PPT)2022-2023学年下学期高二化学人教版（2019）选择性必修2
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| 名称 | 第一章第二节原子结构与元素的性质第2课时+元素周期律课件(共39张PPT)2022-2023学年下学期高二化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 12.5MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-06-27 11:28:46 | ||
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文档简介
(共39张PPT)
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
学习
目标
第2课时
元素周期律
1.了解元素的电离能、电负性等概念
2.理解元素原子半径，元素第一电离能及元素的电负性呈现周期性变化
3.能应用元素电离能、电负性解释某些元素的性质
元素周期律
1.原子半径
二、元素周期律
回顾与思考
元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律
元素原子的电离能、电负性等
二、元素周期律
1.回顾必修第一册第四章相关内容，回答什么是元素周期律？
3.除了原子核外最外层电子排布、原子半径、元素化合价、元素金属性和非金属性随原子序数递增呈周期性变化，元素原子还有哪些性质呈周性变化？
原子核外最外层电子排布、原子半径、元素化合价、元素金属性和非金属性
2.元素的哪些性质呈周期性变化？
回顾
金属性:
最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。
(1)结构比较法:
(2)位置比较法:
同周期:从左到右，元素金属性逐渐减弱
同主族:从上到下，元素金属性逐渐增强
(3)比较元素金属性的5种方法：
二、元素周期律
原子失去电子的能力，一般半径越大，金属性越强。
①与酸或与水反应的剧烈程度—
②最高价氧化物的水化物的碱性—
③简单阳离子的氧化性—
④相互间的置换反应—
⑤利用原电池的正负极—
反应越剧烈，金属性越强
碱性越强，金属性越强
阳离子氧化性越强，金属性越弱
一般活泼金属能够置换出不活泼金属
一般做负极的金属较正极的金属活泼
回顾
非金属性:
最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。
(1)结构比较法:
(2)位置比较法:
同周期:从左到右，元素非金属性逐渐增强
同主族:从上到下，元素非金属性逐渐减弱
(3)比较元素非金属性的5种方法：
二、元素周期律
原子得到电子的能力，一般半径越小，非金属性越强。
①与氢气的化合的难易程度—
②气态氢化物的稳定性—
③简单阴离子的还原性—
④最高价氧化物的水化物的酸性—
⑤相互间的置换反应—
越易化合，非金属性越强
越稳定，非金属性越强
阴离子的还原性越强，非金属性越弱
酸性越强，非金属性越强
一般活泼非金属可以置换出不活泼非金属
(1)决定
因素：
1.原子半径
二、元素周期律
电子的能层数—
核电荷数—
电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
【思考与交流】 课本P23
同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
1.原子半径
二、元素周期律
(2)主族元素原子半径有什么规律？
【思考与交流】 课本P23 ① 元素周期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？
规律1：
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。
原因:
同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势.
1.原子半径
二、元素周期律
(2)主族元素原子半径有什么规律？
【思考与交流】 课本P23 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
规律2：
原因:
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
取决于
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
导致
越小
（1）影响因素：
原子半径
电子能层数
核电荷数
导致
越大
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____
原子半径____
这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变
1.原子半径
二、元素周期律
小结
(2)递变规律：
原子半径
同周期
同主族
从左到右，随核电荷数增大，原子半径减小。
从上到下，随电子的能层数增多，原子半径增大。
1.原子半径
二、元素周期律
规律：
同周期，序大径小:
同主族，层多径大:
同结构，序大径小:
同元素，数大径大:
如 r(Cl) < r(Al) < r(Na)
如 r(I)> r(Br)> r(Cl)> r(F)
如 r(Al3+)如 r(Al) > r(Al3+) r(S2-) > r(S) r(Fe2+) > r(Fe3+)
粒子半径大小比较：
①“一层”：先看电子层，电子层数越多，半径越大；
②“二核”：若电子层数相同,则核电荷数越大,半径越小；
③“三”电子：若电子层数、核电荷数都相同，则核外电子数越多，半径越大。
小结
试比较下列粒子的半径：
1.r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)
2.r(Li+) r(Na+) r(K+)
3.r(H-) r(Li+) r(Be2+)
4.r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+)
5.r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+)
6.r(Al3+) r(O2-) r(S2-)
＞
＞
＜
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＞
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＜
＜
对点训练
层多径大
序小径大
序小径大
序小径大
序小径大
层多径大
价低径大
＞
＞
1.原子半径
二、元素周期律
（1）概念：
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。符号：I1 单位：KJ/mol
2.电离能
二、元素周期律
概念表述中的“气态” 、“基态” 、“电中性” 、“失去一个电子” 等都是保证“能量最低” 的条件。
从气态基态正离子再失去一个电子所需要的最低能量叫做第二电离能。符号：I2 ,
第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
(2)逐级电离能：
元素原子有几个电子，就有几级电离能.
（3）表示式：
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)
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
因为原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难 .
观察图1-22，总结元素第一电离能的变化规律：
（4）不同元素第一电离能的周期性变化规律：
2.电离能
二、元素周期律
①同周期：从左到右，I1总体呈现增大趋势。（但ⅡA、ⅢA、ⅤA、ⅥA有反常）
②同主族：从上到下， I1总体呈现减小趋势
③特例（短周期）：
如：第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
第ⅡA元素>第ⅢA元素、
第ⅤA元素>第ⅥA元素
(电离能最小的是碱金属，最大的是稀有气体元素）
从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
③电离能大小反常原因
2.电离能
二、元素周期律
解释：同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。
解释：同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。
（4）不同元素第一电离能的周期性变化规律：
①同周期：从左到右，I1总体呈现增大趋势
②同主族：从上到下， I1总体呈现减小趋势
如何解释
从洪特规则特例方面解释:
这是因为第ⅡA族元素的最外层全满，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定不容易失去电子，所以电离能较高。
—Be、Mg的2p、3p能级为全空的稳定结构,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。
主族
元素 Be、Mg B、Al N、P O 、S
价层电 子排布
ⅤA
ⅥA
ⅡA
ⅢA
ns2np4
ns2np1
ns2
ns2np3
解释：电离能大小反常原因
2.电离能
二、元素周期律
所失电子的能级：
能量：3s2 < 3p1
价层电子排布：
全空、半满、全满
状态更稳定，所需能量高。
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？
思考与讨论
碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐减小，则原子越容易失电子，碱金属的活泼性逐渐增强。
(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
二、元素周期律
(2)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？
思考与讨论
二、元素周期律
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再要失去一个电子需克服的引力越来越大，消耗的能量越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
2.电离能
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
当相邻逐级电离能发生突跃变化时，说明失去的电子所在能层发生了变化。如Na元素，I1<这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
钠、镁、铝的常见化合价分别是＋1、＋2、＋3
化合价等于电离能突变前电离能组数。
思考与讨论
2.电离能
二、元素周期律
①判断元素的金属性强弱
电离能越小，金属越容易失去电子， 元素的金属性越强，
电离能越大，金属越不容易失去电子, 元素的金属性越弱。
(5)应用：
2.电离能
二、元素周期律
②确定元素的最高正化合价（I1、I2……表示各级电离能）
如果某元素的In<多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③判断核外电子的分层排布情况
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的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
金属活动性顺序: 在水溶液中金属原子失去电子的能力。
电离能: 金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力(是原子气态时活泼性的量度)。
因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致。
注意：金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不一致。
2.电离能
二、元素周期律
（6）意义：
①第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷。
【随堂练习】正误判断
(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( )
×
√
×
√
×
×
2.电离能
二、元素周期律
电负性
鲍林
二、元素周期律
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（离子键、共价键、金属键）
回顾：什么是化学键？
原子的价电子
键合电子：参与形成化学键的电子
孤对电子：未参与形成化学键的电子
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量不同元素的原子在化合物中吸引成键电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。
（3）大小的标准：
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。
3.电负性
二、元素周期律
（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.
电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱。
电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小；
（1）概念:
电负性是相对值，没单位
（4）电负性的递变规律
一般金属元素的电负性较小,非金属元素的电负性较大
3.电负性
二、元素周期律
电负性标准氟: 4.0 锂: 1.0
一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
规律:
元素的电负性变化趋势
[绘制变化图]请利用图1－23的数据制作第三周期元素、第ⅠA族和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
[比较与分析]
根据图1－22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。
探究
同周期从左到右电负性渐大，同主族到上到下电负性渐小。
3.电负性
二、元素周期律
同周期元素原子从左到右，第一电离能总体增加(个别反常），电负性渐大。因为，从左到右，原子半径渐小，原子核对最外层电子吸引力渐大，原子失电子能力渐弱，得电子能力渐强。
3.电负性
二、元素周期律
同主族元素原子从上到下，第一电离能渐小，电负性也渐小。因为，从上到下，原子半径渐大，原子核对最外层电子吸引力渐小，原子失电子能力渐强，得电子能力渐弱。
二、元素周期律
(5)电负性的应用
①判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大，非金属元素越活泼
电负性＜1.8
电负性≈1.8
电负性＞1.8
为金属
为“类金属”
为非金属
非金属三角区边界“类金属”(如锗、锑）既有金属性又有非金属性
对角线规则也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
电负性越小，金属元素越活泼
3.电负性
二、元素周期律
②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。
HClO：
BrCl:
H—O—Cl
-2
+1
Br—Cl
+1
-1
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
NCl3+ H2O =NH3 +HClO
-3
+1
3.电负性
二、元素周期律
③判断化学键的类型
【思考】 AlCl3(BeCl3) CaO H2O
电负性的差:
化学键类型:
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为离子化合物（电负性差1.2 ） HF为共价化合物（电负性差1.9 ）
共价键 离子键 共价键
1.5
2.1
1.4
3.电负性
二、元素周期律
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
④判断化学键的极性强弱
3.电负性
二、元素周期律
注：①电离能包括稀有气体，电负性不包括
②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA
小结：
二、元素周期律
【随堂练习】正误判断
(1)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( )
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大( )
(5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点( )
√
√
×
×
√
3.电负性
二、元素周期律
2、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（ ）A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr
B
1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ）
A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br
C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－
C
3.电负性
二、元素周期律
3、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
D
4、下列叙述中正确的是( )
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
A
3.电负性
二、元素周期律
5、下列元素按电负性由大到小顺序排列的是( )
A．K、Na、Li B．N、O、F C．As、P、N D．F、Cl、S
D
6、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
A
3.电负性
二、元素周期律
7、一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于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__________。
(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
3.电负性
二、元素周期律
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
学习
目标
第2课时
元素周期律
1.了解元素的电离能、电负性等概念
2.理解元素原子半径，元素第一电离能及元素的电负性呈现周期性变化
3.能应用元素电离能、电负性解释某些元素的性质
元素周期律
1.原子半径
二、元素周期律
回顾与思考
元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律
元素原子的电离能、电负性等
二、元素周期律
1.回顾必修第一册第四章相关内容，回答什么是元素周期律？
3.除了原子核外最外层电子排布、原子半径、元素化合价、元素金属性和非金属性随原子序数递增呈周期性变化，元素原子还有哪些性质呈周性变化？
原子核外最外层电子排布、原子半径、元素化合价、元素金属性和非金属性
2.元素的哪些性质呈周期性变化？
回顾
金属性:
最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。
(1)结构比较法:
(2)位置比较法:
同周期:从左到右，元素金属性逐渐减弱
同主族:从上到下，元素金属性逐渐增强
(3)比较元素金属性的5种方法：
二、元素周期律
原子失去电子的能力，一般半径越大，金属性越强。
①与酸或与水反应的剧烈程度—
②最高价氧化物的水化物的碱性—
③简单阳离子的氧化性—
④相互间的置换反应—
⑤利用原电池的正负极—
反应越剧烈，金属性越强
碱性越强，金属性越强
阳离子氧化性越强，金属性越弱
一般活泼金属能够置换出不活泼金属
一般做负极的金属较正极的金属活泼
回顾
非金属性:
最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。
(1)结构比较法:
(2)位置比较法:
同周期:从左到右，元素非金属性逐渐增强
同主族:从上到下，元素非金属性逐渐减弱
(3)比较元素非金属性的5种方法：
二、元素周期律
原子得到电子的能力，一般半径越小，非金属性越强。
①与氢气的化合的难易程度—
②气态氢化物的稳定性—
③简单阴离子的还原性—
④最高价氧化物的水化物的酸性—
⑤相互间的置换反应—
越易化合，非金属性越强
越稳定，非金属性越强
阴离子的还原性越强，非金属性越弱
酸性越强，非金属性越强
一般活泼非金属可以置换出不活泼非金属
(1)决定
因素：
1.原子半径
二、元素周期律
电子的能层数—
核电荷数—
电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
【思考与交流】 课本P23
同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
1.原子半径
二、元素周期律
(2)主族元素原子半径有什么规律？
【思考与交流】 课本P23 ① 元素周期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？
规律1：
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。
原因:
同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势.
1.原子半径
二、元素周期律
(2)主族元素原子半径有什么规律？
【思考与交流】 课本P23 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
规律2：
原因:
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
取决于
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
导致
越小
（1）影响因素：
原子半径
电子能层数
核电荷数
导致
越大
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____
原子半径____
这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变
1.原子半径
二、元素周期律
小结
(2)递变规律：
原子半径
同周期
同主族
从左到右，随核电荷数增大，原子半径减小。
从上到下，随电子的能层数增多，原子半径增大。
1.原子半径
二、元素周期律
规律：
同周期，序大径小:
同主族，层多径大:
同结构，序大径小:
同元素，数大径大:
如 r(Cl) < r(Al) < r(Na)
如 r(I)> r(Br)> r(Cl)> r(F)
如 r(Al3+)
粒子半径大小比较：
①“一层”：先看电子层，电子层数越多，半径越大；
②“二核”：若电子层数相同,则核电荷数越大,半径越小；
③“三”电子：若电子层数、核电荷数都相同，则核外电子数越多，半径越大。
小结
试比较下列粒子的半径：
1.r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)
2.r(Li+) r(Na+) r(K+)
3.r(H-) r(Li+) r(Be2+)
4.r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+)
5.r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+)
6.r(Al3+) r(O2-) r(S2-)
＞
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对点训练
层多径大
序小径大
序小径大
序小径大
序小径大
层多径大
价低径大
＞
＞
1.原子半径
二、元素周期律
（1）概念：
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。符号：I1 单位：KJ/mol
2.电离能
二、元素周期律
概念表述中的“气态” 、“基态” 、“电中性” 、“失去一个电子” 等都是保证“能量最低” 的条件。
从气态基态正离子再失去一个电子所需要的最低能量叫做第二电离能。符号：I2 ,
第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
(2)逐级电离能：
元素原子有几个电子，就有几级电离能.
（3）表示式：
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)
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
因为原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难 .
观察图1-22，总结元素第一电离能的变化规律：
（4）不同元素第一电离能的周期性变化规律：
2.电离能
二、元素周期律
①同周期：从左到右，I1总体呈现增大趋势。（但ⅡA、ⅢA、ⅤA、ⅥA有反常）
②同主族：从上到下， I1总体呈现减小趋势
③特例（短周期）：
如：第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
第ⅡA元素>第ⅢA元素、
第ⅤA元素>第ⅥA元素
(电离能最小的是碱金属，最大的是稀有气体元素）
从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
③电离能大小反常原因
2.电离能
二、元素周期律
解释：同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。
解释：同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。
（4）不同元素第一电离能的周期性变化规律：
①同周期：从左到右，I1总体呈现增大趋势
②同主族：从上到下， I1总体呈现减小趋势
如何解释
从洪特规则特例方面解释:
这是因为第ⅡA族元素的最外层全满，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定不容易失去电子，所以电离能较高。
—Be、Mg的2p、3p能级为全空的稳定结构,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。
主族
元素 Be、Mg B、Al N、P O 、S
价层电 子排布
ⅤA
ⅥA
ⅡA
ⅢA
ns2np4
ns2np1
ns2
ns2np3
解释：电离能大小反常原因
2.电离能
二、元素周期律
所失电子的能级：
能量：3s2 < 3p1
价层电子排布：
全空、半满、全满
状态更稳定，所需能量高。
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？
思考与讨论
碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐减小，则原子越容易失电子，碱金属的活泼性逐渐增强。
(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
二、元素周期律
(2)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？
思考与讨论
二、元素周期律
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再要失去一个电子需克服的引力越来越大，消耗的能量越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
2.电离能
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
当相邻逐级电离能发生突跃变化时，说明失去的电子所在能层发生了变化。如Na元素，I1<
钠、镁、铝的常见化合价分别是＋1、＋2、＋3
化合价等于电离能突变前电离能组数。
思考与讨论
2.电离能
二、元素周期律
①判断元素的金属性强弱
电离能越小，金属越容易失去电子， 元素的金属性越强，
电离能越大，金属越不容易失去电子, 元素的金属性越弱。
(5)应用：
2.电离能
二、元素周期律
②确定元素的最高正化合价（I1、I2……表示各级电离能）
如果某元素的In<
③判断核外电子的分层排布情况
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的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
金属活动性顺序: 在水溶液中金属原子失去电子的能力。
电离能: 金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力(是原子气态时活泼性的量度)。
因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致。
注意：金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不一致。
2.电离能
二、元素周期律
（6）意义：
①第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷。
【随堂练习】正误判断
(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( )
×
√
×
√
×
×
2.电离能
二、元素周期律
电负性
鲍林
二、元素周期律
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（离子键、共价键、金属键）
回顾：什么是化学键？
原子的价电子
键合电子：参与形成化学键的电子
孤对电子：未参与形成化学键的电子
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量不同元素的原子在化合物中吸引成键电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。
（3）大小的标准：
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。
3.电负性
二、元素周期律
（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.
电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱。
电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小；
（1）概念:
电负性是相对值，没单位
（4）电负性的递变规律
一般金属元素的电负性较小,非金属元素的电负性较大
3.电负性
二、元素周期律
电负性标准氟: 4.0 锂: 1.0
一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
规律:
元素的电负性变化趋势
[绘制变化图]请利用图1－23的数据制作第三周期元素、第ⅠA族和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
[比较与分析]
根据图1－22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。
探究
同周期从左到右电负性渐大，同主族到上到下电负性渐小。
3.电负性
二、元素周期律
同周期元素原子从左到右，第一电离能总体增加(个别反常），电负性渐大。因为，从左到右，原子半径渐小，原子核对最外层电子吸引力渐大，原子失电子能力渐弱，得电子能力渐强。
3.电负性
二、元素周期律
同主族元素原子从上到下，第一电离能渐小，电负性也渐小。因为，从上到下，原子半径渐大，原子核对最外层电子吸引力渐小，原子失电子能力渐强，得电子能力渐弱。
二、元素周期律
(5)电负性的应用
①判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大，非金属元素越活泼
电负性＜1.8
电负性≈1.8
电负性＞1.8
为金属
为“类金属”
为非金属
非金属三角区边界“类金属”(如锗、锑）既有金属性又有非金属性
对角线规则也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
电负性越小，金属元素越活泼
3.电负性
二、元素周期律
②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。
HClO：
BrCl:
H—O—Cl
-2
+1
Br—Cl
+1
-1
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
NCl3+ H2O =NH3 +HClO
-3
+1
3.电负性
二、元素周期律
③判断化学键的类型
【思考】 AlCl3(BeCl3) CaO H2O
电负性的差:
化学键类型:
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为离子化合物（电负性差1.2 ） HF为共价化合物（电负性差1.9 ）
共价键 离子键 共价键
1.5
2.1
1.4
3.电负性
二、元素周期律
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
④判断化学键的极性强弱
3.电负性
二、元素周期律
注：①电离能包括稀有气体，电负性不包括
②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA
小结：
二、元素周期律
【随堂练习】正误判断
(1)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( )
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大( )
(5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点( )
√
√
×
×
√
3.电负性
二、元素周期律
2、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（ ）A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr
B
1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ）
A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br
C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－
C
3.电负性
二、元素周期律
3、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
D
4、下列叙述中正确的是( )
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
A
3.电负性
二、元素周期律
5、下列元素按电负性由大到小顺序排列的是( )
A．K、Na、Li B．N、O、F C．As、P、N D．F、Cl、S
D
6、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
A
3.电负性
二、元素周期律
7、一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于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__________。
(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
3.电负性
二、元素周期律