(共26张PPT)
第二节 第二课时 元素周期律
[目标]能说出元素电离能、电负性的含义。
[重点]主族元素原子半径、第一电离能、电负性变化一般规律。
[难点]构建元素周期律模型。
一、目标导学
[时间]20min
[内容]阅读教材p.22-26、笔记,完成下列任务：
1.元素周期表中原子半径的变化趋势及原因
2.电离能的意义、变化规律及原因、应用
3.电负性的意义、变化规律及原因、应用
4.元素周期律小结
二、自主学习
一、原子半径
原子半径逐渐增大
原子半径逐渐减小
1.影响原子半径大小的因素
电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，原子半径越大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，原子半径越小。
①电子的能层数（同主族）
②核电荷数（同周期）
三、合作学习
2.微粒半径大小的比较方法
电子层数—电子层数越多，r越大。
核电荷数—电子层数相同时，核电荷数越大，r越小。
电 子 数—电子层数、核电荷数相同时，电子数越多，r越大。
[问题]比较下列粒子的半径大小：
1.r(S)>r(O) 2.r(Cl-)>r(Cl)
3.r(K＋)>r(Mg2＋) 4.r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)
二、电离能及其变化规律
第一电离能：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。用符号I1表示。单位：kJ/mol
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；
即元素在气态时的金属性越强。
1.电离能意义
电离能呈现周期性的递变
2.电离能规律
①同周期
从左到右，核电荷数增大，I1呈增大趋势。
②同主族
从上到下，核电荷数越大，I1减小。
电离能呈现周期性的递变
3.电离能变化规律的原因
①同周期（左→右）
原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1呈增大趋势。
②同主族（上→下）
原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。
电离能呈现周期性的递变
[问题]为什么Li~Ne和Na~Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？分析B、Al、O、S出现锯齿状变化的原因。（从电子排布式分析）
1)所失电子的能级的能量：3s2 <3p1
2)价层电子排布：
全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高。
4.电离能变化规律的应用
从上到下：第一电离能逐渐减小，失电子越来越容易，金属性逐渐增大，活泼性逐渐增大。
[应用1]判断元素的金属性强弱
[问 题]第IA族碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？
I1越大，元素的非金属性越强；
I1越小，元素的金属性越强。
[应用2]判断元素化合价
元素 Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
[问题1]为什么原子逐级电离能越来越大
[问题2]与Na、Mg、Al化合价有什么联系？
Na：I2-I1=4066
Mg：I2-I1=713 I3-I2=6282
Al：I4-I3=8830 I3-I2=928 I2-I1=1239
粒子半径变小，核对电子的吸引增强，使第二个电子比第一电子难失去，以此类推。
电离能的突跃变化,说明出现新的能层。
元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
三、化学键与键合电子
H
×
+
F
F
H
×
H
F
化学键
键合电子
四、电负性
(美国·鲍林)
1954年诺贝尔化学学奖
1962年诺贝尔和平学奖
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。
描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。
以氟的电负性为1.0和锂的电负性为4.0作为相对标准，计算得：
H 2.1
Li 1.0 Be
1.5
Na 0.9 Mg
1.2
K 0.8 Ca
1.0
Rb 0.8 Sr
1.0
Cs 0.7 Ba
0.9
IA
IIA
B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po - At
-
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
元素的电负性随原子序数的递增，同周期同族有什么规律？
1.递变规律
第二周期
第三周期
第四周期
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
电负性
0
1
2
3
4
同周期,从左到右，元素的电负性逐渐增大。
1.递变规律
同族,从上到下，元素的电负性逐渐减小。
第IA族
第VIA族
第VIIA族
Li
Na
K
Rb
Cs
O
S
Se
Te
F
Cl
Br
I
电负性
0
1
2
3
4
2.应用——判断元素的金属性和非金属性强弱
H 2.1
Li 1.0 Be
1.5
Na 0.9 Mg
1.2
K 0.8 Ca
1.0
Rb 0.8 Sr
1.0
Cs 0.7 Ba
0.9
IA
IIA
B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po - At
-
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
电负性 > 1.8 非金属元素
电负性<1.8 金 属 元 素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
2.应用——判断化学键类型
电负性差值
>1.7
<1.7
离子键—离子化合物
共价键—共价化合物
0.9
3.0
Δ=2.1
离子键
离子化合物
3.0
2.1
Δ=0.9
共价键
共价化合物
H 2.1
Li 1.0 Be
1.5
Na 0.9 Mg
1.2
K 0.8 Ca
1.0
Rb 0.8 Sr
1.0
Cs 0.7 Ba
0.9
IA
IIA
B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po - At
-
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
2.应用——判断元素化合价正负
H 2.1
Li 1.0 Be
1.5
Na 0.9 Mg
1.2
K 0.8 Ca
1.0
Rb 0.8 Sr
1.0
Cs 0.7 Ba
0.9
IA
IIA
B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po - At
-
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
H——Cl
-1
+1
显负价
显正价
2.1
3.0
①电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，化合价为正价。
②电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，化合价为负价。
2.应用——判断化学键极性强弱
极性共价键，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
H 2.1
Li 1.0 Be
1.5
Na 0.9 Mg
1.2
K 0.8 Ca
1.0
Rb 0.8 Sr
1.0
Cs 0.7 Ba
0.9
IA
IIA
B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po - At
-
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
2.应用——解释对角线规则
H 2.1
Li 1.0 Be
1.5
Na 0.9 Mg
1.2
K 0.8 Ca
1.0
Rb 0.8 Sr
1.0
Cs 0.7 Ba
0.9
IA
IIA
B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po - At
-
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
它们电负性接近,它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似。
[课堂小结]
电子层数↑
原子半径↑
失电子能力↑
金属性↑
电子层数↓
原子半径↓
得电子能力↑
非金属性↑
电子层数→
核电荷数↑
原子半径↓
得电子能力↑
非金属性↑
电子层数←
核电荷数↓
原子半径↑
失电子能力↑
金属性↑
电离能↑
电离能↓
电离能↓趋势
电离能↑趋势
电负性↓
电负性↑
电负性↓
电负性↑
[达标检测1]下列各组粒子半径大小的比较错误的是( )
A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+
C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F
[达标检测2]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
四、复述检测
[达标检测3]下列各元素电负性大小顺序正确的是( )
A.K＞Na＞Li B.F＞O＞S
C.As＞P＞N D.C＞N＞O
[达标检测4]下列元素(左→右)同时满足下列三个条件的是( )
①原子半径依次减小 ②第一电离能逐渐升高 ③电负性逐渐增大
A.Na、Mg、Al B.C、O、N
C.Li、Na、K D.I、Cl、F
[达标检测5]下列原子的电子排布式,电负性最大的原子是( )
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
[达标检测6]电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( )
A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键
[达标检测7]下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是（ ）
A.4s1 B.2s22p4 C.3s23p4 D.3d64s2
[达标检测8]下列化合物中，组成元素的电负性相差最大的为（ ）
A.HI B.LiI C.CsF D.KI
[达标检测9]下列元素的电负性最大的是（ ）
A.Na B.S C.O D.C
