元素周期律
2、有A、B、 C、 D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且 都小于 20 。其中 C、 E是金属元素； A 和 E 属同一族，它们原子 的最外层电子排布为 ns1 。 B 和 D 也属同一族，它们原子最外层 的 p 能级电子数是 s 能级电子数的两倍， C 原子最外层上电子数 等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素 的电负性分别为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题： H ，B是________ O ，C是________ (1)A是________ Al ，D是 S ，E是________( ________ 用化学符号填空，下同) K (2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________， K 非金属性最强的是 ________。 O 负 价，其他 (3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________ 正 价。 元素显________ (4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合 H2O、SO。 Al2O3、， K2O 有共价键的是________ 2、SO3 物中有离子键的是_______
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5.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元
素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称 为“对角线规则”。
如查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧 化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规 则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。 这些都说明“对角线规则”的正确性。
期性的递变，称为元素的周期律。
2．实质 元素原子
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核外电子排布的周期性变化．
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元素周期律
1、原子半径 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？应如何理 解这种趋势？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？应如何 理解这种趋势？
素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称 为“对角线规则”。
如查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧 化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规 则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。 这些都说明“对角线规则”的正确性。
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元素周期律
二、元素周期律
（一）原子半径： 1、影响因素:
原子半径 的大小 2、规律：
取决于
1、电子的能层数
2、核电荷数
3、核外电子数
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。 （2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。
（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多， 原子半径越大。
碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合 价有何关系？ 因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小， 以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同 时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从 而电离能越来越大。 看逐级电离能的突变。
新课标人教版高中化学课件系列
选修3 物质结构与性质 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
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元素周期律
【教学目标】
能说出元素电离能、电负性的涵义， 能应用元素的电离能说明元素的某些 性质。
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元素周期律
二、元素周期律
1．定义 元素的性质随（ 核电荷数 ）的递增发生周
具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C
下列分析正确的是（
BC
）
A.原子序数关系：C>B>A
B.微粒半径关系： Bn-> An+
C.C微粒是稀有气体元素的原子.
D. 原子半径关系是：A<B<C
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元素周期律
（二）电离能（阅读课本Ｐ18）
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能量叫做第一电离能。 用符号I1表示，单位：kJ/mol
元素 电负 性

1.5
B
2.0
Be
1.5
C
2.5
CI
3.0
F
4.0
Li
1.0
Mg
1.2
N
3.0
Na
0.9
O
3.5
P
2.1
S
2.5
Si
1.8
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1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素× 3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能 量，则其第一电离能为650KJ/mol。 4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属 5、气态O原子的电子排布为： 6、 半径：K+>Cl7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2 8、第一周期有2*12=2，第二周期有 2*22=8，则第五周 期有2*52=50种元素
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1 、下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负
性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负 性变化图。
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元素周期律
5.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元
2、元素第一电离能的变化规律： 1）同周期： a、从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是 稀有气体的元素； b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元 素 （第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）
ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构
2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。
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从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需 要的能量叫做第二电离能。符号I2
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元素周期律
思考与探究： 观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：
原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）
元素的第一电离能呈周期性变化
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元素周期律
3、电离能的意义： ①电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元 素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元 素在气态时的金属性越强。 ②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷 ③利用逐级电离能判断化合价
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学与问：P18 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？
×
×
×
×
× √
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×
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元素周期律
课堂练习：
1.（2009·上海高考）在以离子键为主的化学 键中常含有共价键的成分，下列各对原子形成 的化学键中共价键成分最少的是（ B ） A.Li,F
【解析】
B.Na,F
C.Na,Cl
D.Mg,O
所以共价键成分最少的为B项。
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元素周期律
课堂练习
1、下列说法正确的是（
A）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 反常现象 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体的元素：He
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鲍林L.Pauling 1901-1994
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鲍林研究电负性的手稿
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2、电负性的标准和数值：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。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强 弱的尺度 金 属：＜1.8 类金属：≈1.8 非金属：＞1.8
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（三）电负性
3、变化规律: ①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐 渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。 ②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减 小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
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4、电负性的意义：
①判断元素金属性和非金属性的强弱 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，金属性越强。 ②判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于 1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7） 的两种非金属元素化合，通常形成共价键； ③判断化学键的极性强弱 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。 ④判断共价化合物中元素的化合价的正负