新教材選擇性必修二丨物質結構與性質教學課件

第一章原子結構與性質第一節(jié)原子結構新課講解課程學習目標

了解構造原理的發(fā)現(xiàn)史。1通過理解構造原理逐步建立核外電子排布式書寫的思維模型，并學會應用模型熟練書寫常見原子的核外電子排布式。3理解能層與能級的概念及關系，理解核外電子的排布規(guī)律。了解基態(tài)與激發(fā)態(tài)、原子光譜的含義。2新課講解導入1869年俄國化學家門捷列夫發(fā)現(xiàn)了元素周期律1920年丹麥科學家波爾提出了構造原理，即從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入原子核外“殼層”的順序，1925年，波爾的“殼層”落實為“能層”與“能級”，厘清了核外電子的可能狀態(tài)，復雜的原子光譜得以詮釋。元素周期律提出構造原理“能層、能級”完整的構造原理1936年馬德隆發(fā)表了以原子光譜事實為依據(jù)的完整的構造原理復習回顧：1.原子的結構新課講解原子核核外電子Z個質子

Z個中子（A—Z）個原子XAZ

(幾乎集中原子的全部質量)

(其運動空間幾乎占據(jù)了原子的整個體積)①數(shù)量關系：核電荷數(shù)(Z)=核內(nèi)質子數(shù)=核外電子數(shù)②質量關系：質量數(shù)（A）=質子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N）質量數(shù)：對質子和中子的相對質量取整數(shù)相加的數(shù)值，即近似原子量。新課講解原子質量主要集中在原子核上。原子核體積很小，只占原子體積的幾億分之一。復習回顧：2.原子核外電子層的表達方式電子層數(shù)（n）1234567電子層符號離核遠近

能量高低

KLMNOPQ近遠低高新課講解復習回顧：3.核外電子排布的一般規(guī)律（1）先排能量低的電子層，再排能量高的電子層，由內(nèi)向外。（2）每一層最多容納電子數(shù)：2n2個。（3）最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層時不超過2個）。（4）次外層電子數(shù)不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個。（5）倒數(shù)第三層不超過32個電子。“一低四不超”新課講解1.能層

一、能層與能級（1）含義：核外電子按能量不同分成能層，即電子層。（2）符號及能量關系：能層一二三四五六七符號KLMNOPQ最多電子數(shù)281832507298離核遠近近遠能量高低低高能層越高，電子的能量越高，離原子核越遠

新課講解2.能級（1）含義：同一能層的電子，還被分成不同能級。（2）能級符號與所能容納電子數(shù)如下表：能層12345能層符號KLMNO能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多電子數(shù)226261026101426281832……新課講解KLMN

O+能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f最多容納電子數(shù)2262610261014新課講解思考與討論：(1)一個能層的能級數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關系?一個能層最多可容納的電子數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關系?(2)以s、p、d、f為符號的能級分別最多可容納多少個電子?

3d、4d、5d能級容納的最多電子數(shù)是否相同？(3)第五能層最多可容納多少個電子?

它們分別容納在幾個能級中?

各能級最多容納多少個電子?(注：本書只要求到f能級。)2n2相等2.6.10.14相同50s-2，p-6，d-10，f-14新課講解歸納小結：(1)能層序數(shù)_____該能層所包含的能級數(shù)，如第三能層有____個能級。(2)s、p、d、f各能級可容納的電子數(shù)分別為___、___、___、___的2倍。(3)原子核外電子的每一能層最多可容納的電子數(shù)是____(n為能層的序數(shù))。(4)f能級的從第

能層開始，d能級從第

能層開始等于313572n243①不同能層中，能級的能量高低是1s<2s<3s<4s….能量規(guī)律：②在同一能層中，能級的能量高低是ns<np<nd<nf……1.判斷正誤課堂練習(1)能層就是電子層(

)(2)不同能層，s能級能量相同(

)(3)s能級的能量一定比p能級的低(

)(4)高能層的所有能級能量都比低能層的能級能量高(

)(5)各能層的能級數(shù)等于其所處能層序數(shù)(

)(6)任一能層的s能級最多容納的電子數(shù)均為2(

)(7)3p3表示3p能級只能填充3個電子(

)(8)各能級最多可容納的電子數(shù)按s、p、d、f……的順序依次為1、3、5、7……的2倍(

)√×××√√×√2.符號為M的能層所含的能級有（

）A.2種B.3種C.8種D.18種3.某一能層上nd能級最多所能容納的電子數(shù)為(

)A.6

B.10

C.14

D.154.下列能級符號表示正確且最多容納的電子數(shù)按照從少到多的順序排列的是（

）A.1s、2p、3dB.1s、2s、3sC.2s、2p、2d

D.3p、3d、3f5.原子核外P能層和p能級可容納的最多電子數(shù)分別為（）A.32和2 B.50和6 C.72和6 D.86和10CABB課堂練習新課講解

二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜1.基態(tài)與激發(fā)態(tài)(1)基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。(2)激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，它的電子會躍遷到較高能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。原子處于最低能量狀態(tài)基態(tài)原子處于較高能量狀態(tài)激發(fā)態(tài)原子（電子躍遷到較高能級）吸收能量釋放能量新課講解生活中，我們看到的許多可見光，都與原子核外電子躍遷釋放能量有關。新課講解2.原子光譜(1)含義：不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。(2)成因及分類：基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子吸收能量釋放能量吸收光譜發(fā)射光譜明亮背景的暗色譜線暗色背景的明亮譜線新課講解(3)光譜分析：在現(xiàn)代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。例如：銫(1860年)和銣(1861年),其光譜圖中有特征的藍光和紅光，它們的拉丁文名稱由此得名。又如，稀有氣體氦的原意是“太陽元素”,是1868年分析太陽光譜發(fā)現(xiàn)的，最初人們以為它只存在于太陽，后來才在地球上發(fā)現(xiàn)。新課講解

三、構造原理與電子排布式1.構造原理(1)內(nèi)容：以光譜學事實為基礎，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序成為構造原理。新課講解(2)構造原理示意圖：能層能級OLMNPKQ1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s電子填充一般規(guī)律：新課講解(3)對構造原理的理解：①構造原理是絕大多數(shù)基態(tài)原子的核外電子排布順序。②電子按照構造原理排布，會使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，原子相對較穩(wěn)定。③從構造原理圖可以看出，從第三能層開始，不同能層的能級出現(xiàn)“能級交錯”現(xiàn)象。能級交錯指電子層數(shù)較大的某些能級的能量反而低于電子層數(shù)較小的某些能級的能量的現(xiàn)象，如4s＜3d、6s＜4f＜5d，一般規(guī)律為ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。新課講解2.電子排布式(1)含義：電子排布式是用核外電子分布的能級及各能級上的電子數(shù)來表示電子排布的式子。(2)表示方法：新課講解(3)書寫方法：第一步：按照構造原理寫出電子填入能級的順序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s第二步：根據(jù)各能級容納的電子數(shù)填充電子。第三步：去掉空能級，并按照能層順序排列即可得到電子排布式。例如：8O：_________。1s22s22p4新課講解例：試書寫7N、17Cl、19K、26Fe、21Sc、35Br原子的核外電子排布式。N：1s22s22p3Cl：1s22s22p6

3s23p5K：1s22s22p63s23p6

4s1Fe：1s22s22p63s23p63d6

4s2Sc：1s22s22p63s23p63d1

4s2Br：1s22s22p63s23p63d10

4s24p5新課講解要求熟練書寫1～36號元素原子的電子排布式原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布

KLMN1氫H2氦He3鋰Li4鈹Be5硼B(yǎng)6碳C7氮N8氧O1s11s2

2s11s21s2

2s21s2

2s22p11s2

2s22p21s2

2s22p31s2

2s22p4原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布

KLMN新課講解9氟F10氖Ne1s2

2s22p51s2

2s22p611鈉Na12鎂Mg13鋁Al14硅Si15磷P16硫S17氯Cl18氬Ar1s22s22p6

3s11s22s22p6

3s21s22s22p6

3s23p11s22s22p6

3s23p21s22s22p6

3s23p31s22s22p6

3s23p41s22s22p6

3s23p51s22s22p6

3s23p6新課講解原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布

KLMN19鉀K20鈣Ca21鈧Sc22鈦Ti23釩V24鉻Cr25錳Mn26鐵Fe27鈷Co28鎳Ni1s22s22p63s23p6

4s11s22s22p63s23p6

4s21s22s22p63s23p63d1

4s21s22s22p63s23p63d2

4s21s22s22p63s23p63d3

4s21s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p63d5

4s21s22s22p63s23p63d6

4s21s22s22p63s23p63d7

4s21s22s22p63s23p63d8

4s2新課講解原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布

KLMN29銅Cu30鋅Zn31鎵Ga32鍺Ge33砷As34硒Se35溴Br36氪Kr1s22s22p63s23p63d10

4s24p11s22s22p63s23p63d10

4s24p21s22s22p63s23p63d10

4s24p31s22s22p63s23p63d10

4s24p41s22s22p63s23p63d10

4s24p51s22s22p63s23p63d10

4s24p61s22s22p63s23p63d104s11s22s22p63s23p63d10

4s2注意：在得出構造原理之前，由原子光譜得知有些過渡金屬元素基態(tài)原子電子排布不符合構造原理，如Cr和Cu的最后兩個能級的電子排布分別為3d54s1和3d104s1。新課講解3.簡化電子排布式（1）含義：將原子中已經(jīng)達到稀有氣體元素原子結構的部分，用相應的稀有氣體元素符號外加方括號表示的式子稱為簡化電子排布式。（2）表示方法：K的簡化電子排布式：[Ar]4s1N的簡化電子排布式：[He]2s22p3Na的簡化電子排布式：[Ne]3s1新課講解（3）練習：寫出14、24、26、31號元素的簡單電子排布式。14Si：[Ne]3s23p224Cr：[Ar]3d54s126Fe：[Ar]3d64s231Ga：[Ar]3d104s24p1課堂練習1.下列能級符號正確的是（）A.6s B.2d C.1d D.3fA2.符號為M的能層所含的能級有（）A.2種

B.3種

C.8種

D.18種B3.按能量由低到高的順序，下列排列正確的是（）A.1s、2p、3d、4s B.1s、2s、3s、2pC.2s、2p、3s、3p D.4p、3d、4s、3pC課堂練習4.請根據(jù)構造原理，寫出下列原子的電子排布式：(1)16S__________________________。(2)10Ne_________。(3)20Ca__________________________。(4)26Fe_______________________________。(5)29Cu________________________________。(6)11Na_____________________。1s22s22p63s23p4(或[Ne]3s23p4)1s22s22p61s22s22p63s23p64s2(或[Ar]4s2)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)5.(1)Cl原子核外能量最高的電子所在的能級是____。(2)基態(tài)Si原子中，核外電子占據(jù)最高能層的符號為___，該能層上有__個能級，電子數(shù)為____。3pM34原子結構課堂小結

一、能層與能級能層12345能層符號KLMNO能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多電子數(shù)226261026101426281832……課堂小結

二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子吸收能量釋放能量吸收光譜發(fā)射光譜課堂小結

三、構造原理與電子排布式1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s1.電子填充一般規(guī)律：2.電子排布式：3.簡化電子排布式：用相應的稀有氣體元素符號外加方括號表示的式子。[Ar]4s1第一章原子結構與性質第一節(jié)原子結構第二課時新課講解課程學習目標了解有關核外電子運動模型的發(fā)展歷史，認識核外電子的運動特點。1認識基態(tài)原子中核外電子的排布遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理。3知道電子的運動狀態(tài)（空間分布及能量）?？赏ㄟ^原子軌道和電子云模型來描述。2新課講解導入1911年，英國物理學家盧瑟福根據(jù)1910年進行的α粒子散射實驗，提出了原子結構的行星模型。在這個模型里，電子像太陽系的行星圍繞太陽轉一樣圍繞著原子核旋轉。α粒子散射實驗原子核外的電子運動狀態(tài)是怎么樣呢？新課講解氫原子模型1913年，丹麥科學家玻爾在盧瑟福模型的基礎上，他提出了氫原子模型，電子在線性軌道上運行，解決了原子結構的穩(wěn)定性問題，描繪出了完整而令人信服的原子結構學說。氫原子結構理論成功的闡述了原子的穩(wěn)定性，氫原子光譜的產(chǎn)生和不連續(xù)性。氫原子光譜與氫原子能級新課講解概率密度：1926年，量子力學推翻了玻爾的氫原子模型，指出一定空間運動狀態(tài)的電子并不在玻爾假定的線性軌道上運行，而在核外空間各處都可能出現(xiàn)，但出現(xiàn)的概率不同，可以算出它們的概率密度分布。一、電子云

P表示電子在某處出現(xiàn)的概率；V表示該處的體積；新課講解圖1-7氫原子1s電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度分布圖一、電子云圖1-7中的小點是什么呢？是電子嗎？小點是1s電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度的形象描述。小點越密，表明概率密度越大。由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象的稱作“電子云”。新課講解一、電子云1.電子云概念電子在原子核外一定空間范圍內(nèi)出現(xiàn)的概率統(tǒng)計起來，好似在原子核外籠罩著一團帶負電的云霧，形象稱為“電子云”。2.電子云輪廓圖電子云圖很難繪制，使用不便，我們常使用電子云輪廓圖。電子云是處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。新課講解為了表示電子云輪廓的形狀，對核外電子的空間運動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述。把電子在原子核外空間出現(xiàn)概率P=90%的空間圈出來，即電子云輪廓圖。新課講解同一原子的s電子的電子云輪廓圖1s2s3s4s所有原子的任意能層的s電子的電子云輪廓圖都是一個球形，只是球的半徑不同。同一原子的能層越高，s電子云半徑越大，是由于電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。就像宇宙飛船必須提供能量推動才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子核的吸引在離核更遠的空間出現(xiàn)的概率就比1s大，因而2s電子云必然比1s電子云更彌散。新課講解二、原子軌道1.定義：電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。2.形狀：（1）s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。1s2s3s4s（2）除s電子云外，其他電子云都不是球形的。例如p電子的原子軌道呈啞鈴狀。新課講解p能級有三個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示，同一能層中px、py、pz的能量相同。能層能級原子軌道數(shù)原子軌道名稱電子云輪廓圖的形狀與取向形狀取向K1s11s球形L2s12s球形2p32px、2py、2pz啞鈴形相互垂直M3s13s球形3p33px、3py、3pz啞鈴形相互垂直3d5………………N4s14s球形4p34px、4py、4pz啞鈴形相互垂直4d5………………4f7………………………………………………左表為不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖。n能層能級數(shù)：n軌道數(shù)：n2電子數(shù)：2n2新課講解三、泡利原理能層12345能層符號KLMNO能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多電子數(shù)226261026101426281832……回顧每個能級最多容納的電子數(shù)。s—2??1=2p—2??3=6d—2??5=10f—2??7=14為什么一個軌道允許容納2個電子呢？新課講解三、泡利原理1.電子自旋與泡利原理1925年，兩個荷蘭年輕人提出：電子除了空間運動狀態(tài)外，還有一種狀態(tài)叫做自旋。（1）自旋：是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質量一樣的內(nèi)在屬性。電子自旋在空間有順時針和逆時針兩種取向，簡稱自旋相反，常用上下箭頭（?和?）表示自旋相反的電子。（2）泡利原理：1925年，泡利正式提出，在一個原子軌道里，最多只能容納兩個電子，它們自旋相反，這個原理被稱為泡利原理，也稱為泡利不相容原理。新課講解三、泡利原理2.電子排布的軌道表示式（1）軌道表示式（又稱電子排布圖）：表示電子排布的一種圖式，如氫和氧的基態(tài)原子的軌道表示式如下：1s11H1sO1s2s2p注意：在軌道表示式中，用方框（也可用圓圈）表示原子軌道，能量相同的原子軌道（簡并軌道）的方框相連，箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，“”稱為電子對，“”或“”稱為單電子（或稱未成對電子）。箭頭同向的單電子稱自旋平行，如基態(tài)氧原子有2個自旋平行的2p電子。通常應在方框下方或上方標記能級符號。有時畫出的能級上下錯落，以表達能量高低不同。新課講解三、泡利原理2.電子排布的軌道表示式——例鋁原子核外電子排布式新課講解四、洪特規(guī)則1.洪特規(guī)則1925年，洪特在詮釋復雜原子光譜時，得出了判斷基態(tài)原子光譜項三條經(jīng)驗規(guī)則，后人歸并簡化為一條：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行，稱為“洪特規(guī)則”。新課講解四、洪特規(guī)則1.例1：畫出氧的基態(tài)原子最外層軌道表示式。如果不考慮洪特規(guī)則，又認定3個2p軌道有區(qū)別，可畫出怎樣的軌道表示式？若遵循洪特規(guī)則，且不區(qū)分3個2p軌道，只需畫出軌道表示式：注意：①洪特規(guī)則不僅適用于基態(tài)原子，也適用于基態(tài)離子。

②洪特規(guī)則是針對電子填入簡并軌道而言的，并不適用于電子填入能量不同的軌道。四、洪特規(guī)則新課講解例2：請寫出24、29號元素原子的電子排布式。29Cu

1s22s22p63s23p63d104s124Cr

1s22s22p63s23p63d54s1在簡并軌道（同一能級）上的電子排布處于全充滿、半充滿和全空狀態(tài)時，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。相對穩(wěn)定的狀態(tài)全充滿：p6、d10、f14全空：p0、d0、f0半充滿：p3、d5、f7新課講解思考與討論1.下列軌道表示式中，哪個是硼的基態(tài)原子？為什么？2.下列軌道表示式中，哪個是氧的基態(tài)原子？為什么？答案：A。在一個原子軌道里，最多只能容納兩個電子，它們自旋相反。答案：A。基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。新課講解五、能量最低原理1.內(nèi)容基態(tài)是能量最低的狀態(tài)，所以，基態(tài)原子的電子排布是能量最低的原子軌道組合。在構建基態(tài)原子時，電子將盡可能的占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個的原子的能量最低。注意：整個原子的能量由核電荷數(shù)、電子數(shù)和電子狀態(tài)三個因素共同決定，相鄰能級能量相差很大時，電子填入能量低的能級即可使整個原子能量最低；而當相鄰能級能量相差不太大時，有1-2個電子占據(jù)能量稍高的能級反而降低了電子排斥能而使整個原子能量最低（如所有副族元素的基態(tài)原子）。新課講解思考與討論1.為什么基態(tài)氦原子的電子排布是1s2而不是1s12s1？2.為什么基態(tài)氮原子的電子軌道表示式是，而不是？3.為什么基態(tài)鉀原子和鈣原子的價電子排布是4s1和4s2，而不是3d1和3d2？泡利原理洪特規(guī)則能量最低原理課堂練習1.判斷正誤。（1）2s的電子云比1s的電子云大，說明2s的電子云中的電子比1s的多。（2）當電子排布在同一能級的不同軌道時，電子總是先占滿1個軌道，然后再占據(jù)其它原子軌道。（3）氫原子電子云的一個小黑點表示一個電子。（4）6C的電子排布式1s22s22px2違反了洪特規(guī)則。。答案：×

×

×√課堂練習2.在d軌道中電子排布成，而不排布成，遵循的是（）A.能量最低原理B.泡利原理C.原子軌道構造原理D.洪特規(guī)則答案：D課堂練習3.下列電子排布的軌道表示式所表示的元素原子中，能量處于最低狀態(tài)的是（）答案：C課堂練習4.在1s、2px、2py、2pz軌道中，具有對稱性的是（）A.1sB.

2pxC.2pyD.2pzA5.(1)金屬鋁質輕且有良好的防腐蝕性，在國防工業(yè)中有非常重要的作用。鋁原子核外電子云有__________種不同的伸展方向，有__________種不同運動狀態(tài)的電子。

(2)基態(tài)鐵原子有__________個未成對電子，三價鐵離子的電子排布式為__________。

(3)29Cu+的價電子排布式為__________。課堂小結

一、電子云1.定義：電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。2.形狀：（1）s電子的原子軌道呈球形，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。（2）除s電子云外，其他電子云都不是球形的。例如p電子的原子軌道呈啞鈴狀。二、原子軌道電子云是處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。課堂小結三、泡利原理1.電子自旋與泡利原理（1）自旋：是微觀粒子普遍存在的一種如同電荷、質量一樣的內(nèi)在屬性。（2）泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納兩個電子，它們自旋相反。2.電子排布的軌道表示式課堂小結四、洪特規(guī)則基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。相對穩(wěn)定的狀態(tài)全充滿：p6、d10、f14全空：p0、d0、f0半充滿：p3、d5、f7五、能量最低原理在構建基態(tài)原子時，電子將盡可能的占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個的原子的能量最低。第一章原子結構與性質第二節(jié)原子結構與元素的性質第一課時新課講解課程學習目標了解三張有重要歷史意義的周期表，了解元素周期表的發(fā)展歷史。1通過自主探究元素周期表，理解構造原理與元素周期表之間的聯(lián)系。3知道元素周期律、元素周期系和元素周期表的概念。2新課講解導入1869年，門捷列夫制作了歷史上第一張周期表，圖1-14是該表的修訂版，又稱短式周期表。門捷列夫周期表最重要的特征是從第四周期開始每個周期截成兩截，第1-7族分主副族，第八族稱為過渡元素（第八族是鐵、鈷、鎳等“三素組”）。主副族和第八族的概念使用至今，但過渡元素的概念不同了?？茖W史話新課講解1905年，配位化學鼻祖維爾納制作了一張周期表，如圖1-15所示。維爾納周期表是特長式周期表，每個周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有各的位置，同族元素上下對齊，盡管當時錒系和鑭系的概念尚未形成，不知道它們有多少種元素。維爾納周期表前五個周期表相似，但也有差異，如今維爾納周期表中Be、Mg的位置與現(xiàn)今周期表不同?！璈…HeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbSrYZrNbMo…RuRhPdAgCdInSnSbTeIXeCsBaLaCeNdPr……SmEuGdTbHoErTmYb……TaW…OsIrPtAuHgTlPbBi…………RaLaαTh……………U…………Ac………………………………PbαBiαTeα……圖1-15維爾納的特長式周期表新課講解1922年，玻爾獲諾貝爾獎時做了題為“原子結構”的報告，其中有一張周期表，如圖1-16所示。它是1895年湯姆孫周期表的改進版。在玻爾所作的改進中，特別重要之處是把21-28、39-46等元素用方框框起。這是因為玻爾用原子結構來解釋周期系了，他已經(jīng)認識到，這些框內(nèi)元素的原子新增加的電子是填入內(nèi)層軌道的。玻爾已經(jīng)得知鑭后14種元素基原子有4f電子，也用方框框起，而且第六周期為32種元素，但第七周期元素所知甚少。玻爾周期表還用直線連接前后周期的相關元素（同族元素），這是因為玻爾已經(jīng)知道，它們的價電子數(shù)相等。圖1-16玻爾元素周期表新課講解一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1.元素周期律1869年，門捷列夫發(fā)現(xiàn)，按相對原子質量從小到大的順序將元素排列起來，得到一個元素序列，并從最輕的元素氫開始進行編號，稱為原子序數(shù)。這個序列中的元素性質隨著原子序數(shù)遞增發(fā)生周期性的重復，這一規(guī)律被門捷列夫稱作元素周期律。2.元素周期系1913年，英國物理學家莫塞萊證明原子序數(shù)即原子核電荷數(shù)。隨后元素周期律表述為元素的性質隨元素原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變。元素的這一按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。3.元素周期表元素周期表是呈現(xiàn)元素周期系的表格。元素周期系只有一個，元素周期表多種多樣。新課講解2.原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質子數(shù)與核外電子數(shù)的關系原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質子數(shù)=核外電子數(shù)注意：1.元素周期系與元素周期表的關系新課講解二、構造原理與元素周期表1.元素周期表的結構：根據(jù)構造原理得出的核外電子排布，可以解釋元素周期系的基本結構。（1）周期（七橫七周期，三短四長）從上到下類別各周期原子的電子層數(shù)各周期最多容納的元素種類數(shù)第一周期短周期12第二周期28第三周期38第四周期長周期418第五周期518第六周期632（含鑭系15種元素）第七周期732（含錒系15種元素）新課講解二、構造原理與元素周期表（2）核外電子排布與周期的劃分周期外圍電子排布各周期增加的能級元素種類第ⅠA族0族最外層最多容納電子數(shù)一1s11s221s2二2s12s22p682s、2p8三3s13s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s15s25p685s、4d、5p18六6s16s26p686s、4f、5d、6p32七7s17s27p687s、5f、6d、7p32表：每一周期元素原子的外圍電子排布與元素種類新課講解注意：核外電子排布與周期劃分的關系ⅰ根據(jù)構造原理,將能量相近的能級分為一組,按能量由低到高可分為7個能級組,同一能級組內(nèi),各能級能量相差較小,各能級組之間能量相差較大。ⅱ每一個能級組對應一個周期,且該能級組中最高的能級對應的能層數(shù)等于元素的周期序數(shù)。元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外電子的排布發(fā)生周期性的重復。新課講解（3）根據(jù)構造原理得出的核外電子排布與周期中元素種類數(shù)的關系元素周期系中每個周期的元素數(shù),第一周期從1s1開始,以1s2結束,只有兩種元素。中間按照構造原理依次排滿各能級。其余各周期總是從ns能級開始,以np結束,遞增的核電荷數(shù)(或電子數(shù))就等于每個周期里的元素數(shù)。具體數(shù)據(jù)如下:新課講解周期ns→np電子數(shù)元素數(shù)目一1s1～2二2s1～22p1～6三3s1～23p1～6四4s1～23d1～104p1～6五5s1～24d1～105p1～6六6s1～24f1～145d1～106p1～6七7s1～25f1～146d1～107p1～62288881818181832323232遞增的核電荷數(shù)=元素個數(shù)新課講解若以一個方格代表一種元素，每個周期排成一個橫排，并按s、p、d、f分段，左側對齊，可得到如下元素周期表：新課講解思考與討論：1950年國際純粹與應用化學聯(lián)合會（IUPAC）推薦了一張元素周期表，書末的元素周期表就是參照其新版制作的。請問：怎樣將圖1-17變成書末的元素周期表？pfdsspsdpfsdpdsppss新課講解（4）族（十八縱行十六族，七主七副一VIII一0）列數(shù)123456789101112131415161718類別主族副族第VIII族副族主族0族名稱IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIB第VIII族IBIIBIIIAIVAVAVIAVIIA0族注意：1.從第四周期開始的長周期,比短周期多出的元素全部是金屬元素,這是因為它們的最外層電子數(shù)始終不超過2,即為ns1~2(Pd例外)。而第六、七周期比第四、五周期多出14個元素的基態(tài)原子最外層也只有2個s電子,所以也是金屬元素。2.電子層數(shù)=周期序數(shù)3.主族元素族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)新課講解新課講解（5）核外電子排布與族的關系元素周期表中,同族元素價層電子數(shù)相同,這是同族元素性質相似的結構基礎。主族元素的價電子為該元素原子的最外層電子。如堿金屬元素的基態(tài)原子的價電子排布為ns1。元素周期表最右側稀有氣體元素的基態(tài)原子,除氦(1s2)外,最外層都是8電子,即ns2np6。副族元素的價電子與其最外層電子和次外層電子有關(鑭系、錒系元素還與次次外層的f電子有關)。如鐵元素的價電子排布式為3d64s2。新課講解新課講解再探元素周期表問題：仔細考察書末的元素周期表，你能提出哪些問題？例如：（1）元素周期表共有幾個周期？每個周期各有多少種元素？為什么第一周期結尾元素的電子排布跟同族的其他周期元素的不同？（2）元素周期表共有多少個列？各列的價層電子數(shù)各為多少？同列元素價層電子數(shù)是否相等？元素周期表可分為哪些族？族序有什么規(guī)律？（3）為什么在元素周期表中非金屬主要集中在右上角三角區(qū)（如圖1-18）？回答上述問題和你提出的問題，并整理出你對元素周期表的新認識。（1）現(xiàn)行元素周期表包含118種元素，共有七個周期，每個周期包含的元素數(shù)目，分別是按照周期序數(shù)一二三四五六七，元素種類數(shù)依次為2、8、8、18、18、32、32。第一周期結尾元素(He)原子核外只有2個電子，根據(jù)構造原理，其電子排布式為1s2。與該元素同族的其他周期元素Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等，原子核外電子數(shù)依次增加了8、8、18、18、32。根據(jù)構造原理，它們的最外層電子排布通式為ns2np6。所以，第一周期結尾元素的電子排布跟同族的其他周期元素的不同。新課講解新課講解（2）元素周期表共有18個列。從左向右，第1~12列中，除第3列中的鑭系和錒系以外，其他的價層電子數(shù)都等于列數(shù)；第13~18列中，除第18列中的氦以外，其他的價層電子數(shù)都等于列數(shù)減10。除了鑭系、錒系和氦以外，同列元素價層電子數(shù)相等。元素周期表所劃分的族及族序數(shù)，從左向右排列如下：IA族、ⅡA族；ⅢB族→ⅦB族；Ⅷ族；IB族、ⅡB族；ⅢA族→ⅦA族；0族。新課講解（3）從原子結構方面來說，元素周期表中右上角三角區(qū)的元素，大多數(shù)的價層電子排布為ns2np1-6(He除外),價層電子數(shù)較大，得電子相對容易，失電子相對困難。從元素周期表中元素性質遞變規(guī)律來說，同周期元素從左到右非金屬性逐漸增強(不包括0族元素),同主族元素從下向上非金屬性逐漸增強。綜上可知，在元素周期表中非金屬主要集中在右上角三角區(qū)內(nèi)。新課講解再探元素周期表討論：（1）為什么副族元素又稱為過渡元素？過渡元素價層電子數(shù)跟它們的族序數(shù)有什么關系？寫出它們的價層電子排布通式。答：副族元素介于s區(qū)元素(主要是金屬元素)和p區(qū)元素(主要是非金屬元素)之間，處于由金屬元素向非金屬元素過渡的區(qū)域，因此副族元素又稱為過渡元素。過渡元素價層電子數(shù)跟它們的族序數(shù)的關系是：第ⅢB族到第ⅦB族元素的價層電子數(shù)等于它們的族序數(shù)；第Ⅷ族有3列元素，其族序數(shù)等于該族的第1列元素的價層電子數(shù)；第IB族、第ⅡB族的族序數(shù)等于它們的最外層電子數(shù)。過渡元素的價層電子排布通式為(n-1)d1-10ns2(除鑭系和錒系)。新課講解（2）按照核外電子排布，可把元素周期表劃分成5個區(qū)，如圖1-19所示。除ds區(qū)外，各區(qū)的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。s區(qū)、d區(qū)和p區(qū)分別有幾個列？為什么s區(qū)（除氫元素）、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬元素？答：s區(qū)有2列，d區(qū)有8列，p區(qū)有6列。s區(qū)元素的價層電子排布通式為ns1-2,d區(qū)元素的價層電子排布通式為(n-1)d1-9ns1-2,ds區(qū)元素的價層電子排布通式為(n-1)d10ns2,它們的最外層電子數(shù)均不超過2,在化學反應中容易失去電子，所以s區(qū)(除氫元素外)、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬元素。新課講解（3）處于非金屬與金屬分界線上的元素常被稱為半金屬或類金屬，為什么？由于元素的金屬性和非金屬性之間并沒有嚴格的界限，處于非金屬與金屬分界線上的元素既能表現(xiàn)出一定的非金屬性，又能表現(xiàn)出一定的金屬性，因此這些元素常被稱為半金屬或類金屬。新課講解（4）在周期表里找出Cr和Cu的價層電子。它們的電子排布符合構造原理嗎？此外還有哪些元素的基態(tài)原子排布不符合構造原理？Cr的價層電子排布式為3d54s1,Cu的價層電子排布式為3d104s1,不符合構造原理(它們的3d軌道達到半充滿或全充滿結構，是一種能量較低的穩(wěn)定結構)。此外，Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Ag、Pt、Au、La、Ce、Gd、Ac、Th、Pa、U、Np、Cm等的基態(tài)原子電子排布均不符合構造原理。新課講解（5）語言119號元素基態(tài)原子最外層電子排布；預言第八周期有多少種元素。119號元素應位于第八周期第IA族，故基態(tài)原子最外層電子排布為8s1;周期分別為一、二、三、四、五、六、七，元素種數(shù)分別為2x12、2×22、2×22、2×32、2×32、2×42、2×42,以此預測第八周期元素種數(shù)為2×52=50(種)。新課講解思考與討論在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素（如圖1-20）的有些性質是相似的（如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物），這種相似性被稱為對角線規(guī)則。（1）對角線規(guī)則是從相關元素及其化合物的許多性質中總結出來的經(jīng)驗規(guī)則，不是定理。在科學研究中，你對類似對角線規(guī)則這樣的經(jīng)驗規(guī)則有何看法？（2）以“對角線規(guī)則”為關鍵詞，利用互聯(lián)網(wǎng)搜索有關資料，比較鋰和鎂、鈹和鋁、硼和硅三對元素及其化合物性質的相似性。新課講解對角線規(guī)則1.鋰和鎂能直接與氮氣反應生成氮化物溶解性，鋰的化合物比其他堿金屬的鹽更難溶于水，與鎂鹽相似。2.鈹和鋁它們的氫氧化物具有兩性；且都難溶于水，只能溶于強酸和強堿溶液中。3.硼和硅硼與硅都能生成揮發(fā)性、活潑的氫化物；它們的鹵化物（BF3除外）能水解生成硼酸和硅酸。課堂練習1.判斷正誤。答案：×

×

×

×

×

×√(1)除0族外,短周期元素的最高化合價在數(shù)值上都等于該元素所屬的族序數(shù)(

)(2)除短周期外,其他周期均有18種元素 (

)(3)堿金屬元素是指第ⅠA族的所有元素(

)(4)在元素周期表中,所有非金屬都位于p區(qū)(

)(5)價電子數(shù)與最高化合價相等的元素一定是主族元素(

)(6)次外層全充滿而最外層有不成對電子的元素一定是主族元素 (

)(7)元素周期表5個區(qū)中都有金屬元素 (

)課堂練習2.下列關于原子核外電子排布與元素在周期表中位置關系的敘述中,正確的是(

)A.原子價電子排布為ns2np1~6的元素一定是主族元素B.基態(tài)原子最外電子層的p能級上有5個電子的元素一定是第ⅦA族元素C.原子的價電子排布為(n-1)d6~8ns2的元素一定位于第ⅢB~ⅦB族D.基態(tài)原子N能層上只有1個電子的元素一定是主族元素答案：B課堂練習3.外圍電子構型為3d104s1的元素在周期表中位于(

)A.第五周期第ⅠB族B.第五周期第ⅡB族C.第四周期第ⅦB族D.第四周期第ⅠB族答案：D課堂練習4.已知某元素基態(tài)原子的價電子排布為(n-1)dansb(a、b均為大于0的正整數(shù)),下列有關說法正確的是(

)A.該元素一定位于元素周期表中的d區(qū)B.該元素一定位于元素周期表中的ds區(qū)C.該元素的族序數(shù)為a+bD.該元素一定為金屬元素答案：D課堂練習5.指出下列元素是主族元素還是副族元素,及其在元素周期表中的位置。(1)1s22s22p63s2是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,屬于

區(qū)元素。

(2)[Kr]4d105s25p2是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,屬于_____

區(qū)元素。

(3)[Ar]3d14s2是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,屬于

區(qū)元素。

(4)[Ar]3d104s1是

族元素,位于周期表中第

周期第

族,屬于

區(qū)元素。

主三ⅡAs主五ⅣAp副四ⅢBd副四ⅠBds課堂小結一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1.元素周期律2.元素周期系3.元素周期表二、構造原理與元素周期表1.原子的電子排布與周期的劃分：2.原子的電子排布與族的劃分主族元素：族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù)=價電子數(shù)

副族元素：大多數(shù)族序數(shù)=（n-1)d+ns的電子數(shù)=價電子數(shù)

3.原子的電子構型和元素的分區(qū):周期序數(shù)=能層數(shù)5個區(qū)：s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、p區(qū)、f區(qū)第一章原子結構與性質第二節(jié)原子結構與元素的性質第二課時新課講解課程學習目標了解原子半徑的周期性變化規(guī)律。1理解電離能與原子半徑的關系，并掌握電離能的周期性變化及規(guī)律。3知道電離能的概念與表示方法。2新課講解導入根據(jù)已學知識回顧：元素周期律的內(nèi)涵豐富多彩，在元素周期表中，原子核電荷數(shù)、電子層數(shù)、原子半徑、元素金屬性與非金屬性、原子得電子與失電子能力有什么周期性的變化規(guī)律呢？復習回顧導入同周期：從左到右，最外層電子數(shù)依次增加；核電荷數(shù)依次增加；原子半徑逐漸減?。辉亟饘傩灾饾u減弱，非金屬性逐漸增強；原子得電子能力增強，失電子能力減弱。同主族：從上到下，最外層電子數(shù)相同，核電荷數(shù)依次增加，原子半徑逐漸增大，元素金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。原子得電子能力減弱，失電子能力增強。復習回顧新課講解一、原子半徑1.原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：顯然，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；而核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。這兩個因素結合的結果使原子半徑呈現(xiàn)周期性的遞變。①電子的能層數(shù)②核電荷數(shù)新課講解例如，主族元素的原子半徑如圖1-21所示：新課講解思考與討論1.元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑依次減小。解釋：同周期，原子半徑大小主要影響因素為核電荷數(shù)，從左到右，原子核外電子的能層不變，而原子核電荷數(shù)依次增加，原子核對電子的吸引作用就越大，使原子的半徑減小。新課講解思考與討論2.元素周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？元素周期表中同主族元素從上到下，原子半徑依次增大。解釋：同主族，原子半徑大小主要影響因素為電子的能層數(shù)，從上到下，原子核外電子的能層依次增加，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。新課講解二、電離能2.表示方法氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去了一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。保持“最低能量”的條件：“氣態(tài)”、“基態(tài)”、“電中性”、”失去一個電子“等。思考：什么又叫第二電離能？第三電離能？第四？第五？······1.概念用符號

I1

表示，單位：kJ/mol新課講解二、電離能N(g)＝N＋(g)＋e－

I1（第一電離能）N＋(g)＝N2＋(g)＋e－

I2（第二電離能）N2＋(g)＝N3＋(g)＋e－

I3（第三電離能）

......一價氣態(tài)正離子再失去一個電子所需要的能量叫做第二電離能,符號I2。以此類推，第三、第四電離能……新課講解二、電離能元素的第一電離能大小與原子失電子的難易的關系：元素的第一電離能越小，越易失去電子，元素金屬性越強；元素的第一電離能越大，越難失去電子，元素金屬性越弱。思考：元素的第一電離能大小與原子失電子的難易有何關系？新課講解討論：觀察右圖，思考原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么規(guī)律呢？同學之間相互交流并作分享。新課講解每個周期的第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小，最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最大；同族元素從上到下第一電離能變小，如He、Ne、Ar、Kr、Xe的第一電離能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一電離能也依次下降。元素的第一電離能的周期性特點：規(guī)律小結：（1）同主族：從上到下，元素第一電離能逐漸減小。（2）同周期：從左到右，元素第一電離能總體呈增大趨勢。中間有反常。新課講解思考：為什么B、Al、O、S等元素的電離能比它們左邊元素的電離能低，而使Li—Ni和Na—Ar的電離能曲線呈現(xiàn)鋸齒狀變化？新課講解對于B和Al這兩個鋸齒狀變化，一般的解釋為：B和Al的第一電離能失去的電子是np能級的，該能級的能量比左邊的位于ns能級的能量高。對于O和S這兩個鋸齒狀變化，有兩種解釋，其一是N和P的電子排布式半充滿的，比較穩(wěn)定，電離能較高；其二是O和S失去的是已經(jīng)配對的電子，配對電子相互排斥，因而電離能較低。哪一種解釋更合理？需要做定量計算才能判斷。資料卡片：新課講解二、電離能（1）原子核對核外電子的引力（即原子半徑）（2）原子達到穩(wěn)定結構的趨勢影響元素的第一電離能大小的因素：新課講解（1）堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？思考與討論：堿金屬元素，從上到下，原子半徑逐漸增大，越易失去電子，第一電離能減小，元素金屬性增強，堿金屬的活潑性增強。元素LiNaKRbI1（kJ·mol－1)587.1496418.6402.9新課講解（2）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。為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？元素NaMgAl電離能（kJ·mol-1）49673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293思考與討論：新課講解為什么原子的逐級電離能越來越大？思考與討論：原子的逐級電離能逐漸增大，即I1<I2<I3<I4<·······解釋：因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。所以原子的逐級電離能逐漸增大。新課講解這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？思考與討論：NaMgAl電離能（kJ·mol－1）I1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830I6166101799518376I7201142170323293鈉、鎂、鋁的最高化合價分別是＋1、＋2、＋3同一元素的不同電離能變化規(guī)律：（1）逐級增大，且存在突躍。（2）根據(jù)主族元素原子不同級電離能的突躍性變化，判斷元素性質（通常價態(tài)）、元素在周期表中的位置等。課堂練習答案為

C。A．第一電離能越小，說明越易失電子，元素金屬性越強，故A正確；B．元素原子的能量越高，第一電離能越小，越易失去電子，故B正確；C．同一周期元素的第一電離能隨著原子序數(shù)的增大而增大，同一周期中稀有氣體的第一電離能最大，但稀有氣體非金屬性弱，故C錯誤；D．第一電離能是基態(tài)的氣態(tài)原子失去最外層的一個電子所需能量，故D正確；1．關于元素第一電離能元素性質的下列說法中，不正確的是（）A．第一電離能越小，元素金屬越強B．第一電離能越小，該元素原子的能量越高C．第一電離能越大，該元素的非金屬性強D．第一電離能失去的電子，一定是最外層上的電子課堂練習2．下列說法正確的是(

)A．第三周期所含的元素中鈉的第一電離能最小B．鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大C．在所有元素中，氟的第一電離能最大D．鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大答案：AA.金屬性越強，第一電離能越小，所以第三周期所含的元素中鈉的第一電離能最小，選項A正確；B.由于鎂原子的3s軌道處于全充滿狀態(tài)，穩(wěn)定性強，所以第一電離能是鎂的大于鋁的，選項B不正確；C.第一電離能最大的是稀有氣體元素，選項C不正確；D.鉀的金屬性強于鎂的，所以鉀的第一電離能小于鎂的，選項D不正確；課堂練習3．以下說法不正確的是（）A．第一電離能越小，表示氣態(tài)原子越容易失電子B．同一元素的電離能，各級電離能逐級增大C．在元素周期表中，主族元素原子的第一電離能從左到右一定是越來越大D．在元素周期表中，同主族元素從上到下，第一電離能呈現(xiàn)遞減的趨勢

CA.第一電離能越小，氣態(tài)原子失去一個電子所需要的最小能量越小，越容易失電子，故A正確；B.同一元素的電離能，各級電離能逐級增大，故B正確；C.在元素周期表中，主族元素原子的第一電離能從左到右呈增大的趨勢，當外圍電子在能量相等的軌道上形成全空、半滿或全滿結構時，原子的能量較低，元素的第一電離能較大，故C錯誤；D.在元素周期表中，同主族元素從上到下，第一電離能呈現(xiàn)遞減的趨勢，這是因為同主族元素的價電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的有效吸引作用逐漸減弱，故D正確。課堂練習4.

根據(jù)有關知識，回答下列問題。（1）化學元素（0族和放射性元素除外）中，第一電離能最小的元素是___（填元素符號，下同），第一電離能最大的元素是___，電負性最大的元素是___。（2）銅的原子序數(shù)是29，其價電子排布式為___。（3）元素的電負性越大，則在形成化合物時此元素___越強。（4）Be的第一電離能大于B的第一電離能，這是因為___。答案：（1）

CsF

F（2）3d104s1

（3）吸引成鍵電子的能力

（4）Be的2s能級為全滿狀態(tài)，較穩(wěn)定，而B失去一個電子后變?yōu)?s能級全滿的穩(wěn)定結構，所以B的第一電離能比Be的小。

課堂練習5．第一電離能I1是指氣態(tài)原子X(g)處于基態(tài)時，失去一個電子成為氣態(tài)陽離子X＋(g)所需的能量。下圖是部分元素原子的第一電離能I1隨原子序數(shù)變化的曲線圖(其中12號至17號元素的有關數(shù)據(jù)缺失)。

(1)認真分析上圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律，推斷Na～Ar元素中，Al的第一電離能的大小范圍為____<Al<__；(填元素符號)Na

Mg

課堂練習(2)從上圖分析可知，同一主族元素原子的第一電離能I1變化規(guī)律是_____。(3)上圖中第一電離能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族；從上到下依次減小5

ⅠA課堂小結一、原子半徑二、電離能1.概念2.表示方法：3.影響因素:①電子的能層數(shù)②核電荷數(shù)用符號

I1

表示，單位：kJ/mol（1）原子核對核外電子的引力（即原子半徑）（2）原子達到穩(wěn)定結構的趨勢第一章原子結構與性質第二節(jié)原子結構與元素的性質第三課時電負性新課講解課程學習目標了解電負性的概念。1通過思考討論，學會應用電負性判斷元素的原子半徑大小、化合物元素化合價正負、元素金屬性與非金屬性強弱、解釋對角線規(guī)則。3通過主動探究，理解電負性的周期性變化趨勢。2新課講解導入根據(jù)已學知識回顧：我們學過的化學鍵有哪幾種類型？復習回顧離子鍵、共價鍵。思考：什么是化學鍵？如何理解？新課講解一、電負性1.化學鍵原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。元素相互化合，可理解為相鄰原子之間產(chǎn)生化學作用力，形象地叫做化學鍵。2.鍵合電子新課講解鮑林一、電負性電負性的概念是由美國化學家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性。新課講解（1）定義一、電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。（2）意義電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。（3）大小標準以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性。電負性是相對值，沒單位。新課講解思考與討論觀察圖1-23，思考各元素的電負性有何周期性變化？并回答下列問題。①同一周期中，元素的電負性如何變化？②同一主族中，元素的電負性如何變化？③電負性最大的元素和電負性最小的元素分別在元素周期表的什么位置？新課講解（3）變化規(guī)律一、電負性①同一周期：主族元素的電負性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強。(稀有氣體元素除外)②同一主族：元素的電負性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。③金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。電負性最大的是氟，最小的是銫。新課講解①電負性的大小也可以作為判斷元素金屬性與非金屬性強弱的依據(jù)。一、電負性（4）應用電負性越大,元素的非金屬性越強,電負性越小,元素的非金屬性越弱。a.金屬元素的電負性一般小于1.8。b.非金屬元素的電負性一般大于1.8。c.位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”,電負性在1.8左右,既表現(xiàn)金屬性,又表現(xiàn)非金屬性。新課講解②電負性也可以用來判斷化合物的化學鍵類型。一、電負性（4）應用電負性相差很大離子鍵(相差>1.7)電負性相差不大共價鍵(相差<1.7)但也有特例（如HF）但也有特例（如NaH）電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。新課講解③電負性也可以用來判斷化合物中元素化合價的正負。一、電負性（4）應用a.電負性數(shù)值小的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力弱,元素的化合價為正值。b.電負性數(shù)值大的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力強,元素的化合價為負值。電負性大的顯負價，電負性小的顯正價。新課講解④電負性也可以用來解釋元素的“對角線”規(guī)則。一、電負性（4）應用例：“Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2;Be、Al的電負性分別為1.5、1.5;B、Si的電負性分別為2.0、1.8。它們的電負性接近,說明它們對鍵合電子的吸引力相當,它們表現(xiàn)出的性質相似。如Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。新課講解一、電負性（5）第一電離能與電負性的關系電負性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負性大的原子吸引電子的能力強，所以一般來說，電負性大的原子對應元素的第一電離能也大。新課講解探究：元素的電負性變化趨勢【繪制