化学人教版选修3学案：1-2-2 元素周期律 Word版含解析25页

第二课时 元素周期律
[学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。
2．通过数据及图片了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性
变化。
3．能应用元素的电离能、电负性解释元素的某些性质。
4．提高运用元素的“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题
的能力。
一、元素周期律和原子半径
1．元素周期律
元素的性质随核电荷数的递增发生周期性递变的规律。
2．原子半径
(1)决定原子半径大小的因素
①电子的能层数
电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子半径增大。
②核电荷数
核电荷数越大，原子核对电子的引力也就越大，将使原子半径缩
小。
(2)原子半径的变化规律
原子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生周期
性递变。
①同周期主族元素
从左到右，电子能层数不变，但随核电荷数的逐渐增大核对电子
的引力增大，从而使原子半径逐渐减小。
②同主族元素
从上到下，电子能层数逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子能
层数的影响成为主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大。
二、电离能
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。
2．元素第一电离能的意义
衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，
原子越容易失去一个电子。
3．元素第一电离能的变化规律
(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现逐渐
增大的趋势。
(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐变小。
三、电负性
1．键合电子和电负性的含义
(1)键合电子
元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。
(2)电负性
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大
的原子，对键合电子的吸引力越大。
2．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．变化规律
(1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐变大。
(2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐变小。
4．应用
判断金属性和非金属性强弱
(1)金属的电负性一般小于 1.8，电负性越小，金属性越强；
(2)非金属的电负性一般大于 1.8，电负性越大，非金属性越强；
(3)位于非金属区边界的元素的电负性则在 1.8 左右，它们既有金
属性，又有非金属性。
四、对角线规则

在元素周期中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近，
性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
知识点一  微粒半径的比较规律
微粒半径大小的比较是高中化学中的一个难点和热点内容，微粒
半径的大小与多种因素有关，比较复杂，其中主要受微粒的电子层数、
核电荷数、核外电子数的影响，如果在比较微粒半径大小时，运用“求
同比异”的方法，往往便于理解与记忆。
(1)“层多半径大”：对于最外层电子数相同的微粒，即同主族元
素的原子或离子，其电子层数越多，半径越大，记忆为“层多半径
大”。如：
第ⅠA 族：r(H) 第ⅦA 族：r(F) 很显然 r(H＋) (2)“核大半径小”：对于电子层数相同的微粒，核电荷数越大，
核对核外电子的引力越强，其半径越小，记忆为“核大半径小”。
①同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小。如第三周期元素的
原子：
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
其中，稀有气体元素的原子半径较为特殊，此处不作考虑。
②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，其半径越小。如：r(N3
－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
(3)“电多半径大”：对于核电荷数相同的微粒，即同种元素的原
子或离子，核外电子数越多，核外电子间的斥力越大，其半径越大，
记忆为“电多半径大”。

①同一元素的原子半径大于其阳离子半径，且其阳离子所带电荷
数越多，半径越小。如：
r(Na)>r(Na＋)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
②同一元素的原子半径小于其阴离子半径。如：
r(Cl) ③同一元素的阴离子半径大于其阳离子半径。如：
r(H－)>r(H＋)。
在中学要求范畴内可用“三看”法快速判断简单微粒半径大
小：,“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径
越大。,“二看”核电...