2017-2018学年人教版选修3 第1章第2节原子结构与元素的性质第3课时学案
第3课时元素周期律(二)[目标定位] 1.能说出元素电负性的关系。
2.能应用元素的电负性说明元素的某些性质，了解电负性的周期性变化。
3.理解元素的第一电离能、元素的电负性、元素金属性、非金属性之间的关系。
4.了解元素的对角线规则。
一、元素的电负性1．电负性的有关概念与意义(1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
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。
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。
2．电负性的变化规律随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3．电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化学键的类型①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系注①稀有气体电离能为同周期中最大。
②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
③比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。
1．下列有关电负性的说法中，不正确的是()A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大C．在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价答案 B解析本题考查的是对电负性的理解。
B中，元素的电负性与第一电离能的变化有不同之处，如电负性：O>N，第一电离能为O<N。
2.一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①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2中(1)属于共价化合物的是___________________________________________________。
(2)属于离子化合物的是____________________________________________________。
答案(1)②③⑤⑥(2)①④解析根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7做比较，得出结论。
二、元素的对角线规则1．观察Li-Mg 、Be-Al 、B-Si 在周期表中的位置，思考为什么它们的性质具有相似性？ 答案 这可以由元素的电负性得到解释：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。
它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们性质的相似性。
2．试写出下列反应的化学方程式。
(1)Li 在空气中燃烧：4Li ＋O 2=====点燃2Li 2O 、6Li ＋N 2=====点燃2Li 3N 、4Li ＋CO 2=====点燃2Li 2O ＋C 。
(2)Be(OH)2与HCl 、NaOH 的反应：Be(OH)2＋2HCl===BeCl 2＋2H 2O ；Be(OH)2＋2NaOH===Na 2BeO 2＋2H 2O 。
3．试设计实验证明BeCl 2是共价化合物。
答案 将BeCl 2加热到熔融状态，不能导电则证明BeCl 2是共价化合物。
元素的对角线规则(1)在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃，且互熔)，被称为“对角线规则”。
(2)处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是由于它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质。
3.仔细观察如图，回答下列问题：(1)B 的原子结构示意图为________，B 元素位于元素周期表的第________周期________族。
(2)铍的最高价氧化物的水化物是________化合物(填“酸性”“碱性”或“两性”)，证明这一结论的有关离子方程式是________________________________________________ ________________________________________________________________________。
(3)根据周期律知识，硼酸酸性比碳酸______________，理由是__________________ ________________________________________________________________________。
(4)根据Mg 在空气中的燃烧情况，Li 在空气中燃烧生成产物为________(用化学式表示)。
答案 (1) 二 ⅢA(2)两性Be(OH)2＋2OH－===BeO2－2＋2H2O，Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O(3)弱硼的非金属性比碳弱(4)Li2O、Li3N解析(1)B是5号元素，原子结构示意图为。
(2)Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是＋2价。
(3)B比C的非金属性弱。
(4)Mg在空气中与O2、CO2、N2反应得MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。
原子结构与元素的性质1．元素的性质呈现周期性变化的根本原因是()A．原子半径呈周期性变化B．元素的化合价呈周期性变化C．元素的电负性呈周期性变化D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化答案 D解析元素的性质如原子半径、化合价、电负性、第一电离能、金属性、非金属性等呈周期性变化都是由元素原子核外电子排布呈周期性变化决定的。
2．下列依据不能用来比较元素的非金属性强弱的是()A．元素最高价氧化物对应的水化物的酸性B．1mol单质在发生反应时得电子数的多少C．元素气态氢化物的稳定性D．元素电负性的大小答案 B3．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5则下列有关的比较中正确的是()A．第一电离能：④>③>②>①B．原子半径：④>③>②>①C．电负性：④>③>②>①D．最高正化合价：④>③＝②>①答案 A解析由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。
第一电离能为④>③>②>①，A正确；B不正确，原子半径应是②最大，④最小；C不正确，电负性：④最大，②最小；D不正确，F无正价，最高正价：①>②＝③。
4．镁、锂在元素周期表中具有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。
下列有关锂的性质的叙述，不正确的是()A．Li2SO4能溶于水B．LiOH是易溶于水、受热不分解的强碱C．Li遇浓硫酸不产生“钝化”现象D．Li2CO3受热分解，生成Li2O和CO2答案 B解析运用对角线规则，可由Mg及其化合物的性质推测Li及其相应化合物的性质。
根据MgSO4易溶于水，Mg(OH)2是一种难溶于水、易分解的中强碱，Mg在浓H2SO4中不会发生“钝化”，MgCO3受热易分解为MgO和CO2等性质，推测出Li2SO4易溶于水，LiOH是一种难溶于水、易分解的中强碱，Li在浓H2SO4中不会发生“钝化”，Li2CO3受热易分解为Li2O和CO2等。
5．有A、B、C、D、E五种元素，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属于同一族，它们原子的最外层电子排布式为n s1。
B和D也属于同一族，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原子最外层电子数等于D原子最外层电子数的一半。
A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.1、3.5、1.5、2.5、0.8，请回答下列问题：(1)A是________，B是________，C是____________，D是________，E是________(用化学符号填空，下同)。
(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________，非金属性最强的是________。
(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。
(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是____________，有共价键的是____________。
答案(1)H O Al S K(2)K O(3)负正(4)Al2O3、K2O H2O、SO2、SO3解析由题意可知A、E均为ⅠA族元素且E为金属元素，A为H，由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布式为n s2n p4，为第ⅥA 族元素，则B为O，D为S，E为K，C(3s23p1)为Al。
五种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性K＞Al，则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性O＞S＞H，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1。
当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。
当形成化合物时，电负性差值大于1.7的为离子键，电负性差值小于1.7的为共价键。
[基础过关]题组一电负性的判断及应用1．下列有关电负性的说法中正确的是()A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价答案 D解析主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：O>N，但第一电离能：N>O，A错误；一般来说，在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大，B错误；C项没有考虑过渡元素的情况。
2．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()A．Li，F B．Na，FC．Na，Cl D．Mg，O答案 B解析所给元素中Na的电负性最小，故钠的金属性最强，F的电负性最大，故F的非金属性也最强，所以Na和F形成的化学键中共价键的成分最少。
人教版高中化学选修三教案-12原子结构与元素的性质第三课时.doc
③判断化学键的类型作为相对标准。
［思考与交流］同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这 些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？［讲］金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电 负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强 弱。
周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电 负性逐渐变小。
［投影］属性逐渐增强。
同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性 逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
［板书］(5)元素电负性的周期性变化Q 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
◎周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性UI n *H I IA1IIAIVAVAVIA viiA|Li 1Be B 「CI~N~oI F I 1.0|l-5 l_2.O 1Z53.0 3.54.0 Na Mg Al1 Si 1 P sCl 0.9 1.2 ___ ________ 1 1.S 1.8 2.1 2.S 3.0 K Ca Ga q Ge As ► — 彳Se Br O.B IO ____| 1.6 J1.82.0 2.42.8Rb 1 Sr 1 ,nSn Sb Te 1 1,° 8J 1 O 1.71.8 1.92.1 、 2.5 Cs Ba Wj Tl I Pb Bi PoAt0.70.9____ 1.81291.9电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金1 A递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。
［讲］电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
［科学探究］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。
［投影］电负性的周期性变化示例［讲］元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。
高二化学选修3第一章第二节原子结构与元素的性质课件
元素周期表中元素性质的递变规律
金属性逐渐减弱
在同周期中，随着原子序数的递 增，元素的金属性逐渐减弱。例 如，钠的金属性强于镁，镁的金
属性强于铝。
非金属性逐渐增强
在同周期中，随着原子序数的递增 ，元素非金属性逐渐增强。例如， 硅的非金属性弱于磷，磷的非金属 性弱于硫。
电负性规律
在同周期中，随着原子序数的递增 ，元素的电负性逐渐增强；在同主 族中，随着原子序数的递减，元素 的电负性逐渐减小。
生物无机化学的应用
在生物无机化学中，元素周期表对于理解生物分子的结构和功能非常重要。例如，了解不 同金属离子对酶活性的影响。
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核电荷数
核电荷数决定了元素的电负性，从而影响元素的化学性质。同一周期的 元素随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，同一族的元素随着原子序 数的递增，电负性逐渐减小。
03
元素性质
非金属元素的性质
非金属元素的原子最外层电子数一般 多于4个，在化学反应中容易得到电 子，表现出非金属性。
非金属元素的气态氢化物大多为分子 晶体，熔点较低，但也有一些非金属 元素的气态氢化物为原子晶体，熔点 较高。
非金属元素形成的单质大多为分子晶 体，熔点较低，但也有一些非金属元 素形成的单质为原子晶体，熔点较高 。
非金属元素的最高价氧化物对应的水 化物（含氧酸）酸性强弱不同，随着 原子序数的递增，酸性逐渐增强。
金属元素的性质
金属元素的原子最外层电子数 一般少于4个，在化学反应中容
易失去电子，表现出金属性。
金属元素形成的单质大多为金 属晶体，熔点较高，但也有一 些金属元素形成的单质为分子
晶体，熔点较低。
金属元素的氢氧化物大多为离 子晶体，熔点较高，但也有一 些金属元素的氢氧化物为分子 晶体，熔点较低。
人教版选修三第一章第二节 原子结构与元素性质(37张PPT)
原子结构与元素性质
原子结构与元素周期表
知识回第顾2 页
回忆 1．元素周期表共有几个周期、几个主族、几个副族？ 思考 2．Ⅷ族在元素周期表中占几列？ 7个主族
7个副族
7
个
周 期
Ⅷ族
占三列
原子结构与元素周期表
知识回第顾3 页
元素周期表结构
短周期（第一，二，三周期，2，8，8） 周
7个横行
1、元素周期律 元素性质随核电荷数递增发生 周期性的递变
2、实质
……
问题导第学15 页
元素周期律
总结感第悟16 页
1、元素周期律 元素性质随核电荷数递增发生 周期性的递变
2、实质 核外电子排布的周期性变化
3、元素性质内涵： 原子半径、化合价、金属性和非金属性、电离能、电负性等。
元素周期律
问题导第学17 页
738 145577 1817 2745 11578
元素周期律
习题导第学29 页
1．(2013·浙江节选)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能 数据如下：
电离能 I1 I2
I3
I4 …… 突变点
Im/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 578 …… 最外层3个电子
习题导第学11 页
例．外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中的位置是( D )
第六周期 A．第四周期ⅦB族 B．第五周期ⅢB族
C．第六周期ⅦB族 D．第六周期ⅢB族 5d和6s上电子之和为3，第Ⅲ B族
原子结构与元素周期表
小结
短周期
周期
元
长周期
素 周
主族
期
族
副族
人教版高中化学选修三第一章第二节 原子结构与元素的性质 课件(共21张PPT)
A、电子总数为3～7，ⅢB～ⅦB族 B、电子总数为8～10，Ⅷ族 C、电子总数为11～12，ⅠB和ⅡB族
３）零族：
３、区的划分
I A
0
1 1 II
A
S2 3 4
元素周期表
2 III IV V VI VI
K2
A A A A IA
5
6
7
8
9
10
L K
8 2
3
11 12
6、“教学的艺术不在于传授本领，而在于激励、唤醒、鼓舞”。2021年11月下午5时22分21.11.917:22November 9, 2021 ❖ 7、“教师必须懂得什么该讲，什么该留着不讲，不该讲的东西就好比是学生思维的器，马上使学生在思维中出现问题。”“观
察是思考和识记之母。”2021年11月9日星期二5时22分49秒17:22:499 November 2021 ❖ 8、普通的教师告诉学生做什么，称职的教师向学生解释怎么做，出色的教师示范给学生，最优秀的教师激励学生。下午5时22
过渡元素
ds Ⅰ族B、ⅡB族(n－1)d10ns1～ 过渡元素
区
2
镧系和锕系（n－2）f0～14ns2 过渡元素
f区
练习
下面给出外围电子排布及对应的元素
周期表中的位置，其中正确的是 B ，
请说明错误选项的理由
A. 4s24p5
四周期ⅤA族
B. 3d74s2
四周期Ⅷ族
C. 4d105s2
五周期ⅡA族
第二节 原子结构与元素的性质
周期
定义 分类
长周期 短周期 不完全周期
按能级组分类
元
元素：IA族
原子结构和元素的性质 课件(人教版化学选修3)
第二周期元素基态原子的电子排布图
由图总结： 1.每个原子轨道里最多只能容纳几个电子？方向如何？ 2.当电子排布在同一能级时，又什么规律？
1.每个原子轨道里最多只能容纳2个电子， 而且自旋方向相反（用“↓↑”表示） ——泡利原理 2.当电子排布在同一能级的不同轨道时，总 是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相 同。 ——洪特规则
族序数=最外层电子数ns1-2 族序数= nS2+（n-1）d1-5 价电子总数为8、9、10， 分别对应于Ⅷ族1、2、3列
副族ⅢB—ⅦB (价电子总数3－7)
Ⅷ族
3.10
根据元素原子的外围电子排布的特征。 可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、 d区、ds区和f区。
非金属区域
金属区域
1．下列元素是主族元素还是副族元素？第几周期？第 几族？
阴 离 子 的 还 原 性 增 强
1、原子半径的周期性变化
能层数 • 原子半径的大小取决于______、 核电荷数 ______ 两个因素；电子的能层越多，电子之 间的负电排斥使原子半径_____ 增大 ；核电荷数越 大，核对电子的引力越大，将使原子半径 _____ 缩小 。
思维拓展：微粒半径的比较方法
3.各电子层包含的原子轨道 和可容纳的电子数目
电子层
1 2 3
原子轨 道类型
1s 2s，2p 3s，3p，3d
原子轨道 类型数目
1 4 9
可容纳的 电子数目
2 8 18
5
n
4s，4p，4d， 4f
—
16
n2
32
2n2
4.各原子轨道的能量高低： 多电子原子中，电子填充电子轨道时， 原子轨道能量的高低存在以下规律:
人教版高中化学选修三第一章第二节 原子结构与元素的性质 课件(共26张PPT)
探究5：为什么在元素周期表中，非金属主 要集中在右上角三角区内？
这是由元素的价电子层结构和元素周期 表中元素性质的递变规律决定的。同周 期元素从左到右非金属性增强，同主族 从上到下非金属性减弱，结果使元素周 期表右上方三角区内的元素主要呈现出 非金属性。
探究6：处于非金属三角区边缘的元素常 被称为半金属或准金属。为什么？
在周期表中，把 能层数 相同的元素，按
原子序数递增的 顺 序 从 左 到 右 排 成 横 行 ， 称 之 为 周期 ，有 7 个；在把不同横行中 最外层电子数相 同 的 元 素 按 __能__层__数_____ 递增的顺序由上而下排成纵行，称之为 族 ， 共有 18 个纵行， 16 个族。16个族又可分 为 7个 主族、 7个 副族、1个 Ⅷ族、1个0族。
[He]2s22p6 [Ne]3s23p6 [Ar]3d104s24p6 [Kr]4d105s25p6
六 Cs[Xe]6s1 [Xe]4f145d106s26p6
七 Fr[Rn]7s1 …
2s2p
8
3s3p
8
4s3d4p 18
5s4d5p 18
6s4f5d6p 32
…
结论
随着原子序数的增加，元素原子的外 围电子层排布呈现周期性的变化：
3、已知某原子的电子分布是 1s22s22p63s2 3p63d104s24p1。
（1）这元素的原子序数是多少？ （2）这元素属第几周期？ 第几族？是 主族元素还是过渡元素？ （3）哪些电子是这个原子的价电子。
答案：(1) 31(2) 4；IIIA；主族元素.(3) 4s24p1
注意：
1、元素所在周期的判断：周期数=能层序数
2、族的划分 （1）外围电子结构相同
2017-2018学年人教版选修3 第一章 第二节 原子结构与元素性质 课件(共85张)
(1)按构造原理最后填入电子的能级符号划分。 ds区可以看成是先填满(n-1)d能级后填充ns能级，因而得名。
(2) s区有2个纵列 d区有8个纵列 ds区有2个纵列 p区有6个纵列
(3) s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-
2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。
第二节 原子结构与元素的性质
2.(1)元素周期表共有几个纵列？(2)周期表上元素的“外围电子排布” 简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发 生变化。每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？
(1)有18个纵列 (2)主族的相等；零族的除氦外，其它相等；过渡元素的大多数相同。
主族元素：主族序数=原子的最外层电子数=价电子数
（5）f区：包括镧系与锕系； 价电子层(外围电子)为(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
说明： 由于最外层电子数基本相同，(n-1)d电子数也基本相同，一般是 (n-2)f的电子数不同，因此镧系元素化学性质相似；锕系元素化学 性质也相似。
第二节 原子结构与元素的性质
课本
ⅠA 元素周期表的五个分区
数目
31
金属 0 2 3 14 15 30 ？
元素
数目
第二节 原子结构与元素的性质
课本
P13
随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元 素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而 是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期 发展形象的比喻成螺壳上的螺旋。
P11
2.元素周期系
(1)元素周期系核的电形荷数成 随电着子元层素原子的_____________递增，每到出现8 碱金属，就开始 建立一个新的___________，随后最外层上的电子逐渐增多，最 后达到_______个电子，出现稀有气体；然后又开始由碱金属 到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个 个周期。
人教版 选修3 第一章 第二节 原子结构与元素的性质课件 (共32张PPT)
自主学习反馈
回顾化学（必修2）中的《元素周期律》，同 周期从左到右，随着原子核电核数增多，原子 半径怎样递变？元素的金属性和非金属性如何 变化？同主族从上到下，随着原子电子层数增 多，又如何变化？
电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的 吸引力的大小。（电负性是相对值，没 有单位）
（三）电负性
鲍林L.Paul究电负性的手搞
（三）电负性
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
A．②③④
B．①④
C．③④
D．①②③
二、元素周期律 （二）电离能
1、概念（阅读课本Ｐ17）
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 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
观察图1-21，总结元素第一电离能的变化 规律：
新课标人教版选修三《 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
回顾第1课时
一、原子结构与元素周期表
1、原子的电子排布与周期的划分 2、原子的电子排布与族的划分 3、原子的电子构型和元素的分区
科学史话 第一张元素周期表
第2课时
二、元素周期律
【学习目标】 1．能说出元素电离能、电负性的涵义。
二、元素周期律 P17
（一）原子半径：
元素周期表中同
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？
人教版化学选修三课件：第一章 原子结构与性质 12 原子结构与元素的性质PPT48张
_失__去__一__个__电__子__所__需__要__的__能__量__叫做第二电离能。如果对同 一基态原子有第一、第二、第三、第四电离能，则其电离 能将逐级_逐__渐__增__大__。 3．电负性 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__。电负性是相对值，没有单位。
价电子 构型
(n－1)d1ns2
族序数
Ⅷ
价电子 构型
(n－1)d6～8ns2
ⅣB (n－1)d2ns2
ⅠB (n－1)d10ns1
…
ⅦB
…
(n－1)d5ns2
ⅡB
(n－1)d10ns2
ⅢB族→ⅦB族可失去ns2和(n－1)d轨道上的全部电子。所 以，最高正价数＝族序数。
Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分d电子，所以最 高族正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。 ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB族的族 序数<最高正价，ⅡB族只失去ns2电子，ⅡB族的族序数 ＝最高正价。
第二节 原子结构与元素的性质
1．在元素周期表中，周期和主族是怎样划分的？主族元素的 核外电子排布与该元素的周期序数和主族序数之间有什么 样的对应关系？ 提示 元素周期表有7个横行，也就是7个周期。周期的序 数就是该周期元素原子具有的电子层数。由短周期元素和 长周期元素共同组成的族称为主族。 主族元素的最外层电子数等于该元素所在的主族序数，主 族元素的电子层数等于该元素所在的周期序数。
人教版高中化学选修三《原子结构与元素的性质》教学课件
5s25p6
６ 32
6s1－2
4f1－146s2 5d1－106s2
5d106s1－2
6s26p1 －5
6s26p6
各区元素特点：
包括元素 价电子排布 元素分类
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属
p区 ⅢA～零族 ns2np1～6 大多为非金属
d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～8ns2 过渡元素
112
111133 111144 111155 111166
111177
118
族结构：七主、七副、零族、第VIII族
元素周期表的分区简图
ⅠA
0
1
Ⅱ A
ⅢⅣⅤⅥⅦ AAAAA
2
3
ⅢⅣⅤⅥⅦ Ⅷ Ⅰ Ⅱ
BBBBB
BB
4
p区
5 s区
d区
ds区
6
7
镧系 锕系
f区
[想一想]划分区的依据是什么？
元
周素
期 数 ⅠA－ 目 ⅡA
D.Li、Na、K
电负性
1. 基本概念：表示不同元素的原子对键合电子（用于 形成化学键的电子）吸引力的大小
电负性越大，对键合电子的吸引力越大
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观察这组电负性数据，找出其大致变化规律：
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电离能 1. 概念：气态基态电中性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。
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。
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