1.2.2元素周期律（1）

核心素养目标1.宏观辨识与微观探析①从宏观上，通过分析不同元素组成的化合物中元素化合价的正负情况，判断元素电负性的相对大小对化学键性质的影响、联系元素的金属性强弱等表现，理解电离能大小对元素化学性质的影响。②从微观上，理解原子半径与原子核外电子层数、核电荷数等因素的关系，明确原子半径的大小是由原子结构决定的、认识到电离能反映了原子失去电子的难易程度，与原子的电子构型、核电荷数等因素相关、理解电负性是原子在分子中吸引电子能力的一种度量，与原子的核电荷数和原子半径等密切相关。2.证据推理与模型认知通过学习元素的原子半径、第一电离能、电负性等周期性变化的规律，建立结构决定性质的认知模型，并能解释元素性质的规律性和特殊性，发展证据推理与模型认知化学学科核心素养。

学习重难点重点：1.原子半径的变化规律及影响因素。2.电负性的概念及变化规律。3.电离能的概念及变化规律。难点：1.原子半径、电负性和电离能的综合理解与应用。2.对原子半径、电负性和电离能实质的理解。

新课导入

原子半径PART01

回顾一下问题：学习过元素周期表内容，你知道元素哪些性质随原子序数递增呈现周期性变化？随元素原子核电荷数的递增，元素的以下性质会呈现周期性变化：元素化合价金属性和非金属性原子半径

1.原子半径（1）影响原子半径大小的因素原子半径影响因素电子的能层数核电荷数电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小二者共同作用使原子半径呈现周期性的递变

1.原子半径从上到下，原子半径逐渐增大。同主族元素同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小。主要原因：同主族元素从上到下，随着能层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，能层数的影响大于核电荷数增加的影响。主要原因：同周期主族元素从左到右，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用。

2.微粒半径比较一看电子层数二看核电荷数三看电子数一般规律:(1)电子层数越多：半径越大。(2)电子层数相同时：核电核数越大，半径越小。(3)电子层数、核电荷数都相同时：电子数越多，半径越大。“序大径小”、“价高径小”PS：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的确定依据不用，故比较同周期元素原子半径的变化规律时，排除稀有气体元素原子。

电离能PART02

定义符号单位意义1.第一电离能气态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I1kJ·mol-1可以衡量元素原子失去第一个电子的难易程度，第一电离能越大，原子越难失去第一个电子。“气态”、“基态”、“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越容易，即元素的金属性越强；第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越难，即元素的金属性越弱。

2.元素的第一电离能的变化规律元素的第一电离能的周期性电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及核外电子排布同周期主族元素：第一电离能从左至右呈现升高的趋势。

2.元素的第一电离能的变化规律同周期元素的变化规律规律原因同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋势。每个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小，最后一种元素（稀有气体）的电离能最大。同周期元素的原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减弱。

2.元素的第一电离能的变化规律同主族元素的变化规律规律原因同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。同主族元素的原子的价层电子数相同，但自上而下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用减弱，失去电子的能力逐渐增强。PS：0族元素的第一电离能的变化规律与同主族元素一致

2.元素的第一电离能的变化规律过渡元素的变化规律规律原因过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期过渡元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大。

2.元素的第一电离能的变化规律元素的第一电离能的周期性为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低，而使Li—Ne和Na—Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？

2.元素的第一电离能的变化规律对于B和Al这两个锯齿状变化，一般解释为：B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边Be和Mg失去的ns能级电子的高。对于O和S这两个锯齿状变化，一般解释为：N和P的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高。

请根据构造原理示意图，写出构造原理的能级顺序。

3.电离能的应用碱金属的电离能与碱金属的活泼