一、 引入新课

在必修2中我们已学习了元素周期表和元素周期律的相关知识，现在回顾一下：元素周期表的结构如何？通过复习回顾已学知识引入新知识，是一个由已知到未知的过程，可以达到温故而知新的目的。

观察下列图表分析总结：

　　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？元素周期表中，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？ 二、新课教学

二、元素周期律

(1)原子半径

请根据构造原理写出1~36号元素的电子排布式，探究价电子数与族序数的关系。

提示：什么是价电子？可以参考教材第15页"科学探究"第2题的内容设置问题情景让学生进行探究讨论，提高学生的逻辑推理和总结规律的能力。

此问题的设置为下一个知识点埋下伏笔，分散难点。

【探】

〖探究〗观察下列图表分析总结：

　　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？元素周期表中，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？

【议】

观察哪些纵行的价电子的能级符号相同？

在此基础上把元素周期表分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。

（要求学生讨论教材"科学探究"的第3题）

突破难点，理解新知识。

通过探究进一步从本质上理解元素周期表的分区。

〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。

　　(2)电离能

[基础要点]概念

1、第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能 第一电离能。

2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5...... ？分析下表：

引导学生对教材中的"科学探究"的问题进行讨论探究，总结元素的原子结构与元素周期表结构的关系。

通过讨论交流进一步理解元素的原子结构与元素周期表结构的关系。

〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？

2、阅读分析表格数据：

Na Mg Al 各级电离能(KJ/mol) 496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 20114 21703 23293 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？

数据的突跃变化说明了什么？

【展】

〖归纳总结〗

1、递变规律

周一周期 同一族 第一电离能 从左往右，第一电离能呈增大的趋势 从上到下，第一电离能呈增大趋势。

【授】

在学生讨论交流的基础上，总结归纳出元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。

总结归纳明确本节课的学习重点，完成一个完整的科学探究活动过程。

、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。

3．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(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5......同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

4、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？

Mg：1s22s22p63s2

P:1s22s22p63s23p3

那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。

5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

【验】

　　〖课堂练习〗

　　1、某元素的电离能(电子伏特)如下：

I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 14.5 29.6 47.4 77.5 97.9 551.9 666.8 此元素位于元素周期表的族数是

　　A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、 ⅦA

2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：

I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8 13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1 回答下列各问：

　　(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?___________________。

　　为什么?______________________________________

(2)I1为什么最小?________________________________

(3) I7和I8为什么是有很大的数值__________________________

　　(4)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?

　　_________________________________________________________

　　(5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小?

　　______________________________________________

　　(6)I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值

　　__________________________________________________

　　(7)此元素原子的电子层有 __________________层。最外层电子构型为

　　 ______________，电子轨道式为________________________________，此元素的周期位置为________________________ 周期___________________族。

　　2、讨论氢的周期位置。为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置，为什么?

　　答：氢原子核外只有一个电子(1s1)，既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个能。电子变成一l价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。

3、概念辩析：

（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） 铝的第一电离能大于K的第一电离能

（4） B电负性和Si相近

（5） 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

（6） Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属

（7） 气态O原子的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol

（8） 半径：K+>Cl-

（9） 酸性 HClO>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2

（10） 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

　　元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数

4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。气态原子失去1个电子，形成＋1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+l价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol－1）。

　　元素 I1 I2 I3 Na 496 4 562 6 912 Mg 738 1 451 7 733 （1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：

元素的电离能和元素性质之间的关系是：

（2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。

（3）请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？