《高中化學 第1章第2節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第2課時元素周期律同步導學課件 新人教版選修3》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《高中化學 第1章第2節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第2課時元素周期律同步導學課件 新人教版選修3（62頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。
1、第2課時元素周期律 1能說出元素電離能、電負性的含義。 2能應用元素的電離能說明元素的某些性質(zhì)。 3了解原子半徑、第一電離能、電負性的周期性變化。 4了解元素的“對角線”規(guī)則，能列舉實例予以說明。 1元素周期律 元素的性質(zhì)隨 的遞增發(fā)生周期性遞變的規(guī)律。 2原子半徑 (1)決定因素核電荷數(shù)核電荷數(shù) (2)變化規(guī)律原原子子半半徑徑(1)同周期元素，隨著原子序數(shù)的遞增，其原子半同周期元素，隨著原子序數(shù)的遞增，其原子半徑逐漸減小。徑逐漸減小。例：例：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)(2)同主族元素，隨著電子層數(shù)遞增，其原子半徑同主族元素，隨著電子層數(shù)遞增，其原子半徑
2、逐漸增大。逐漸增大。例：例：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Mg)離離子子半半徑徑(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于其原子，原子大同種元素的離子半徑：陰離子大于其原子，原子大于其陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。于其陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例：例：r(Cl)r(Cl)，r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)(2)電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，半徑越小電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，半徑越小。例：例：r(O2)r(F)r(Ne)r(Na)r(Mg2)r(Al3)(3)帶相同電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大。帶相同電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大。例：例：r(Li)
3、r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)，r(O2)r(S2)r(Se2)r(Na)r(Mg2) 1下列微粒半徑大小比較正確的是_。 (1)r(C)r(N)r(O)r(F) (2)r(F)r(Cl)r(Br)r(I) (3)r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3) (4)r(K)r(Mg2)r(Ca2) (5)r(Fe)r(Fe2)r(Fe3) (6)r(Cl)r(Cl) 答案：(3)、(5)、(6) 1概念 原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的 叫做第一電離能。 2元素第一電離能的意義 衡量元素的原子失去一個電子的 。第一電離能數(shù)值 ，原子越容易失去一個電子。氣態(tài)電中性基態(tài)
4、氣態(tài)電中性基態(tài)最低能量最低能量難易程度難易程度越小越小 3元素第一電離能的遞變規(guī)律 (1)同周期元素隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈現(xiàn) 的趨勢。 (2)同族元素從上到下第一電離能逐漸 。增大增大變小變小 電離能的有關規(guī)律及其應用 (1)電離能的有關規(guī)律 第一電離能 a每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，稀有氣體元素原子的第一電離能最大，同周期中從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢。 b同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。 逐級電離能 a原子的逐級電離能越來越大。 首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去的電子都是能量較低的電子，所需要吸收的能量多
5、；同時，失去電子后離子所帶正電荷對電子的吸引更強，從而電離能越來越大。 b當電離能突然變大時說明電子的能層發(fā)生了變化，即同一能層中電離能相近，不同能層中電離能有很大的差距。如表所示 鈉、鎂、鋁的電離能(kJmol1)元元素素電離能電離能NaMgAlI1496738578I24 5621 4511 817I36 9127 7332 745I49 54310 54011 575 金屬活動性順序與相應的電離能的大小順序不一致 金屬活動性順序表示自左向右，在水溶液中金屬原子失去電子越來越困難。電離能是指金屬原子在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力，它是金屬原子在氣態(tài)時活潑性的量度。由于金屬活動性順序與
6、電離能所對應的條件不同，所以二者不可能完全一致。例如，堿金屬元素Li、Na、K、Rb、Cs的第一電離能分別為520 kJmol1、496 kJmol1、419 kJmol1、403 kJmol1、376 kJmol1，由此可知，氣態(tài)鋰原子最不易失去電子。但在溶液中鋰原子的金屬活動性卻最強，其主要原因是鋰原子形成水合離子時放出的能量最多。 (2)電離能的應用 判斷元素原子核外電子的分層排布，這是由于層與層之間電離能相差很大，電離能數(shù)值在層與層電子之間呈突躍性變化，而同層內(nèi)電離能數(shù)值差別相對較小，如Na的第一到第七級電離能分別為(單位：kJmol1)：496、4 562、6 912、9 543、
7、13 353、16 610、20 114。從中明顯看出在第一、第二電離能之間有突躍，故可判斷Na最外層只有1個電子。 判斷金屬原子在氣態(tài)時失去電子的難易。 判斷主族元素在元素周期表中的族序數(shù)、價電子數(shù)，進而確定其最高化合價。 2氣態(tài)中性原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(I1)，氣態(tài)正離子繼續(xù)失去電子所需要的最低能量依次稱為第二電離能(I2)，第三電離能(I3)下表是第三周期部分元素的電離能單元：eV(電子伏特)數(shù)據(jù)。元素元素I1/eVI2/eVI3/eV甲甲5.747.471.8乙乙7.715.180.3丙丙13.023.940.0丁丁15.727.640.7 下
8、列說法正確的是() A甲的金屬性比乙強B乙的化合價為1價 C丙不可能為非金屬元素 D丁一定為金屬元素 解析：由表格可知，甲的第一電離能小于乙，表明甲比乙易失去第一個電子，故甲的金屬性比乙強，A項正確；表格中顯示，乙失去第二個電子也較易，則乙的化合價可能為2價，選項B項不正確；對丙而言失去電子較難，所以可能是非金屬元素，C項不正確；對丁而言，失電子比丙還難，而第三周期只有3種金屬元素，可知丁一定是非金屬元素，所以D項不正確。 答案：A 1鍵合電子和電負性的含義 (1)鍵合電子 元素相互化合時，原子中用于形成 的電子。 (2)電負性 用來描述不同元素的原子對 吸引力的大小。電負性越大的原子，對 的
9、吸引力 ?；瘜W鍵化學鍵鍵合電子鍵合電子鍵合電子鍵合電子越大越大 2衡量標準 以氟的電負性為 和鋰的電負性為 作為相對標準，得出各元素的電負性。 3遞變規(guī)律 (1)同周期，自左到右，元素原子的電負性逐漸 。 (2)同主族，自上到下，元素原子的電負性逐漸 。4.01.0變大變大變小變小 4應用：判斷金屬性、非金屬性強弱 電負性的應用 (1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱 金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。 金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非
10、金屬元素越活潑。 (2)判斷元素的化合價 電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。 電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。 (3)判斷化學鍵的類型 一般認為： 如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵。 如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。 (4)元素“對角線”的規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖)的有些性質(zhì)是相似的(如硼和硅的含氧酸鹽都能形成玻璃且互熔)，被稱為“對角線規(guī)則”。 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.
11、5；B和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，表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。 3已知元素的電負性和元素的化合價等一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出14種元素的電負性：元元素素AlBeClLiMgNaSi電電負負性性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8 已知：兩成鍵元素間電負性差值大于1.7時，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時，形成共價鍵。 (1)根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負性具有的變化規(guī)律是 _。 (2)判斷下列物質(zhì)是離子化合物還是共價化合物？ Mg3N2_； BeCl2_； AlCl3
12、_； SiC_。 解析：元素的電負性隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及表中數(shù)值：Mg3N2中電負性差值為1.8，大于1.7，形成離子鍵，為離子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC電負性差值分別為1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共價鍵，為共價化合物。 答案：(1)隨原子序數(shù)的遞增，元素的電負性與原子半徑一樣呈周期性變化 (2)離子化合物共價化合物共價化合物共價化合物 (2011山東省實驗中學高二質(zhì)檢)已知短周期元素的離子aA2、bB、cC3、dD都具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，則下列敘述正確的是() A原子半徑ABDC B原子序數(shù)dcba C離子半徑C3DBA2 D單質(zhì)的還原性ABD
13、C 思路指引：A選項中，aA2、bB電子層結(jié)構(gòu)相同，則A、B是同一周期元素且A在B的后面。根據(jù)同一周期元素原子半徑的大小規(guī)律可知B的原子半徑A的原子半徑；同理可以推出C、D在A、B的上一周期，且C在D的前面，由此可得出A、B、C、D的原子半徑大小為BACD，故A選項錯；由A、B、C、D的相對位置，不難判斷出它們的原子序數(shù)的關系為abdc，故B選項錯；依據(jù)“電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，原子序數(shù)越大，半徑越小”的規(guī)律來判斷，C選項正確；同樣由A、B在同一周期，隨著原子序數(shù)增大(B到A)，金屬性逐漸減弱(BA)來判斷，D選項錯。 答案：C 可用“三看”法快速判斷簡單微粒半徑大小 “一看”電子層數(shù)：最外層電
14、子數(shù)相同時，電子層數(shù)越多，半徑越大。 “二看”核電荷數(shù)：當電子層結(jié)構(gòu)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。 “三看”核外電子數(shù)：當電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大。 1下列化合物中陰離子半徑和陽離子半徑之比最大的是() ALiIBNaBr CKCl DCsF 解析：堿金屬離子半徑：LiNaKCs；鹵素離子半徑：FClBrE(硒)E(砷)E(硒)E(溴)E(硒) (3)估計1 mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍：_EE(硒)、E(溴)E(硒)。 (3)根據(jù)同主族、同周期規(guī)律可以推測：E(K)E(Ca)Al則K的電負性為0.8，Al的電負性為1.5；屬于非金屬的是
15、H、S、O，非金屬性：OSH，則電負性O為3.5，S為2.5，H為2.1；當O與H、S、Al形成化合物時，由于O的電負性大，所以O為負價，其他元素為正價。當形成化合物時，電負性差值小于1.7為共價鍵，電負性差值大于1.7的為離子鍵。 答案：(1)HOAlSK (2)KO(3)負正 (4)Al2O3、K2OH2O、SO2、SO3 (1)金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。 (2)并不是所有電負性差大于1.7的都形成離子化合物，如H的電負性
16、為2.1，F(xiàn)的電負性為4.0，電負性差為1.9，但HF為共價化合物，應注意這些特殊情況。 3(1)Be的電負性也為1.5則Be能否與強堿溶液反應？ (2)比較O與Cl元素的非金屬性強弱。 答案：(1)Be與Al處于對角線位置，由于Al能與強堿溶液反應所以Be也能與強堿溶液反應。 (2)O的電負性為3.5，Cl的電負性為3.0，所以非金屬性：OCl。 1(2009山東高考)元素在周期表中的位置，反映了元素的原子結(jié)構(gòu)和元素的性質(zhì)，下列說法正確的是() A同一元素不可能既表現(xiàn)金屬性，又表現(xiàn)非金屬性 B第三周期元素的最高正化合價等于它所處的主族序數(shù) C短周期元素形成離子后，最外層電子都達到8電子穩(wěn)定結(jié)
17、構(gòu) D同一主族的元素的原子，最外層電子數(shù)相同，化學性質(zhì)完全相同 解析：處于元素周期表金屬與非金屬分界線附近的元素，既表現(xiàn)金屬性，又表現(xiàn)非金屬性，A錯誤；主族元素的最高正化合價等于它所處的主族序數(shù)，也等于其最外層電子數(shù)，B正確；H的最外層電子是0，C項錯誤；同一主族的元素的原子最外層電子數(shù)雖相同，但是核電荷數(shù)、原子半徑不同，化學性質(zhì)不完全相同，D錯誤。 答案：B 2下列說法中正確的是() A第三周期所含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 解析：同周期中堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素最大，故
18、A正確，C不正確；由于Mg為3s2而Al為3s23p1，故鋁的小于鎂的，B不正確；D中鉀比鎂更易失電子，鉀的第一電離能小于鎂的，D不正確。 答案：A 3下列關于元素電負性大小的比較中，不正確的是() AOSSeTeBCNOF CPSOF DKNaMgAl 解析：A選項元素屬于同一主族，電負性從上到下依次減?。籅選項元素屬于同一周期，電負性從左到右依次增大；CD兩個選項元素的相對位置如下圖所示： 在周期表中，右上角元素(惰性元素除外)的電負性最大，左下角元素電負性最小。 答案：A 4下列各組元素性質(zhì)的遞變情況錯誤的是() ALi、Be、B原子的最外層電子數(shù)依次增多 BP、S、Cl元素的最高化合價
19、依次升高 CN、O、F電負性依次增大 DNa、K、Rb第一電離能逐漸增大 解析：同周期元素的電負性從左至右逐漸增大，故C項正確；同主族元素的第一電離能從上至下逐漸減小，故D項錯誤。 答案：D 5有A、B、C、D四種元素，其原子序數(shù)依次增大，且質(zhì)子數(shù)均小于18。A元素原子的最外層只有1個電子，該元素陽離子與N3核外電子排布相同；B元素原子核外各軌道上均無成單電子；C元素原子的價電子排布為ns2np1；D的核外電子構(gòu)型與Ar相同。 (1)寫出A、C、D的元素符號：A_，C_，D_。 (2)寫出B元素原子的電子排布式_ _ _。 D元素原子的電子排布圖_ _。 (3)A、B、C、D第一電離能由小到大
20、的順序為(填元素符號)_，電負性由小到大的順序為(填元素符號) _。 解析：A形成的陽離子A與N3核外電子排布相同，則A是Na。C的價電子排布為ns2np1，是A族元素，只能是Al。B為第三周期元素，且原子核外各軌道上均無成單電子，應為Mg，D的核外電子構(gòu)型與Ar相同，D為Cl。 答案：(1)NaAlCl (2)1s22s22p63s2 (3)NaAlMgClNaMgAlCl 6(2011南京調(diào)研)下圖是元素周期表的一部分，表中所列字母分別代表一種化學元素。 請回答下列問題： (1)請寫出元素E的基態(tài)原子電子排布式_。 (2)F、G兩元素的部分電離能數(shù)據(jù)列于下表。 比較兩元素的I2、I3，氣態(tài)F2、G2中_(用離子符號表示)更難失去電子變?yōu)?價氣態(tài)離子；請用原子結(jié)構(gòu)理論解釋原因_ _。 元素元素FG電離能電離能/kJmol1I1717759I21 5091 561I33 2482 957 答案：(1)1s22s22p63s23p63d54s1 (2)Mn2Mn2的外圍電子排布為3d5，呈半充滿狀態(tài)，較穩(wěn)定，再失去電子較難，而Fe2外圍電子排布為3d6，失去一個電子后為半充滿狀態(tài)，因而相對易失去一個電子
高中化學 第1章第2節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第2課時元素周期律同步導學課件 新人教版選修3
