《高考化学 第一部分 第一章 第二节 第二课时 元素周期律同步教学课件 新人教版选修3》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高考化学 第一部分 第一章 第二节 第二课时 元素周期律同步教学课件 新人教版选修3（39页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、知识点二考向一第二节原子结构与元素的性质晨背关键语句知识点一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练理解教材新知把握热点考向应用创新演练第二课时元素周期律第一章原子结构与性质知识点三考向三 1随着核电荷数的递增，同周期从左向右原子半径逐随着核电荷数的递增，同周期从左向右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大。渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大。 2气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态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。同族元素从上正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。同族元素从上到下第一电离能变小，同周期元素从左向右第一电离能呈到下第一
2、电离能变小，同周期元素从左向右第一电离能呈增大趋势，但增大趋势，但A与与A、A与与A之间出现反常。之间出现反常。 3电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小的。同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大力的大小的。同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大;同同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。 1.影响原子半径大小的因素影响原子半径大小的因素 (1)电子的电子的 越多，电子之间的负电排斥将使原越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径子的半径 。 (2) 越大，核对电子的引力也越大，将使原越大，核对电子的引力也越大
3、，将使原子的半径子的半径 。 2原子半径大小的变化规律原子半径大小的变化规律 (1)同周期从左到右，原子半径逐渐同周期从左到右，原子半径逐渐 。 (2)同主族从上到下，原子半径逐渐同主族从上到下，原子半径逐渐 。能层数能层数增大增大核电荷数核电荷数缩小缩小减小减小增大增大 3粒子半径大小的比较粒子半径大小的比较 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl)r(Cl)，r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)。 (2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。电子层结
4、构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。如如r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)，r(O2)r(S2)r(Se2)r(Na)r(Mg2)。1下列关于粒子半径的说法不正确的是下列关于粒子半径的说法不正确的是 ()r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)r(F)r(Cl)r(Br)r(I)r(Na)r(Mg2)r(Al3)r(F)r(Fe2)r(Fe)A BC D. .解析：解析：同主族元素，从上到下，同价态离子半径均增大，同主族元
5、素，从上到下，同价态离子半径均增大，所以所以正确；电子层结构相同的离子，随核电荷数增正确；电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，大，离子半径减小，错误；不同价态的同种元素的离错误；不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，子，核外电子多的半径大，错误。错误。答案：答案：C 1.概念概念 原子失去一个电子转化为气态基态正离原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的子所需要的 叫做第一电离能，通常用叫做第一电离能，通常用I1表示。表示。 2元素第一电离能的变化规律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，元素的第一电离能同周期元素随着原子序数的递增，元素的第
6、一电离能呈现呈现 的趋势。的趋势。 (2)同族元素从上到下第一电离能同族元素从上到下第一电离能 。气态电中性基态气态电中性基态最低能量最低能量增大增大变小变小 3各级电离能各级电离能 1价气态正离子失去一个电子，形成价气态正离子失去一个电子，形成2价气态正离子所需价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；表示；2价气态正离子再失价气态正离子再失去一个电子，形成去一个电子，形成3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用电离能，用I3表示；依次类推。表示；依次类推。 4影响电离能大小的因素影响电离能大小的因素 (
7、1)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。就越大。 (2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。越小，越易失去电子，电离
8、能也就越小。 (3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子电子(He为为2电电子子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。比同周期相邻元素的第一电离能大。2下列元素中哪一个基态原子的第一电离能最大下列元素中哪一个基态原子的第一电离能最大 ()ABe BBCC DN
9、解析：解析：同一周期从左向右，元素的第一电离能呈增大的同一周期从左向右，元素的第一电离能呈增大的趋势，其中趋势，其中A族与族与A族、族、A族与族与A族出现反常。族出现反常。答案：答案：D 自学教材自学教材填要点填要点 1定义定义 (1)键合电子：原子中用于键合电子：原子中用于 的电子。的电子。 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对电负性：用来描述不同元素的原子对 吸引力吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。 2电负性的提出与标准电负性的提出与标准电负性的概念是由美国化学家电负性的概念是由美国化学家 提出的。他以提出的。他以 的电负性
10、的电负性为为 作为相对标准，得出了各元素的电负性。作为相对标准，得出了各元素的电负性。形成化学键形成化学键键合电子键合电子越大越大鲍林鲍林氟氟4.0 3变化规律变化规律 (1)同一周期，从左到右元素的电负性逐渐同一周期，从左到右元素的电负性逐渐 ； (2)同一主族，从上到下元素的电负性逐渐同一主族，从上到下元素的电负性逐渐 。 4金属性、非金属性强弱的判断金属性、非金属性强弱的判断 金属的电负性一般金属的电负性一般 1.8，非金属的电负性一般，非金属的电负性一般 1.8，位于非金属三角区边界的位于非金属三角区边界的“类金属类金属”的电负性则在的电负性则在1.8左右，它们左右，它们既有既有 性，
11、又有性，又有 性。性。小于小于大于大于金属金属非金属非金属变大变大变小变小 5对角线规则对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与在元素周期表中，某些主族元素与 的主族元的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则对角线规则”。右下方右下方如：如： 师生互动师生互动解疑难解疑难 电负性的应用电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性。判断元素的金属性和非金属性。 (2)判断金属性或非金属性的相对强弱。判断金属性或非金属性的相对强弱。 金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素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
12、素越活泼。的电负性越大，非金属元素越活泼。 (3)判断元素的化合价。判断元素的化合价。 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元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；电负性数值大的元素在化合物中吸引电素的化合价为正值；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。子的能力强，元素的化合价为负值。 (4)判断化学键的类型。判断化学键的类型。 如果两个成键元素原子间的电负性差值大于如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们，它们之间通常形成离子键；之间通常形成离子键； 如果两个成键元素原子间的电负性差小于如果两个成键元素原子间的电负性
13、差小于1.7，它们之，它们之间通常形成共价键。间通常形成共价键。3下列各组元素的电负性大小顺序正确的是下列各组元素的电负性大小顺序正确的是 ()ASNOF BSONFCSiNaMgAl DBrHBCD B原子序数：原子序数：dcba C离子半径：离子半径：C3DBA2 D元素的第一电离能：元素的第一电离能：ABDC 解析解析本题既可以用相关规律判断，又可以用具体元素本题既可以用相关规律判断，又可以用具体元素进行判断。方法一：进行判断。方法一：A、B、C、D四种元素在周期表中的相对四种元素在周期表中的相对位置关系为位置关系为 。由此得出。由此得出A、B、C、D的原子半径大小为的原子半径大小为BA
14、CD，A选项错误；它们选项错误；它们的原子序数关系为：的原子序数关系为：abdc，B选项错误。依据选项错误。依据“电子层结构电子层结构相同的离子，原子序数越大，半径越小相同的离子，原子序数越大，半径越小”的规律来判断，的规律来判断，C选项选项正确；元素第一电离能的关系为正确；元素第一电离能的关系为DCAB，D选项错误。方法选项错误。方法二：找出相应的元素符号，如二：找出相应的元素符号，如12Mg2、11Na、7N3、9F，可，可迅速作出判断。迅速作出判断。 答案答案C C CD DB BA A微粒半径比较的一般思路微粒半径比较的一般思路 (1)“一层一层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微：
15、先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。粒半径越大。 (2)“二核二核”：若电子层数相同则看核电荷数，核电荷：若电子层数相同则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。数越大，微粒半径越小。 (3)“三电子三电子”：若电子层数、核电荷数均相同，则看：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。核外电子数，电子数多的半径大。1下列关于粒子半径的说法正确的是下列关于粒子半径的说法正确的是 ()A电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径的元素的原子半径B核外电子层结构相同的单核粒子半径相同核外电子层结构相同的单核粒
16、子半径相同C质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大D原子序数越大，原子半径越大原子序数越大，原子半径越大解析：解析：由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故A族族的元素原子半径不一定比上一周期的元素原子半径不一定比上一周期A族元素原子半径大。族元素原子半径大。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的，随核电荷数的增加，半径减小。质子数相同的不同单的，随核电荷数的增加，半径减小。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径原子半径阳离子半径。在元素周核粒子，
17、阴离子半径原子半径阳离子半径。在元素周期表中随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化，期表中随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化，只是在同一主族中原子序数越大，原子半径越大。只是在同一主族中原子序数越大，原子半径越大。答案：答案：C 例例2不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量，设其为要的能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。 (1)同主族内不同元素的同主族内不同元素的E值的变化特点是值的变化特点是_。
18、各主。各主族中族中E值的这种变化特点体现了元素性质的值的这种变化特点体现了元素性质的_变化变化规律。规律。 (2)同周期内，随着原子序数的增大，同周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元值增大，但个别元素的素的E值出现反常现象。试推测下列关系式中正确的是值出现反常现象。试推测下列关系式中正确的是_。 E(砷砷)E(硒硒)E(砷砷)E(硒硒) E(溴溴)E(硒硒) (3)估计估计1 mol气态气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：值的范围：_EE(硒硒)、E(溴溴)E(硒硒)。 (3)根据同主族、同周期根据同主族、同周期E值变化规律可以推测值变化规
19、律可以推测E(K)E(Ca)E(Mg)。 (4)10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到子排布已达到8电子稳定结构。电子稳定结构。 答案答案(1)随着原子序数增大，随着原子序数增大，E值变小周期性值变小周期性 (2)(3)485738 (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构电子稳定结构 电离能的应用电离能的应用 (1)确定元素核外电子排布。如确定元素核外电子排布。如Li：I1I2I3，表明，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层原子核外的三个电子排布在两个
20、能层 (K、L能层能层)上，而且上，而且最外层上只有一个电子。最外层上只有一个电子。 (2)确定元素的化合价。如确定元素的化合价。如K元素元素I1I2I3，表明，表明K原原子容易失去一个电子形成子容易失去一个电子形成1价阳离子。价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱。判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素越大，元素的非金属性就越强；的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。越小，元素的金属性就越强。 (4)注意：注意：A族、族、A族元素原子的价电子排布分别为族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，导致这两族元素原子第，为全满和半满结构，导致这
21、两族元素原子第一电离能反常。一电离能反常。2下列各项中元素的第一电离能依次减小的是下列各项中元素的第一电离能依次减小的是 ()AH、Li、Na、K BI、Br、Cl、FCNa、Mg、Al、Si DSi、Al、Mg、Na解析：解析：第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，反之，越难失去一个电子。因此，元素的第一电离能依次反之，越难失去一个电子。因此，元素的第一电离能依次减小，即原子失去一个电子的能力增强。减小，即原子失去一个电子的能力增强。A中，四种元中，四种元素处于同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离素处于同一主族，随着电子层数的增加，元
22、素的第一电离能逐渐减小，能逐渐减小，A正确；正确；B中，四种元素也处于同一主族，但中，四种元素也处于同一主族，但电子层数逐渐减小，不符合题意；同一周期，随着原子序电子层数逐渐减小，不符合题意；同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈增大趋势，但数的增加，元素的第一电离能呈增大趋势，但A族为全满族为全满结构，第一电离能较大，结构，第一电离能较大，C、D错误。错误。答案：答案：A例例3下面给出下面给出14种元素的电负性：种元素的电负性：元元素素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSiH电电负负性性1.52.0 1.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.82.1
23、 已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共时，形成共价键。价键。 (1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的 变化规律是变化规律是_。 (2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：判断下列物质是离子化合物还是共价化合物： Mg3N2_，BeCl2_， AlCl3_，SiC_。 解析解析(1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，
24、从后对应写出它们的电负性数值，从LiF电负性增大，到电负性增大，到Na时时电负性又突然变小，从电负性又突然变小，从NaCl又逐渐增大，所以随着原子序又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (2)根据已知条件及表中数值，根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值中两元素电负性差值为为1.8，大于，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于，均小于1.7，形，形成共价键，为共价化合物。成共价键，为共
25、价化合物。 答案答案(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物 (1)根据电负性差值判断化合物类型只是一般经验规律根据电负性差值判断化合物类型只是一般经验规律，并不是所有电负性差大于，并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物。的都形成离子化合物。 (2)区分离子化合物和共价化合物可根据熔融状态是否区分离子化合物和共价化合物可根据熔融状态是否导电来区分，熔融状态能导电的是离子化合物。导电来区分，熔融状态能导电的是离子化合物。 元素的电负性差元素的电负性差大于大于1.7的都形成离子的都形成离子化合物吗？化合物吗？提示：提示：不一定，不一定，H的电的电负性为负性为2.1，F的电负性的电负性为为4.0.电负性差为电负性差为1.9，而而HF为共价化合物。为共价化合物。
