高中化学高二化学新坐标人教版选修3课件1819 第1章 第2节 第2课时 元素周期律.docx

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高中化学高二化学新坐标人教版选修3课件1819第1章第2节第2课时元素周期律

第2课时　元素周期律

学习目标：

1.了解元素电离能、电负性的含义。

2.能运用元素的电离能说明元素的某些性质。

（重点）3.理解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。

（重点）4.具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。

（难点）

[自主预习·探新知]

1．原子半径

（1）影响原子半径大小的因素

原子半径

（2）原子半径的递变规律

2．电离能

（1）第一电离能概念

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。

（2）元素第一电离能的意义

衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。

第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。

（3）第一电离能的变化规律

①同周期，从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势。

②同主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。

微点拨：

同周期从左向右，元素第一电离能呈增大趋势，其中ⅡA与ⅢA，ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常。

3．电负性

（1）概念

①键合电子：

原子中用于形成化学键的电子。

②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。

电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

（2）衡量标准

电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。

（3）递变规律

①同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大；

②同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。

4．对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。

如：

[基础自测]

1．判断对错（对的在括号内打√，错的在括号内打×）

（1）一般来说，原子半径越大的其离子半径也越大（　　）

（2）第三周期所含元素中钠的第一电离能最小（　　）

（3）元素的电负性越大，则元素的非金属性越强（　　）

（4）同一周期电负性最大的为稀有气体元素（　　）

[答案]　

（1）×　

（2）√　（3）√　（4）×

2．下列各组元素中，原子半径依次减小的是（　　）

A．Mg、Ca、BaB．I、Br、Cl

C．O、S、NaD．C、N、B

B　[A项，Mg＜Ca＜Ba；B项，I＞Br＞Cl；C项，O＜S＜Na；D项，B＞C＞N。

]

3．下列各项中元素的第一电离能依次减小的是（　　）

【导学号：

79652032】

A．H、Li、Na、KB．I、Br、Cl、F

C．Na、Mg、Al、SiD．Si、Al、Mg、Na

A　[A项，四种元素处于同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，A正确；B项，四种元素处于同一主族，但电子层数逐渐减小，第一电离能增大；同一周期，随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族为全满结构，第一电离能较大，C、D错误。

]

[合作探究·攻重难]

微粒半径大小比较的方法

原子半径

（1）同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。

例：

r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）

（2）同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。

例：

r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）

（3）不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。

例：

r（K）＞r（Na），r（Na）＞r（Al），则r（K）＞r（Al）

离子半径

（1）同种元素的粒子半径，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。

例：

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。

例：

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。

例：

r（Li＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Rb＋）＜r（Cs＋），r（O2－）＜r（S2－）＜r（Se2－）＜r（Te2－）

（4）核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。

例：

比较r（K＋）与r（Mg2＋）可选r（Na＋）为参照：

r（K＋）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）

（1）微粒半径要受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。

（2）原子电子层数多的原子半径不一定大，如锂的原子半径为0.152nm，而氯的原子半径为0.099nm。

（3）对于同一种元素，并不是原子半径一定大于离子半径。

如Cl－的半径大于Cl的半径。

[对点训练]

1．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（　　）

【导学号：

79652033】

A．原子半径：

A＞B＞D＞C

B．原子序数：

d＞c＞b＞a

C．离子半径：

C3－＞D－＞B＋＞A2＋

D．元素的第一电离能：

A＞B＞D＞C

C　[本题既可以用相关规律判断，又可以用具体元素对应来判断。

解法一　A2＋、B＋、C3－、D－这4种离子具有相同的电子层结构，则在元素周期表中的位置为：

因此原子半径顺序为B＞A＞C＞D；原子序数为a＞b＞d＞c；离子半径为C3－＞D－＞B＋＞A2＋；第一电离能A＞B，D＞C，且C＞A，即D＞C＞A＞B。

解法二　找出相应的具体元素：

12Mg2＋、11Na＋、7N3－、9F－，更容易做出判断。

]

“三看”法快速判断简单微粒半径大小

“一看”电子层数：

最外层电子数相同时，电子层数越多，离子半径越大。

“二看”核电荷数：

当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：

当电子层数或核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。

电离能的应用

1.比较元素金属性的强弱

一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。

2．确定元素原子的核外电子层排布

由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。

3．确定元素的化合价

如果

≫

，即电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价（或只有＋n价、0价）。

某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。

（1）电离能可以衡量原子失电子能力，要注意失去多个电子时，第一电离能就不一定特别大（钠、镁和铝的第一电离能）。

（2）在电离能的递变规律应用时，特别注意半满、全满和全空时，电离能出现异常。

[对点训练]

2．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E，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。

【导学号：

79652034】

（1）同主族内不同元素的E值的变化特点是____________________。

如图中E值的变化特点体现了元素性质的________变化规律。

（2）同周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。

试推测下列关系式中正确的是________。

①E（砷）>E（硒）　　　　②E（砷）

③E（溴）>E（硒）④E（溴）

（3）估计1mol气态钙原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：

________

（4）10号元素E值较大的原因是____________________________________。

[解析]　

（1）从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大，E值变小，H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。

（2）从第二、三周期可以看出，ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低，由此可以推测出E（砷）>E（硒）、E（溴）>E（硒）。

（3）根据同主族、同周期E值变化规律可以推测E（K）

（4）10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8电子稳定结构，故E值较大。

[答案]　

（1）随着原子序数增大，E值变小　周期性

（2）①③　（3）485　738

（4）10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

电负性的应用

1.判断金属性或非金属性的相对强弱

（1）金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，位于非金属三角区边界的“类金属”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）若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）若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。

[对点训练]

3．下列有关电负性的说法中，不正确的是（　　）

【导学号：

79652035】

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

B　[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。

]

电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

注：

①稀有气体为同周期中电离能最大。

②第一电离能：

ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。

[当堂达标·固双基]

1．下列关于微粒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

C．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

C　[由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r（Li）>r（S）>r（Cl）；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；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；同周期主族元素，原子序数增大，原子半径减小。

]

2．下列有关电离能的说法，正确的是（　　）

A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强

B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量

C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大

D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价

D　[①第一电离能是气态电中性原子失去核外第一个电子需要的能量；②元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；③从总的变化趋势上看，同一周期中元素的第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如I1（N）＞I1（O）。

]

3．元素X的各级电离能数据如下：

I1

I2

I3

I4

I5

I6

I/kJ·mol－1

578

1817

2745

11578

14831

18378

则元素X的常见价态是（　　）

【导学号：

79652036】

A．＋1B．＋2

C．＋3D．＋6

C　[对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3电离能数值相对较小，至I4数值突然增大，说明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3。

]

4．下列不属于元素电负性的应用的是（　　）

A．判断一种元素是金属还是非金属

B．判断化合物中元素的正负化合价

C．判断化学键类型

D．判断单质的熔沸点

D　[本题是对元素电负性的应用的考查。

利用电负性可以判断：

①元素的金属性和非金属性；②化合物中元素的化合价是正还是负；③化学键类型等，但不能判断单质的熔沸点高低。

]

5．

（1）电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。

电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力________，元素的化合价为________值；电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力________，元素的化合价为________值。

【导学号：

79652037】

（2）请指出下列化合物中化合价为正值的元素。

NaH________、NF3________、NH3________、SO2________、H2S________、ICl________。

[解析]　

（2）所给物质中各元素的电负性大小关系为Na＜H、N＜F、N＞H、S＜O、H＜S、I＜Cl，其中电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。

[答案]　

（1）强　负　弱　正

（2）Na　N　H　S　H　I