化学选修三元素周期律

合集下载

高中化学选修三元素周期律

根据《课程标准》《考试大纲》的要求、及学生的实际情况，拟定以下教学目标：知识与技能：能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。过程与方法：本节教学设计的宗旨是增大学生在课堂上的参与度与思维量，使学生在课堂上处于深刻学习状态，培养学生探究问题的能力，让学生充分体会知识的发现过程。情感态度与价值观：使学生树立量变引起质变的唯物思想，培养探究、合作交流等现代意识。
实验过程中注意观察学生试管夹使用等基本操作是否正确
Na 与水或酸反应的现象
最高氧化物对应水化物的碱性
Mg 与冷水反应：与沸水反应：与盐酸反应： Mg(OH)2为中强碱
Al 与冷水反应：与沸水反应：与盐酸反应：。 Al(OH)3 是:
与冷水反应:
NaOH 是碱
结论：
实验完成后，用图表分析实验现象，目的是突出现象即性质的差别
作业：19页
6.8.9
元素周期律的内容：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径、化合价、金属性非金属性呈现周期性变化。
证明元素金属性强弱的事实：单质和水或酸反应的剧烈程度、最高价氧化物对应水化物碱性强弱、单质间的置换反应。
证明元素非金属性强弱的事实：和氢气化合的难易及气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性、非金属单质间的置换反应。
【结论】：同周期元素，最高正价递变规律，最低负价递变规律为：
由于学生没有接触过最高正化合价、最低负化合价的概念，在此需要铺垫总结完通性后引导学生注意到特性：即O F 没有最高正价
原子半径
【问题3】根据原子结构示意图，猜测电子层数与原子半径的关系是，最外层电子数与原子半径的关系是：，根据所给材料，验证你的猜测是否正确？原子半径与原子结构的关系是：试比较K 和 Cl的半径：比较的方法是：你在这还有什么疑问吗？

人教版高中化学选修三1.2.2 元素周期律(一)

√
元素周期律
2．下列各组微粒半径大小的比较，正确的是( D )
习题导学第 12 页
× Na < Na B．Na >Na>Mg × 氟原子的半径小于氧原子 C．F >F>O × D．F >Na >Mg √
＋＋－
A．K＋>Cl－>S2－电子层结构相同，序数大半径小
K＋<Cl－<S2－
－
＋
2＋
能层与能级构造原理
从左到右，逐渐减小从上到下，逐渐增大
+9 2 8 +11 2 8 r(F-)>r(Na+)
元素周期律
1．下列关于微粒半径的说法正确的是( C )
习题导学第 11 页
A．电子层数少的元素原子半径一定小于电子层数多的元素原子半径 r(Li)>r(S)>r(Cl)，ⅦA族不一定比上一周期ⅠA族大 B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同 r(F-)>r(Na+) C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大阴离子>原子>阳离子 D．原子序数越大，原子半径越大原子半径不是一直增大，而是周期性变化
B．Ca2+＞K+＞S2-＞Cl-
C．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2-
D．S2-＜Cl-＜K+＜Ca2+
2.具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C，下列分析正确的是
（C ）
A.原子序数关系：C＞B＞A C.C微粒是稀有气体元素的原子 B.微粒半径关系： Bn- < An+ D.原子半径关系是：A＜B＜C
r(K+) > r(Na+) > r(Li+) 例：r(Na)<r(Mg)<r(Al) r(Li)<r(Na)<r(K) r(K+) > r(Na+) > r(Mg2+) 同种元素：阴离子>原子;原子>阳离子;低价阳离子>高价阳离子电子层结构相同：核电荷数越大，半径越小同主族离子：电子层越大，半径越大核电荷数、电子层数均不同：选一离子参照对比

化学选修三第一章笔记

化学选修三第一章笔记以下是一份化学选修三第一章的笔记，供您参考：化学选修三第一章：原子结构与元素周期律一、原子结构1. 原子的构成：原子由原子核和核外电子组成，原子核由质子和中子组成。

2. 电子排布：根据能量高低，电子分布在不同的能层上，能层序数即为电子层数。

同一能层中，电子的能量还不同，又可分为不同的能级。

3. 电子排布规律：（1）电子排布顺序：按照能层序数由低到高、能级符号由低到高的顺序。

（2）泡利原理：一个原子轨道上最多只能容纳自旋方向相反的两个电子。

（3）洪特规则：在等价能级上排布的电子将尽可能分占不同的能级，且自旋方向相同。

4. 元素性质与原子结构的关系：原子序数在数值上等于核电荷数，原子核电荷数等于质子数，质子数加中子数等于质量数。

二、元素周期律1. 元素周期表的结构：周期、族、区。

周期序数等于元素原子的电子层数，族序数等于最外层电子数，根据价电子构型将元素分为s区、p区、d区和ds区等区域。

2. 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化规律。

3. 元素周期表的意义：预测新元素及其性质，指导元素的发现、合成和开发，指导新材料的研发与应用等。

三、化学键与分子间作用力1. 离子键：由阳离子和阴离子通过静电作用形成的化学键。

离子键的强弱与离子半径和离子电荷有关。

2. 共价键：原子之间通过共用电子对形成的化学键。

根据共用电子对的偏移程度，可分为极性共价键和非极性共价键。

3. 金属键：金属原子之间通过自由电子形成的化学键。

金属键的强弱与金属原子的半径和价电子数有关。

4. 分子间作用力：分子之间的相互作用力，包括范德华力和氢键等。

范德华力主要与分子之间的距离和分子极性有关，氢键则与分子之间的特殊结构有关。

化学选修三元素周期律资料

3.电离能是指由蒸气状态的孤立原子失去电子形成阳离子需要的最
低能量．从中性原子中移去第一个电子所需要的最低能量为第一电
离能（I1），移去第二个电子所需要的能量为第二电离能（I2），依次类推．现有5种元素A、B、C、D、E，其I1～I3分别如下表， BCD ，稀有气体元素是根据表中数据判断其中的金属元素有______ E B D ______ ，最活泼的金属是______ ，显+2价的金属元素是______ ．
电离能序号
电离能
7.644
I7
15.03
I8
80.12
I9
109.3
I10
141.2
I11
186.5
I12 ……
224.9
266.0
327.9
367.4
1761
小 (1)外层电子离核越远，能量越高，电离能越___________ （填 “大”或“小”）；阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越大 ___________ （填“大”或“小”）。 3 (2)上述11个电子分属________ 个电子层。 +2 (3)该元素的主要化合价为_________ 。 1S22S22P63S2 (4)该元素原于的电子排布式为_____________
思考与探究：观察下图，总结第一电离能的变化规律。
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）
2、元素第一电离能的变化规律：
(1)同周期： a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素； b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 (2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。 3、第一电离能的意义：电衡量气态原子失去电子难易的物理量。

高中化学选修3《物质结构和性质》第一单元第二节《原子结构与元素的性质》课件

二、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化——元素周期律
1、原子半径（r）
（1）共价半径rc：单质分子中，共价单键结合的两原子核间距离的一半（2）van der Waals半径rv：单质分子晶体中相邻分子间两个非键合原子核间距离的一半（3）金属半径是指金属单质的晶体中相邻两个原子核间距离的一半
同理
例如：
E+ (g) - e- E 2+ (g)
I2
Li(g) e Li (g)
2 3

I1 520.2kJ mol
1
Li (g) e Li2 (g)
I 2 7298 .1kJ mol1
1
Li (g) e Li (g) I3 11815 kJ mol
S区
p区 d区
ⅠA、ⅡA
ns1-2 ns2np1-6
ⅢA～ⅦA和零族
ⅢB～ⅦB和Ⅷ族（n-1）d1-9ns1-2
ds区 ⅠB、ⅡB
（n-1）d10ns1-2
f区镧系和锕系（n-2）f0-14（n-1）d0-2ns2
4、过渡元素
①全部副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds 区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过渡元素 ②过渡元素原子的最外层电子数较少，除钯外都只有1~2个电子，所以它们都是金属元素。 ③它们的(n-1)d轨道未充满或刚充满，或f轨道也未充满，所以在化合物中常有多种氧化值，性质与主族元素有较大的差别。
IA 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
VIIIA
2
3 4 5 6 7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB

高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结

高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。

②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。

③任一能层，能级数等于能层序数。

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。

（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。

2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E （5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。

原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。

根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。

（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。

处于最低能量状态的原子称为基态原子。

②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。

基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。

处于激发态的原子称为激发态原子。

③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。

利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

人教版高中化学选修三课件1.2.2元素周期律.pptx

(2)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。
()
×
分析：原子失去第2个电子所需要的能量不确定，由原子核外
电子排布决定，有的是第1个电子能量的数倍，有的比第1个
电子能量大一些。
(3)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的
为非金属元素。 ()√
分析：元素的金属性和非金属性与元素的电负性的关系：以
三、电负性和“对角线规则” 1.电负性： (1)定义：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：以氟的电负性为4.0作为相对标准。 (3)递变规律。 ①同周期，自左向右，元素的电负性逐渐_变__大__。 ②同主族，自上而下，元素的电负性逐渐_变__小__。
(2)同周期、同主族元素的原子半径变化的原因是什么？提示：同周期元素原子序数增大，电子层数相同，原子核对电子束缚能力逐渐增强，原子半径逐渐减小；同主族自上而下，原子序数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对电子束缚能力逐渐减小，原子半径逐渐增大。
【典题训练】(2014·临沂高二检测)下列关于粒子半径大小关
(2)逐级电离能。 ①原子各级电离能越来越大：原子失电子时，首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能比较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后，原子核对电子的吸引力更强，因此电离能越来越大，即 I1<I2<I3<……
②各级电离能逐级递增中有突跃现象：同一能层的电子，能量相差不大，从同一个能层逐渐失去一个电子时，所需要的能量差别不是太大。不同能层的两个电子失去时，所需要的能量有很大的差距。故逐级电离能间有突跃现象，如Na的I1和 I2之间、Mg的I2和I3之间、Al的I3和I4之间，都有突跃现象。利用电离能的突跃现象，可以判断核外电子的分层排布情况，如下表所示：

人教版高中化学选修三课件：第一章第二节第二课时元素周期律(29张PPT)

电负性
1．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。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)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r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。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r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素

选修3第一章第二节原子结构与元素的性质

《高中化学》选修3
第一章原子结构与性质
第二节原子结构与元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。
（二）电离能
1、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能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子核外电子排布的周期性变化．
（一）原子半径
元素周期表中的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？周期表中的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？
3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？

高二人教版化学选修3课件1-2-2元素周期律

非金属性逐渐增强。
2．元素周期表中的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？周期表中的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？提示：同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其主要原因是由于同周期主族元素的电子层数相同，核电荷数的增加使原子核对核外电子的引力增加而引起的原子半径减小趋势大于增加电子后电子间斥力引起原子半径增
3．短周期元素中原子半径最小是 ________，原子半径最大的是________。_____ 性 ________ 态原子失去 ________ 电子转化为气态基态正离子所需要的 ________ 能量叫做第一电离能。常用符号 ________ 表示，单位为 ________。 2．电离能是衡量气态原子 ________电子难易程度的物
答案：一、1.电子的能层数 2．减小增大核电荷数增大越大缩小
3．氢
钠
电中失大钠基一个最低 I1 kJ·mol－1
二、1.气 2．失去 3．小 4．氦
还原变小
5．镁
磷
三、1.化学作用力 2．键合电子吸引力 3．变大变小
化学键越大
键合电子得到氧化
右上角
左下角
4．氟
5．小于
理量，元素的电离能越小表示气态时越容易 ________ 电子，
________性越强。
3．同周期元素中，第一个元素的第一电离能最 ________ ，稀有气体的第一电离能最 ________ ；同一主族从上到下第一电离能________。 4．短周期元素中第一电离能最大的是 ________，最小的是________。 5．镁和铝相比，________第一电离能大，磷与硫相比，

高中化学选修3知识点总结

高中化学选修3知识点总结1. 元素周期表的扩展- 主族元素：位于周期表的1A至7A族，具有相似的化学性质。

主族元素：位于周期表的1A至7A族，具有相似的化学性质。

- 过渡元素：位于B族区域，具有可变化的氧化态和复合价。

过渡元素：位于B族区域，具有可变化的氧化态和复合价。

- 稀有元素：位于周期表的8A族或称为稀有气体，一般无法与其他元素形成化合物。

稀有元素：位于周期表的8A族或称为稀有气体，一般无法与其他元素形成化合物。

- 超稀有元素：指周期表中放置在最后一横列的元素，具有稀有元素的特性，但比稀有元素更加稳定。

超稀有元素：指周期表中放置在最后一横列的元素，具有稀有元素的特性，但比稀有元素更加稳定。

- 内过渡元素：指放置在周期表的下方的两行元素，包括镧系和锕系元素。

内过渡元素：指放置在周期表的下方的两行元素，包括镧系和锕系元素。

2. 化学键的种类- 离子键：由阳离子和阴离子之间的静电吸引力形成，通常在金属和非金属之间形成。

离子键：由阳离子和阴离子之间的静电吸引力形成，通常在金属和非金属之间形成。

- 共价键：由共享电子对而形成的化学键，通常发生在非金属之间。

共价键：由共享电子对而形成的化学键，通常发生在非金属之间。

- 金属键：金属原子之间的键，形成金属晶格，电子可自由移动。

金属键：金属原子之间的键，形成金属晶格，电子可自由移动。

- 氢键：由氢原子与较电负的原子形成的弱键，如氢与氟、氧、氮等原子之间形成。

氢键：由氢原子与较电负的原子形成的弱键，如氢与氟、氧、氮等原子之间形成。

3. 离子的化学平衡- 溶解度：指一种物质在单位温度和单位压力下在水中能溶解的最大量。

溶解度：指一种物质在单位温度和单位压力下在水中能溶解的最大量。

- 溶液：由溶质和溶剂组成的混合物。

溶液：由溶质和溶剂组成的混合物。

- 酸碱指示剂：用于确定或指示溶液是酸性、碱性还是中性的物质。

酸碱指示剂：用于确定或指示溶液是酸性、碱性还是中性的物质。

2020版高中化学人教版选修3课件：1.2.2 元素周期律

-5-
第二课时元素周期律
目标导航
知识梳理
重难聚焦
典例透析
5.电负性 (1)键合电子与电负性:元素相互化合时,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。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。 (2)电负性的意义:电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。 (3)电负性大小的标准:以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 (4)电负性的变化规律:同周期,从左到右,元素的电负性逐渐变大; 同主族,从上到下,元素的电负性逐渐变小。
第二课时元素周期律
-1-
第二课时元素周期律
目标导航
知识梳理
重难聚焦
典例透析
1.能记住元素电离能、电负性的定义。 2.能说出元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。 3.具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
-2-
第二课时元素周期律
目标导航
知识梳理
重难聚焦
注意:稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他元素原子半径的测量标准不同,不作比较。
-10-
第二课时元素周期律
目标导航
知识梳理
重难聚焦
典例透析
二、正确理解电离能的变化规律 1.第一电离能 (1)每个周期的第一种元素(氢或碱金属)第一电离能最小,稀有气体元素原子的第一电离能最大,同周期自左至右,元素的第一电离能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
-9-
第二课时元素周期律
目标导航
知识梳理
重难聚焦
典例透析
(4)对同一种元素来说,原子半径>阳离子的半径,如r(Na)>r(Na+); 原子半径<阴离子的半径,如r(Cl)<r(Cl-)。

2019-2020人教版化学选修3 第1章第2节第2课时元素周期律课件PPT

[答案] C
栏目导航
2．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( )
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
栏目导航
C [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：
栏目导航
(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(稀有气体不计) 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。
栏目导航
(4)应用：判断金属性、非金属性强弱。强
6．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＋)。
栏目导航
1．下列有关微粒半径的大小比较错误的是( )
A．K＞Na＞Li
B．Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
C．Mg2＋＞Na＋＞F－
D．Cl－＞F－＞F
栏目导航
电离能及其应用 1.第一电离能(I1)的变化规律 (1)同周期元素第一电离能的变化规律呈现的是一种趋势，ⅡA 族和 ⅤA 族元素会出现反常变化，通常同周期ⅡA 族元素的第一电离能比ⅢA 族元素高，ⅤA 族元素的第一电离能比ⅥA 族元素高，这是因为ⅡA 族、 ⅤA 族元素原子的价电子排布式分别是 ns2、ns2np3，np 能级是全空或半充满状态，原子较稳定，第一电离能较大。 (2)同主族元素的第一电离能，从上到下，逐渐减小。

2019-2020版高中化学人教版选修3教案第1章第2节第2课时元素周期律 Word版含答案

第2课时元素周期律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．了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。

[基础·初探]1．影响原子半径大小的因素2．原子半径的递变规律[探究·升华][思考探究]已知短周期元素，a A2＋、b B＋、c C3－、d D－具有相同的电子层结构。

问题思考：(1)A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系？【提示】由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子电子数相等，即a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1。

(2)A、B、C、D四种元素在同一周期吗？试推测四种元素在周期表中的位置。

【提示】A、B、C、D不在同一周期。

A应位于第三周期第ⅡA族，B应位于第三周期第ⅠA族，C位于第二周期第ⅤA族，D应位于第二周期第ⅦA族。

(3)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的？A2＋、B＋、C3－、D－的离子半径呢？【提示】原子半径B＞A＞C＞D；离子半径C3－＞D－＞B＋＞A2＋。

(4)分析微粒半径大小比较的关键是什么？【提示】①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。

②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。

③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。

[认知升华]离子半径大小的比较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．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。

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

高二化学选修三第一章

原子结构元素周期表
1、同周期第ⅡA-----ⅢA原子序数之差
• 第2、3周期是1 • 第4、 5周期是10 +1=11 2•021第/3/116、7周期是10+1+14=25
2He 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn
14
原子结构与周期表
某周期IIA族元素的பைடு நூலகம்子序数为x，则同周期的IIIA 族
原子结构元素周期表
第1周期： 2 种元素
短周期第2周期： 8 种元素
三
七第3周期： 8 种元素
长三短
元周期长周期素（=电子层数）
第4周期：18 种元素第5周期：18 种元素第6周期：32 种元素
周
不完全周期-- 第7周期
主七副
一不
期表
族
七个主族(A) 七个副族(B)
零八
七 87Fr [Rn]7s1
118X
1s2 1s22s22p6
1s22s22p63s23p6 [Ar]3d104s24p6
[Kr] 4d105s25p6 [Xe] 4f145d106s26p6 [Rn] 5f146d107s27p6
2021/3/11
6
问题与思考：
写出各主族元素的价电子排布式
族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2021/3/11
21
原子半径
2021/3/11
22
原子半径的变化规律：
同周期主族元素从左到右，原子半径（逐渐减小）同主族元素的原子半径从上到下（逐渐增大）
影响原子半径的因素？
原子半径取决于的大小
5 Rb Sr

人教版高中化学选修三课件-1-2元素周期律(1)

高中化学课件
灿若寒星整理制作

高中《化学》新人教版选修3系列课件
物质结构与性质
1.2.2《元素周期律》
教学目标
• 一、知识与能力 • 1.掌握原子半径的变化规律；2.能说出元素电离能的涵义，
能应用元素的电离能说明元素的某些性质；3.认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系；４.能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质５.能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明 • 二、教学重点： • 1.元素的原子半径、元素的第一电离能的周期性变化 • 2.元素的电离能与元素得失电子能力的关系 • 三、教学难点： • 元素的电离能与元素得失电子能力的关系 • 四、教学方法 • 复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法
下列微粒中，半径大小的次序
正确的是 C
A．K+＞Ca2+＞Cl-＞S2-B． Ca2+＞K+＞S2-＞ClC．Ca2+＜K+＜Cl-＜S2-D．S2＜Cl-＜K+＜Ca2+
2.元素电离能及其周期性变化第一电离能:P17
M（g）-e－→M+（g）
意义：可以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．
元素的第一电离能大致有何周期性？
同一周期：由左至右大致增大同一主族：由上至下大致减小
学与问
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
第一电离能越小，越容易失去电子，金属的活泼性越强。因此，碱金属的第一电离能越小，金属的活泼性越强。
学与问
2．钠、镁、铝逐级失去电子的电离能为什么越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？

人教版高二年级化学选修三知识点总结

1、元素周期表的结构
元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。

(1)原子的电子层构型和周期的划分
周期是指能层(电子层)相同，按照能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。

即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。

同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

(2)原子的电子构型和族的划分
族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。

即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。

共有十八个列，十六个族。

同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

(3)原子的电子构型和元素的分区
按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。

2、元素周期律
元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。

元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。

元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。