化学选修三课件1.2.2元素周期律

答案:C
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4.在下列空格中,填上适当的元素符号:
(1)在第三周期中,第一电离能最小的元素是
,第一电离
能最大的元素是
。
(2)在元素周期表中,电负性最大的元素是
,电负性最小
的元素是
。
(3)最活泼的金属元素是
。
(4)最活泼的气态非金属原子是
。
(5)第二、三、四周期原子中p能级半充满的元素是
提示:电负性最大的元素在元素周期表的右上角(即第二周期第 ⅦA族的氟元素),电负性最小的元素在元素周期表的左下方(即第 六周期第ⅠA族的铯元素,放射性元素除外)。
(2)已知K、Al、Cl的电负性分别为0.8、1.5、3.0,则KCl、AlCl3 中的化学键类型是什么?
提示:K、Cl的电负性之差为2.2>1.7,故K、Cl形成离子键;Al、Cl 的电负性之差为1.5<1.7,故Al、Cl形成共价键。
任务一、阅读教材第16~17页“原子半径”,回答下列问题: 1.影响原子半径的主要因素有哪些?如何影响? 提示:影响因素:一是电子的能层数,二是核电荷数。能层越多,电 子之间的负电排斥使原子的半径增大;而核电荷数越大,核对电子 的引力就越大,使原子的半径减小。 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?同主族元素原子半径从上到下的变化趋势如何? 提示:同周期主族元素原子半径从左到右依次减小,同主族元素 原子半径从上到下依次增大。
答案:(1)Na Ar (2)F Cs (3)Cs (4)F (5)N、P、As
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探究问题 1.(1)同周期(或同主族)元素(稀有气体除外),随原子序数的递增, 原子半径如何变化? 提示:随着原子序数的递增,同周期元素原子半径逐渐减小,同主 族元素原子半径逐渐增大。
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由上表可知,钠元素的第一电离能较小,而第二电离能突跃式变 大,也就是说I2≫I1。这说明钠原子很容易失去1个电子成为+1价阳 离子,形成具有稀有气体元素原子电子层结构的稳定状态后,原子 核对外层电子的有效吸引作用变得更强。因此,钠元素的常见价态 为+1价。一般情况下,钠原子不能形成+2价阳离子。同理,镁元素 的I3≫I2,铝元素的I4≫I3,说明镁原子通常形成+2价阳离子,铝原子通 常形成+3价阳离子。
③判断元素的金属性、非金属性强弱。 I1越大,元素的非金属性就越强; I1越小,元素的金属性就越强。
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3.电负性及其应用 (1)电负性规律:
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电负性的周期性变化
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(2)电负性的应用: ①判断金属性、非金属性强弱。
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2.电离能及其应用 (1)第一电离能与原子核外电子排布: ①第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情 况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、 f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低, 该元素具有较大的第一电离能。故P的第一电离能比硫的大,Mg的 第一电离能比Al的大。 ②第三周期元素的第一电离能的大小关系为 I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>课前预习案 新知导学
解析:同周期中从左到右,元素的第一电离能(除第ⅡA族、第ⅤA 族反常外)逐渐增大,同周期中金属元素第一电离能最小,稀有气体 第一电离能最大,故第三周期中第一电离能最小的为Na,最大的为 Ar。电负性的递变规律:同周期从左到右逐渐增大,同主族从上到 下逐渐减小,故周期表中,电负性最大的元素是氟,电负性最小的为 铯。
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规律方法点拨微粒半径比较的一般思路 (1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,一般微粒半径越大。 (2)“二核”: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。 (3)“三电子”: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。
Mg2+<Na+<F-;D项,Cl-比F-多一个电子层,Cl->F-,F-比F多一个电子,故
半径大小为F->F。
答案:C
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考向二 电离能及其应用 【例题2】 第一电离能I1是指气态原子X(g)失去一个电子成为气 态阳离子X+(g)所需的能量。如图是部分元素原子的第一电离能I1 随原子序数变化的曲线图。
(2)具有相同电子层结构的离子,如O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的 半径大小关系如何?为什么?
提示:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,原子核对电子的引力越 大,其微粒半径越小。
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2.结合图示,分析以下两个问题:
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+) 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+)
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-) 核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例如比较 r(K+)与 r(Mg2+)可选 r(Na+)为参 照:r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)
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1.粒子半径的大小比较
知识点拨
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 体除外)。例:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
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)
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元素的第一电离能的周期性
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(1)碱金属元素的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢?碱 金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?
提示:碱金属元素从上到下第一电离能逐渐减小;碱金属元素的 第一电离能越小,金属的活泼性越强。
(2)为什么在同一周期中,从左向右随着原子序数的增大,元素第 一电离能的变化有些曲折,如第ⅡA族元素的I1大于第ⅢA族元素, 第ⅤA族元素的I1大于第ⅥA族元素,如I1(Be)>I1(B)、I1(Mg)>I1(Al)、 I1(N)>I1(O)、I1(P)>I1(S)。
A.电负性 B.电离能
C.原子序数 D.原子半径
答案:B
3.已知某原子的各级电离能数值如下:I1=577 kJ·mol-1,I2=1 817 kJ·mol-1,I3=2 745 kJ·mol-1,I4=11 578 kJ·mol-1,则该元素的化合价为
()
A.+1价
B.+2价 C.+3价 D.+4价
第二课时 元素周期律
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学习目标
核心素养脉络
1.能说出元素电离能、电 负性的含义
2.通过数据及图片了解 原子半径、第一电离能、
电负性的周期性变化
3.能应用元素的电离能、 电负性解释元素的某些
性质
4.提高运用元素的“位 置、结构、性质”三者关 系解决实际问题的能力
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趋势。同主族从上到下,越来越易失去电子,第一电离能逐渐减小。
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任务三、阅读教材第18~20页“电负性”,回答下列问题: 1.什么是电负性?通常以几为相对标准? 提示: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。 通常以氟的电负性4.0作为相对标准。 2.同周期,从左到右,元素的电负性如何变化?同主族,从上到下,元 素的电负性又如何变化? 提示: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。
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1.下列说法中不正确的是( )
A.同族元素,随着电子层数的增加,I1逐渐增大 B.同周期元素,随着核电荷数的增加,I1总体呈增大的趋势 C.通常情况下,电离能I1<I2<I3 D.电离能越小,元素的金属性越强
答案:A
2.能够证明电子在原子核外是分层排布的事实是 ( )
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任务二、阅读教材第17~18页“电离能”,回答下列问题:
1.什么是第一电离能?有什么应用?
提示: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
所需的最低能量,叫做第一电离能。第一电离能可以衡量元素的原
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
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(2)电离能的应用: ①确定元素核外电子的排布。 如Li:I1≪I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、 L能层),而且最外层上只有一个电子。 ②确定元素在化合物中的化合价。 钠、镁、铝的电离能数据如下表所示。
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②判断元素的化合价。 a.电负性大的元素一般呈现负价。 b.电负性小的元素一般呈现正价。
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③判断化学键的类型。 a.一般地,如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们通 常形成离子键。 b.如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7,它们通常形成 共价键,且电负性差值越大,共价键的极性越强。 ④元素“对角线”规则:在元素周期表中,某些主族元素与其右下方 的主族元素的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻 璃且互熔),被称为“对角线规则”。 如Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、 1.5;B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们 对键合电子的吸引力相当,表现出的性质相似。
一个电子。
2.对同一周期而言,哪族元素的第一电离能最小?哪族元素的第一
电离能最大?
提示:同一周期,氢和碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体元
素的第一电离能最大。
3.同一周期从左到右,第一电离能如何变化?同主族从上到下,第
一电离能为什么逐渐减小?
提示:同一周期从左到右,第一电离能总体上呈现从小到大的变化
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成功体验1下列各组粒子,半径大小比较中错误的是( )
A.K>Na>Li
B.Na+>Mg2+>Al3+
C.Mg2+>Na+>F-
D.Cl->F->F
解析:A项,同一主族元素原子半径从上到下越来越大;B项,核外电
子排布相同的离子,核电荷数越大,半径越小;C项,同理,应为
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考向一 粒子半径的大小比较 【例题1】 四种元素的基态原子的电子排布式如下: ①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5,则四 种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是( ) A.①>②>③>④ B.②>①>③>④ C.②>①>④>③ D.①>②>④>③ 解析:由四种元素基态原子的电子排布式可知,①为S原子,②为P 原子,③为N原子,④为F原子,其中P、S元素处于第三周期,P原子的 核电荷数小于S,则P的原子半径大于S;N和F元素处于第二周期,N 原子的核电荷数小于F,则N的原子半径大于F;S原子比N原子多一 个电子层,则S的原子半径大于N原子,综上所述,原子半径由大到小 的顺序为P>S>N>F。 答案:B
提示:这与原子的外层电子构型有着密切联系。第ⅡA族的 Be(Mg)有着比较稳定的ns2np0(s能级全充满,p能级全空)结构,第 ⅤA族的N(P)有着比较稳定的ns2np3(s能级全充满,p能级半充满)结 构,因而其原子稳定,第一电离能较高。
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3.(1)根据电负性的规律推测:元素周期表中电负性最大的元素和 电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置?