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1、第一章,第二节,第二课时,课前预习 巧设计,名师课堂 一点通,创新演练 大冲关,设计1,设计2,设计3,考点一,考点二,课堂10分钟练习,课堂5分钟归纳,课下30分钟演练,考点三,元素周期,减小,减弱,增强,增强,增大,减弱,越大,越小,减小,增大,二、电离能 1概念 原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 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。,气态电中性基态,最低能量,3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，元素的第一电离能呈现 的趋势。 (2)同族元素从上到下第一电离能逐渐
2、 。 三、电负性 1键合电子和电负性的含义 (1)键合电子：原子中用于形成 的电子。 (2)电负性： 用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对 的吸引力 。,升高,下降,化学键,键合电子,键合电子,越大,2标准 以氟的电负性为 作为相对标准，得出各元素的电负性。 3变化规律 (1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐 。 (2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐 。,4.0,变大,变小,4应用 判断金属性和非金属性强弱： (1)金属的电负性一般 ，电负性越小，金属性 ； (2)非金属的电负性一般 ，电负性越大，非金属性 ； (3)位于非金属三角区边界的元素的电负性则在
3、 左右，它们既有 ，又有 。,小于1.8,越强,大于1.8,越强,1.8,金属性,非金属性,四、对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与 的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：,右下方,1元素性质呈现周期性变化的根本原因是 ( ) A元素的电负性呈周期性变化 B元素的第一电离能呈周期性变化 C元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D元素的金属性、非金属性呈周期性变化 解析：元素原子的核外电子排布的周期性变化是元素性质呈现周期性变化的根本原因。 答案：C,2下列各组元素中，原子半径依次减小的是( ) AMg、Ca、Ba B、Br、Cl CO、S、Na DC、N、B 解析：A
4、项：MgCaBa；B项：BrCl；C项：OSNa；D项：BCN。 答案：B,3有下列电子排布式的原子中，第一电离能最小的是 ( ) Ans2np3 Bns2np4 Cns2np5 Dns2np6 解析：同周期元素从左到右，第一电离能逐渐增大，但第A族有反常出现，是因为第A族元素原子的p轨道为半充满状态，较稳定。 答案：B,4电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强 弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是( ) A周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大 B周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大 C电负性越大，金属性越强 D电负性越小，非金属性越强 解析：同周期元素从左到右，电负性逐渐变大
5、，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，电负性越大，非金属性越强。 答案：A,1原子半径大小的比较 (1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径(或离子半径)逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。 (2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子(或离子)半径越大。 (3)当电子层和最外层电子数均不同时，运用三角规律(A、B、C的相对位置如图所示)：,原子半径：CAB。,2离子半径大小的比较 (1)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)。 (2)对于同种元素的各种粒子，核外
6、电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。如r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)、r(H)r(H)r(H)。 (3)对于电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大。如r(S2)r(Cl)r(K)r(Ca2)、r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3)。,例1 已知短周期元素的离子aA2、bB、cC3、dD具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( ) A原子半径ABCD B原子序数dcba C离子半径CDBA D元素的第一电离能：ABDC,解析 A2、B、C3、D这4种离子具有相同的电子层结构，则元素在周期表中的位置为 ， 因此原子半径顺序为BACD；原子序数为
7、abdc；离子半径为CDBA；第一电离能AB，DC，且CA，即DCAB。电子层结构相同的单核离子，其阴离子必位于上一周期(稀有气体的左边)，而阳离子位于下一周期。解此类题应先排出位置，排对了相应元素在周期表中的位置，相关的问题就好分析了。本题中的4种离子只能是Mg2、Na、N3、F。 答案 C,用“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，一般电子层数越多，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：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。,1第一电离能的变化 (1)每个周期的第一种元素(氢元素和
8、碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中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。,2逐级电离能 (1)原子的逐级电离能越来越大。 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能级较低的电子，所需要的能量较多。 (2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如下表钠、镁、铝的电离能(kJmol1)：,(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子
9、在气态时失去电子成为气态阳离子吸收的能量，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不完全一致。,3第一电离能与核外电子排布 (1)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)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 (2)一般来说，在同周期元素中稀有气体的第一电离能最大；金属越活泼，金属元素的第一电离能越小，非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。,4电离能的应用 (1)确定元素核外电子的排布。如Li：I1I2I3，表明Li原子核外的三个电子排
10、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如K元素I1I2I3，表明K原子容易失去一个电子形成1价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：一般来说，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。,例2 下列叙述中正确的是 ( ) A第三周期所含元素中钠的第一电离能最小 B铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C在所有元素中，氟的第一电离能最大 D钾的第一电离能比镁的第一电离能大,解析 同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故A正确，C不正确。由于镁的价电子排布为3s2(s轨道全满)，而Al的价电子排布为3s
11、23p1，故铝的第一电离能小于镁的，B不正确。钾比镁活泼更易失电子，钾的第一电离能小于镁，D错误。 答案 A,第一电离能的大小与外围电子排布有关，所以除了记住同周期元素第一电离能的变化规律外，还需注意，同周期第A与第A族，第A族与第A族第一电离能的反常情况。,1判断元素的金属性和非金属性及其强弱 (1)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)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
12、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 一般认为： (1)如果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)如果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。,4解释元素“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(如右图) 的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。 这可以由元素的电负性得到解释：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、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负
13、性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。,例3 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：,试结合元素周期律知识完成下列问题： (1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性的变化规律是_。 (2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是_，电负性最小的元素是_，由这两种元素形成的化合物属于_(填“离子”或“共价”)化合物。,解析 (1)把表中给出的14种元素的电负性按原子序数
14、由小到大的顺序整理如下：,经过上述整理后可以看出：39号元素，元素的电负性由小到大；1117号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。 (2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中，电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，两者形成的化合物NaF为典型的离子化合物。 答案 (1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大) (2)F Na 离子,形成化学键的两原子的电负性差值会影响化学键的类型，差值越大，越倾向于形成离子键，差值越小，越倾向于形成共价键，差值等于0时，就形成了非极性共价键。,点击下图进入课堂10分钟练习,(1)同一周期从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能呈逐渐增大趋势，电负性逐渐增大。 (2)同一主族自上而下，原子半径逐渐增大，第一电离能和电负性逐渐减小。 (3)电负性最大的元素是F，最小的元素是Cs。 (4)一般地，两元素电负性差值大于1.7形成离子键，小于1.7形成共价键，等于0形成非极性共价键。,点击下图进入课下30分钟演练,