高中化学人教版同步配套课件元素周期律

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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。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

2、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

3、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：C2．下列各组元素中，原子半径依次减小的是()A．Mg、Ca、BaB．Ⅰ、Br、ClC．O、S、NaD．C、N、B解析：A项：Mg＜Ca＜Ba；B项：Ⅰ＞Br＞Cl；C项：O＜S＜Na；D项：B＞C＞N。答案：B3．有下列电子排布式的原子中，第一电离能最小的是()A．ns2np3

4、B．ns2np4C．ns2np5D．ns2np6解析：同周期元素从左到右，第一电离能逐渐增大，但第ⅤA族有反常出现，是因为第ⅤA族元素原子的p轨道为半充满状态，较稳定。答案：B4．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，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：A1．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

5、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：C＞A＞B。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

6、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A>B>C>DB．原子序数d>c>b>aC．离子半径C>D>B>AD．元素的第一电离能：A＞B＞D＞C[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B＞A＞C＞D；原子序数为a＞b＞d＞c；离子半径为C＞D＞B＞A；第一电离能

7、A＞B，D＞C，且C＞A，即D＞C＞A＞B。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