化学选修3第一章第二节第2课时.doc

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1、第2课时　元素周期律课程目标核心素养建构1.了解元素的电离能、电负性的含义。2.能应用元素的电离能说明元素的某些性质。3.理解元素原子半径、元素的第一电离能、电负性的周期性变化。4.了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。元素周期律[知识梳理]一、原子半径1.影响原子半径大小的因素（1）电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大。（2）核电荷数越大，核对电子的引力也越大，将使原子的半径缩小。2.原子半径大小的变化规律（1）同周期从左到右，原子半径逐渐减小。（2）同主族从上到下，原子半径逐渐增大。【自主思考】1.为什么同周期主族元素原子半径从左到右依次减小？为什么同主族元素原子半

2、径从上到下依次增大？答案　由于同周期主族元素原子随着核电荷数的增加，原子核对电子的引力增加，而使原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大。2.举例说明电子层结构相同的微粒，其微粒半径大小的比较有什么规律？答案　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。如：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。二、第一电离能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的最低能量，叫做第一电离能。2.意义可

3、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。3.元素的第一电离能变化规律（1）同周期元素从左到右，原子半径逐渐变小（稀有气体除外），原子核对核外电子的引力越来越大，越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。每个周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。（2）同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小，表示自上而下原子越来越易失去电子。总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。【自主思考】1.由教材图121可知：ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。答案　同周期中，

4、ⅡA族元素的价电子排布为ns2，ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，分别为全充满和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。2.根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：（1）为什么同一元素的电离能逐级增大？（2）为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3？答案　（1）同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理，I3＞I2、I4＞I3

5、……In＋1＞In。（2）Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。三、电负性1.电负性（1）键合电子和电负性的含义①键合电子元素相互化合时，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）衡量标准以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出各元素的电负性。（3）

6、递变规律①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。②同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐变小。2.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，被称为对角线规则。【自主思考】如何应用电负性的数值来判断元素金属性和非金属性的强弱？答案　[效果自测]1.判断正误，正确的打“√”；错误的打“×”。（1）电子层数越多，原子半径一定就越大。（　　）（2）质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大。（　　）（3）核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同。（　　）（4）第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结果。（　　）（5）第三周期所含元素

7、中钠的第一电离能最小。（　　）（6）铝的第一电离能比镁的第一电离能大。（　　）（7）第一电离能小的元素的金属性一定强。（　　）（8）同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势。（　　）（9）电负性是相对的，所以没有单位。（　　）（10）金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大。（　　）（11）电负性小于1.8的元素一定是金属元素。（　　）（12）根据“对角线”规则，B和Mg元