江苏省怀仁中学高三化学复习《元素周期律和元素周期表》学案（1）

江苏省怀仁中学高三化学复习元素周期律和元素周期表学案（1）【学习目标】：1 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。2 能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。【学习过程】： 【问题1】（2020天津理综，9）下列说法正确的是 AIA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强 BVIA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高 C同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 D第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小一、元素周期律及其实质1定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。2具体实例：以第3周期或第IVA族为例，随着原子序数的递增元素性质同周期元素（左右）同主族元素（上下）最外层电子数原子半径主要化合价第一电离能（总体趋势）电负性得失电子能力元素的金属性和非金属性最高价氧化物对应水化物的酸碱性非金属气态氢化物稳定性注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。【考点一】元素的金属性强弱的判断判断原则得出规律【考点二】元素的非金属性强弱的判断判断原则得出规律【考点三】理由或实例1. 活泼金属投入到不活泼金属的盐溶液中，不一定置换出不活泼金属。2. 在原电池中，活泼金属一般做负极，不活泼金属一般做正极。3. 金属活动性顺序表中钾比钠活泼，但在熔融状态下，钠却可以把钾从钾盐中置换出来。4. 金属活动性顺序表中，氢前面的金属能置换酸中的氢，但与硝酸反应一般没有氢气产生，反而氢后面的铜却能置换出浓盐酸中的氢。5. 金属活动性顺序表中，铁能与氯化铜溶液发生置换反应。然而铜却又能与氯化铁发生反应。【考点四】微粒（原子及离子）半径大小比较规律同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而_同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而_电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而_同种元素的微粒半径：阳离子_原子_阴离子同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径_二、电离能概念电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最少能量，叫做电离能。常用符号I表示，单位：kJ/mol。电离能大小反映了原子（或离子）失去电子的难易程度。电离能越小，原子（或离子）越易_电子。第一电离能： 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 所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)。第二电离能： 气态 +1价 正离子 再失去一个电子所需能量称为第二电离能。依次类推。性质及用途同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5； 第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。元素的第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金属的金属性越强。与元素周期表中位置的关系：同周期元素从左到右（除稀有气体），第一电离能逐渐增大；同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。半充满、全充满、全空状态稳定，第一电离能较高。如：Be、N、Mg、P反常。由第一电离能反映的金属性强弱与金属活动性顺序不一定完全相同。原因是：第一电离能反映的是气态金属原子失电子能力强弱，金属活动性顺序反映的是固态金属原子在水溶液中失电子能力强弱。可以判断元素的化合价：三、电负性概念：表示当两个不同原子在形成化学键时对共用电子的吸引能力大小。性质及用途区别金属和非金属。非金属元素电负性（一般1.8）大于金属元素电负性（一般 1.8 ）。比较金属性或非金属性强弱。电负性越大，元素非金属性越强（或元素金属性越弱）。电负性最大的是F元素，电负性最小的是金属元素Cs。衡量化合物的离子化程度。一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于17，它们之间通常形成离子化合物；如果电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。与元素周期表中位置的关系。同周期元素从左到右（除稀有气体），电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。用于判断元素化合价。在化合物中，成键两元素比较，电负性大的元素显_价，电负性小的元素显_价。【解决】（2020安徽高考11）中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大B.根据主族元素最高正化合价与族