元素周期律-高二化学人教版（2019）选择性必修2

第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第2课时

元素周期律学习目标1、运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。2、了解元素周期律的应用价值。核心素养1、宏观辨识与微观探析：分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化,理解原子半径、第一电离能和电负性的递变规律及其原因2、证据推理与模型认知：通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,掌握相关规律一、原子半径1、规律：(2)同主族，从上到下，原子半径越来越大(1)同周期，从左到右，原子半径越来越小2、影响因素:电子的能层数核电荷数(同族)(同周期)粒子半径大小的比较(三看原则)一看电子层数：电子层数越多,半径越大如：Li<Na<K<Rb<CsLi+

﹤Na+

﹤K+

﹤

Rb+﹤Cs+

特例：rLi>rAl二看核电荷数：核电荷数越大，半径越小如：Na>

Mg

>

Al

O2->F->Na+>Mg2+>Al3+Fe3+<Fe2+<Fe三看核外电子数：电子层和核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大如：Cl<

Cl-

1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是()A.Na、K、Rb B.F、Cl、BrC.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋

D.Cl－、Br－、I－2、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是()A.NaF B.MgI2C.BaI2

D.KBrCB二、第一电离能（I1）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要的最低能量叫做第一电离能。用符号I1表示，单位：kJ/mol从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能，符号I2，依次类推。同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<…思考与讨论1：(1)以ⅡA、ⅦA族为例，同主族元素的第一电离能变化有何规律？(2)以二、三周期为例，同周期元素的第一电离能变化有何规律？？思考与讨论2：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？思考与讨论3：在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？价层电子排布：ⅡA全充满、ⅤA半充满结构全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高第一电离能同周期同主族从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大趋势从上到下，元素的第一电离能逐渐减小ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA反常：2、I1的变化规律3、电离能的应用②判断原子失去的电子数目和元素的化合价①判断元素金属性、非金属性的强弱1、在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是()A.3s23p3

B.3s23p5

C.3s23p4

D.3s23p6C2、下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。元素I1I2I3I4X496456269129543Y5781817274511575根据表中所列数据的判断错误的是()A.元素X是第ⅠA族的元素B.元素Y的常见化合价是＋3C.元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应D三、电负性原子对键合电子吸引力的大小(1)定义:以氟4.0和锂1.0作为相对标准(2)大小的标准：鲍林(3)递变规律同周期，从左到右，电负性逐渐变大

同族元素，从上到下，电负性逐渐变小(4)应用①判断元素金属性和非金属性的强弱②判断化学键的类型电负性相差>1.7离子键电负性相差<1.7共价键电负性≈1.8

“类金属”电负性>1.8非金属电负性<1.8金属通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价③判断元素的化合价1、不能说明X的电负性比Y的大的是()A.与H2化合时X单质比Y单质容易B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来C2、一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF

②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2(1)属于共价化合物的是__________。(2)属于离子化合物的是______。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.0