新課標(biāo)人教版選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) 第二課時 學(xué)與問 元素周期表中的同周期主族元素從左到右 原子半徑的變化趨勢如何 應(yīng)如何理解這種趨勢 周期表中的同主族元素從上到下 原子半徑的變化趨勢如何 應(yīng)如何理解這種趨勢 1 原子半徑 一 原子半徑 1 影響因素 2 規(guī)律 1 電子層數(shù)不同時 電子層數(shù)越多 原子半徑越大 二 元素周期律 原子半徑的大小 取決于 1 電子的能層數(shù)2 核電荷數(shù) 2 電子層相同時 核電荷數(shù)越大 原子半徑越小 3 電子層 核電荷數(shù)都相同時 電子數(shù)越多 原子半徑越大 課堂練習(xí)1 比較下列微粒的半徑的大小 1 CaAI 2 Na Na 3 Cl Cl 4 K Ca2 S2 CI S2 CI K Ca2 課堂練習(xí)2 具有相同電子層結(jié)構(gòu)的三種微粒An Bn C下列分析正確的是 A 原子序數(shù)關(guān)系 C B AB 微粒半徑關(guān)系 Bn An C C微粒是稀有氣體元素的原子 D 原子半徑關(guān)系是 A B C BC 二 電離能 閱讀課本 18 1 概念 氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能 用符號 1表示 單位 kj mol 從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需要的能量叫做第二電離能 符號 2 思考與探究 觀察圖1 21 總結(jié)第一電離能的變化規(guī)律 2 元素第一電離能的變化規(guī)律 1 同周期 a 從左到右呈現(xiàn)遞增趨勢 最小的是堿金屬 最大的是稀有氣體的元素 2 同主族的元素自上而下第一電離能逐漸減少 3 電離能的意義 第 A元素和第 A元素的反?，F(xiàn)象如何解釋 b 第 A元素 A的元素 第 A元素 A元素 電離能是衡量氣態(tài)原子失去電子難易的物理量 元素的電離能越小 表示氣態(tài)時越容易失去電子 即元素在氣態(tài)時的金屬性越強(qiáng) A半充滿 A全充滿結(jié)構(gòu) 學(xué)與問 1 堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么關(guān)系 堿金屬元素的第一電離能越小 金屬的活潑性就越強(qiáng) 2 為什么原子逐級電離能越來越大 這些數(shù)據(jù)跟鈉 鎂 鋁的化合價有何關(guān)系 因為首先失去的電子是能量最高的電子 故第一電離能較小 以后再失去電子都是能級較低的電子 所需要的能量多 同時失去電子后 陽離子所帶的正電荷對電子的引力更強(qiáng) 從而電離能越來越大 看逐級電離能的突變 課堂練習(xí) 下列說法正確的是 A 第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小B 鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大C 在所有元素中 氟的第一電離能最大 D 鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大 A 反?，F(xiàn)象 最大的是稀有氣體的元素 He 從左到右呈現(xiàn)遞增趨勢 最小的是堿金屬 K Na Mg 課堂練習(xí) 2 在下面的電子結(jié)構(gòu)中 第一電離能最小的原子可能是 Ans2np3Bns2np5ns2np4Dns2np6 C 三 電負(fù)性 閱讀課本 18 1 基本概念 化學(xué)鍵 元素相互化合 相鄰的原子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的化學(xué)作用力 形象地叫做化學(xué)鍵 鍵合電子 原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子 電負(fù)性 用來描述不同元素的原子對鍵合電子的吸引力的大小 電負(fù)性是相對值 沒單位 鮑林L Pauling1901 1994 鮑林研究電負(fù)性的手搞 金屬 1 8類金屬 1 8非金屬 1 8 以氟的電負(fù)性為4 0和鋰的電負(fù)性為1 0作為相對標(biāo)準(zhǔn) 得出了各元素的電負(fù)性 電負(fù)性的大小可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度 2 變化規(guī)律 同一周期 主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大 表明其吸引電子的能力逐漸增強(qiáng) 同一主族 元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢 表明其吸引電子的能力逐漸減弱 電負(fù)性越大 元素的非金屬性越強(qiáng) 電負(fù)性越小 元素的非金屬性越弱 金屬性越強(qiáng) 三 電負(fù)性 3 電負(fù)性的意義 電負(fù)性相差很大的元素化合通常形成離子鍵 電負(fù)性相差不大的兩種非金屬元素化合 通常形成共價鍵 電負(fù)性相差越大的共價鍵 共用電子對偏向電負(fù)性大的原子趨勢越大 鍵的極性越大 科學(xué)探究 1 下列左圖是根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖 請用類似的方法制作IA VIIA元素的電負(fù)性變化圖 科學(xué)探究 2 在元素周期表中 某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似 被稱為 對角線規(guī)則 查閱資料 比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物 鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強(qiáng)弱 說明對角線規(guī)則 并用這些元素的電負(fù)性解釋對角線規(guī)則 解答 Li Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物為Li2O MgO Be OH 2 Al OH 3都是兩性氫氧化物 H3BO3 H2SiO3都是弱酸 這些都說明 對角線規(guī)則 的正確性 課堂練習(xí) 一般認(rèn)為 如果兩個成鍵元素的電負(fù)性相差大于1 7 它們通常形成離子鍵 如果兩個成鍵元素的電負(fù)性相差小于1 7 它們通常形成共價鍵 查閱下列元素的電負(fù)性數(shù)值 判斷 NaF AlCl3 NO MgO BeCl2 CO2共價化合物 離子化合物 1 每一周期元素都是從堿金屬開始 以稀有氣體結(jié)束2 f區(qū)都是副族元素 s區(qū)和p區(qū)的都是主族元素3 已知在200C1molNa失去1mol電子需吸收650kJ能量 則其第一電離能為650KJ mol 4 Ge的電負(fù)性為1 8 則其是典型的非金屬5 氣態(tài)O原子的電子排布為 6 半徑 K Cl 7 酸性HClO H2SO4 堿性 NaOH Mg OH 28 第一周期有2 12 2 第二周期有2 22 8 則第五周期有2 52 50種元素 概念辯析