复习题优秀课堂实录

高三化学选修3第一章第二节《原子结构与性质》复习学案

【考纲扫描】 1.了解元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，了解元素电离能与原子核外电子排布的关系，能根据元素电负性说明周期表中元素金属性和非金属性的周期性变化规律。 2.认识元素周期律的本质。掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系。 3.了解元素(主族和零族)原子结构、在周期表中的位置及其性质递变的规律。 【考纲解读】 本部分是物质结构模块考查的热点。一般是与必修中元素周期律知识相联系，考查主要集中在: 电离能和电负性。在研究考纲的基础上确定本模块的知识要点及复习对策: (1)理解电离能、第一电离能的含义，能够解释同周期元素第一电离能的变化规律，能够用第一电离能解释元素得、失电子难易程度; 【学法导航】 本节在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律. 对于电离能和电负性概念的复习，应理解电离能、电负性与元素性质间的关系。通过Na、Mg、Al的逐级电离能的数据寻找其中的规律并分析:Na、Mg、Al的电离能为什么会逐渐增大,Na、Mg、Al的逐级电离能数据为什么会出现突变,这与它们的化合价有何关系,等等。从而加深对电离能与元素性质关系的理解。

对于电负性概念的复习，可以通过引导对教科书中图表所列元素的电负性数据与元素性质间规律的探究，认识到:金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大;元素的电负性越小，元素的金属性越强，元素的电负性越大，元素的非金属性越强，电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。

要学会利用所给图表和数据进行加工处理、分析并总结出原子半径、第一电离能、电负性发生周期性变化的规律，要学会利用图表和数据分析、总结探索规律的思想方法解决问题。 【知识梳理】 一、元素周期律 1.核外电子排布的周期性变化。 2.元素主要化合价的周期性变化。 3.金属性与非金属性。 4.原子半径的周期性变化: ?电子层数:相同条件下，电子层数越多，半径越大。 ?核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 ?核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。 二、元素电离能与电负性 1.电离能变化规律 (1) 分类:第一电离能、第二电离能、第三电离能„„

(2) 第一电离能定义:42 转化为43 所需要的44___________。 (3) 元素的第一电离能变化规律: 同周期:左?右45 ; 同主族:上?下46 。

思考:图中哪些元素的第一电离能出现异常,为什么,

3 (4) 应用: 思考:为什么原子的逐级电离能越来越大,这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系, Na Mg Al 电

一 496 738 578 离

二 4562 1451 1817 能

三 6912 7733 2745 四 9543 10540 11575 2.电负性的变化规律

(1) 提出:电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由美国的化学家莱纳斯?鲍林于1932年提出。它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力，称为相对电负性，简称电负性。元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强。 (2) 定义:电负性是用来描述不同元素原子47___________________________物理量。 (3) 电负性的变化规律

同一周期，主族元素的电负性48_____________，表明49_______________增强;同一主族，元素的电负性50_________________，表明其51______________逐渐减弱(非金属性、氧化性)。 电负性最大的元素是位于周期表52______的53______，电负性最小的元素是位于周期表54 。 (4) 电负性的应用 a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素;<1.8，金属元素)。 b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键;<1.7，共价键)。

c.判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)。 d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱)。 3.对角线规则:位于55 角和56 角的元素性质相似。如:Li与Mg，Be与Al，B与Si。 完成:查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。