复习题教学实录与评析

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化学选修3第一章第二节学案第一章

原子结构与性质

第二节 原子结构与元素的性质 （第2课时）

主编人：张海燕 审核人：张海燕

【学习目标】1．掌握元素的电离能、电负性的涵义及变化的规律。

2．掌握主族元素的电离能的变化与核外电子排布的关系。

3．掌握电离能、电负性与元素性质的关系。

【基础知识导航】

一、元素周期律和原子半径

1、元素周期律

元素的性质随____递增发生_____,称为元素周期律。

2、元素半径

原子半径的大小取决与两个_____的因素：一是______,另一个因素是______.电子的能层越多，电子之间的_____将使原子的半径______;而核电核数越大，核对电子的______也就越大，将使原子的半径_____。这两个因素综合的结果使各种元素大的半径发生递变。

3、微粒半径的比较规律

1) 在中学要求的范畴内可按“三看”规律比较微粒半径的大小

“一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

2)

判断微粒半径大小的规律

(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。

(2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。

(3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径。

＋2－如r(Na)

(4)能层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小。

2－－＋2＋如r(S)>r(Cl)>r(K)>r(Ca)。

(5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大。

2＋3＋＋2＋如r(Fe)>r(Fe)，r(Cu)>r(Cu)。

二、电离能

1、概念：______电中性______原子失去一个电子转化为气态______所需要______叫做第一电离能。单位是 。

2、逐级电离能：元素气态基态一价正离子再失去一个电子形成气态基态二价正离子时所需的最低能量称为元素的第二电离能(I2)。第三、四电离能依此类推，同一原子的逐级电离能越来越大，即I1

3、元素的第一电离能的变化规律

每个周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电离能______，最后一种元素（稀有气体）的第一电离能_____,即同元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现_____的趋势。同族元素从上到下电离能呈现_____的趋势。

4、电离能的应用

(1)确定元素核外电子的排布

如Li：I1≪I2

最外层上只有一个电子。

(2)确定元素在化合物中的化合价

如K元素I1≪I2

(3)判断元素的金属性、非金属性强弱

I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性就越强。

三、电负性

1、键合电子和电负性的含义：

元素相互化合，可理解为原子之间产生_____,形象的叫做化学键，原子中用于_____的电子称为___电子。电负性的概念是由_____国化学家______提出的，用来描述不同元素的原子对_____的大小，电负性越大的原子对_____的吸引力________. 2、电负性的标准及变换规律：

以氟的电负性为_____和锂的电负性为______作为相对标准，得出各元素的电负性。同周期从左到右，元素的电负性______,同主族从上到下元素的电负性_______. 3、应用：

电负性的大小可作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度。金属性的电负性一般_____,电负性越小，金属性_____,非金属性的电负性一般_____,电负性越大，非金属性______,位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在______左右，它们既有_____性，又有_____性。

4、对角线规则：元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如，

处于对角线的Li与_____、Be与_____、B与_____及其化合物性质相似。

【合作与交流】

1、元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？

2、碱金属的第一电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？周期表中同周期主族元素从左到右（例如钠镁铝），原子的逐级电离能为什么越来越大？

3、电负性是以锂的电负性为1和氟的电负性为4为标准得出个元素的电负性，那么有元素的电负性大于4或是小于1的吗？你能解释这种现象吗？

【训练与反馈】

1、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是(

) A．CaF2

B．MgI2

C．BaI2

D．KBr 2、有短周期A、B、C、D 4种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子具有相同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数大于B离子，则这4种元素电负性顺序正确的是(

) A．A>B>C>D

B．D>C>B>A 第

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化学选修3第一章第二节学案C．C>D>B>A

D．A>B>D>C 3、不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如下图表示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。

补充内容：电负性的周期性变化及应用

1．电负性的周期性变化

同一周期从左到右，电负性递增；同一主族，从上到下，电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势，如下图所示。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。

(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是__________________。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。

(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填写编号)。

①E(砷)>E(硒)

②E(砷)E(硒)

④E(溴)

(4)10号元素E值较大的原因是________________________________________________。

＋＋－－4、已知元素周期表短周期元素的离子W3、X、Y2、Z都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是(

) －－＋＋A．离子的半径：Y2>Z>X>W3

B．原子半径：Y

D．氢化物的稳定性：H2Y>HZ 5、一个价电子排布为2s22p5的原子，下列有关它的描述正确的是(

) A．电负性最大

B．原子序数为7 C．第一电离能最大

D．原子半径最大

6、下列各组元素各项性质比较正确的是(

) A．第一电离能：O>S>Se

B．电负性：F>N>O C．最高正价：F>S>Si

D．原子半径：P>N>C 【集成与体会】

答案：1、D 2、C 3、B 4、A

特别提示：一般不讨论稀有气体元素的电负性。

2．电负性的应用

(1)判断金属性、非金属性的强弱

电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。

一般电负性小于1.8的元素为金属元素，电负性大于1.8的元素为非金属元素。电负性最大的元素为氟，电负性最小的元素为铯。而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

(2)判断元素的化合价

①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，H的电负性数值大，显负价，Na显正价。

(3)判断化学键的类型

一般认为：

①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物。如NaCl中，钠为0.9，Cl为3.0，电负性差值为3.0－0.9＝2.1>1.7，NaCl为离子化合物。

②如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。如HCl，氯的电负性为3.0，氢的电负性为2.1，电负性差值为3.0－2.1＝0.9<1.7，HCl为共价化合物。

特别提示：电负性差大于1.7的并不都是离子化合物，如HF，H的电负性为2.1，F的电负性为

4.0，电负性差值为4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF为共价化合物，而电负性小于1.7的并不都是共

价化合物，如NaH，Na的电负性为0.9，电负性差值为2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH为离子化

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合物。应注意这些特殊情况。

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