高中化学 《原子结构与元素的性质》学案二 新人教版选修.doc

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1、原子结构与元素的性质第2课时元素周期律学案[目标要求]　1.理解电离能和电负性的概念。2.掌握元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化。3.会运用“位置、结构、性质”三者之间的关系解决实际问题。复习旧知识一、半径比较1.原子半径的大小取决于两个因素：一是电子的能层数，另一个是__________。同主族元素随着原子序数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐__________。同周期元素电子能层数相同，从左往右__________逐渐增大，原子半径逐渐__________。阅读教材P17，回答学与问。从电子之间的负电排斥和核电荷数对电子的引力分析。2.原子失电

2、子变成阳离子，半径_______；原子得电子变成阴离子，半径_______。举例：NaNa+ClCl-3.核外电子排布相同的离子（上一周期的阴离子和下一周期阳离子），随着核电荷数的增多，离子半径逐渐_______。举例：N3-O2-F-Na+Mg2+Al3+三、电离能1．概念_____________原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的____________叫做第一电离能。2．元素第一电离能的意义衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值________，原子越容易失去一个电子。3．元素第一电离能的变化规律(1)同周期元素而言，_____第一电离能

3、小，______第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势.(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐________。理解：气态电中性原子失去一个电子转化为一价气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

4、是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，原因磷的第一电离能比硫的大，原因总结：第_______族、第_______族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。（4）Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。四、电负性

5、1．键合电子与电负性元素相互化合时，原子中用于形成__________的电子称为键合电子。电负性用来描述不同元素的原子对____________吸引力的大小。2．电负性的意义电负性________的原子，对键合电子的吸引力越大。3．电负性大小的标准以氟的电负性为________和锂的电负性为________作为相对标准。4．电负性的变化规律①同周期，从左到右，元素原子的电负性____________。②同主族，从上到下，元素原子的电负性____________。5．电负性的应用判断元素的金属性和非金属性的强弱。金属的电负性一般__________，非金属的电负性一般_

6、_________，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__________，它们既有__________，又有__________。补充：电负性相差很大（一般ΔX＞1.7），的元素相互化合通常形成离子键。如NaCl电负性相差不大（一般ΔX＜1.7）的两种非金属元素相互化合时，通常形成共价键。如HCl五、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”请查阅电负性表给出相应的解释？举例：Be(OH)2的性质和Al(OH)3相似是两性氢氧化物：试写出Be(OH)2与NaOH溶液的反应1．下列各组

7、元素中，原子半径依次减小的是(　　)A．Mg、Ca、BaB．I、Br、ClC．O、S、NaD．C、N、B2．下列各组元素性质递变情况错误的是(　　)A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正价依次升高C．N、O、F原子半径依次增大D．Na、K、Rb的失电子能力依次增强3．下列说法中正确的是(　　)A．第三周期所含元素中钠的第一电离能最小B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大C．在所有元素中，氟的第一电离能最大D．钾的第一电离能比钠的第一电离能大4．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规