高中化学选修三第一章第二节原子结构与元素的性质第二课时合编.ppt

* 已学过的元素周期律知识回顾 1、元素原子半径变化规律 R减小 R增大 注：稀有气体不做比较 2、金属性与非金属性 3、元素的金属性与非金属性递变规律 什么是电离能？ 电离能有何用途？ 2.电离能（I） (定义见教材P17) M（g）-e- → M +（g） I1　　 一般 I3 I2 I1 电离能衡量原子的失电子能力 M +（g）-e- → M 2+（g） I2 价电子构型与电离能I1 He电离能最大 Li Na K Rb Cs 2.电离能（I） 不同元素的电离能有何递变规律？ 同主族：价电子构型同，r增大，I 减小； 同周期： Z*增加, r减小,I总体增大 (碱金属最小，稀有气体最大)。 价电子构型与电离能I1 Na Mg Al S P Cl 2.电离能（I） 半满 全满 1S22S2 1S22S22P3 1S22S22P6 电离能有何意义？ 电离能是原子核外电子排布的实验佐证。 全满、半满较稳定， I较大。 电离能I 主要决定于Z*、 r、价电子构型。 8、下列各组原子中，第一电离能前者大于后者的是(　　) A．S和P B．Mg和Al C．Na和Mg D．Ne和He B 【练习】、某元素的各级电离能(kJ·mol－1)分别为740、1 500、7 700、10 500、13 600、18 000、21 700，当它与氯气反应时最可能形成的阳离子是(　　) A．X＋　 B．X2＋ C．X3＋ D．X4＋ B 什么是电负性？ 3.电负性x 在化学键中原子对键合电子吸引能力的大小，称为元素的电负性。通常以符号X表示。其值是相对的，无单位。 键合电子： 原子用以形成化学键的电子。 电负性： 规定：F ?=4.0 Li ?=1.0 电负性有何用途？ 比较元素金属性和非金属性相对强弱。 x大，得e-能力强，非金属性强; x小，失e-能力强，金属性强. 不同元素的电负性有何递变规律？ 同周期：x左右递增; 同族：x上下递减。 13、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是（ ） A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B．第一电离能可能Y小于X C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性 D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX C 电负性有何意义？ 反映了原子间的成键能力、成键类型、成键后分子极性的大小. 一般: 金属x1.8, 非金属x1.8; Δx1.7, 成离子键;Δx1.7, 成共价键。 20、在下列空格中，填上适当的元素符号： (1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是___。 (2)在元素周期表中，电负性最大的元素是___，电负性最小的元素是___。 (3)最活泼的金属元素是_______；最活泼的气态非金属原子是_______。 (4)第二、三、四周期原子中p轨道半充满的元素是_____、______、________。 重点知识梳理 一.原子结构与元素周期表 ⑴观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外) 的开头元素均是______，它们的价电子构型为___； 每一周期结尾元素均是________，它们的价电子构型为________(第一周期除外)。 ⑵周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的_____ ⑶通常把“构造原理”中能量接近的________划分为一个能级组。 碱金属 ns1 稀有气体 ns2np6 能层数 原子轨道 重点知识梳理 二.元素周期律 ______性质随_______的递增发生周期性变化，称为元素周期律。 1.原子半径. r的大小取决于___、_______两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_____；Z越大，则核对电子的引力越大，使原子半径______。 2.电离能. ⑴概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的_____叫做电离能，用符号__表示，单位是_______。⑵第一电离能：处于基态的气态原子生成___价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号___表示。 元素的 原子序数 Z 能层数 增大 减小 能量 I kJ/mol +1 I1 重点知识梳理 2.电离能. ⑶意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子_____电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易_____电子，即元素在气态时的____性越强。⑷I变化规律：同周期，左右总体呈_____趋势，_____元素的I1最小，