《元素性質(zhì)的遞變規(guī)律》學(xué)案2(蘇教版選修3)

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1、元素性質(zhì)的遞變規(guī)律【學(xué)海導(dǎo)航】元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化，這個(gè)規(guī)律叫做元素周期律。一、原子核外電子排布的周期性根據(jù)元素原子的外圍電子排布的特征，可將元素周期表分成五個(gè)區(qū)域：s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、f區(qū)。二、元素第一電離能的周期性變化1定義：從氣態(tài)的基態(tài)原子中移去一個(gè)電子變成+1價(jià)氣態(tài)陽離子所需的最低能量，稱為第I電離能。常用符號Ii表示。MgM+g+e,+1價(jià)氣態(tài)陽離子移去一個(gè)電子變成+2價(jià)氣態(tài)陽離子所需的最低能量，稱為第n電離能。依次類推。元素的第一電離能越小，表示它越容易失去電子，即該元素的金屬性越強(qiáng)。2、影響電離能的因素電離能的大小主要取決于原子的核電荷、原子半徑及

2、原子的電子構(gòu)型。一般說來，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小，電離能越大。另外，電子構(gòu)型越穩(wěn)定，電離能也越大。3. 電離能的周期性變化同周期中，從左向右，核電荷數(shù)增大，原子半徑減小，核對電子的吸引增強(qiáng)，愈來愈不易失去電子，所以I總的趨勢是逐漸增大。但有些元素如Be、MgN、P等的電離能比相鄰元素的電離能高些，這主要是這些元素的最外層電子構(gòu)型到達(dá)了全充滿或半充滿的穩(wěn)定構(gòu)型。同主族元素自上而下電離能依次減小。但在同一副族中，自上而下電離能變化幅度不大，且不甚規(guī)那么。4. 電離能與價(jià)態(tài)之間的關(guān)系失去電子后，半徑減小，核對電子引力大，更不易失去電子，所以有：I1I2I3丨4.，即電離能逐級加大三、元素電負(fù)性的

3、周期性變化1、定義：電負(fù)性：表示一個(gè)元素的原子在分子中吸引電子的能力元素的電負(fù)性越大，表示原子吸引成鍵電子的能力越強(qiáng)，該元素的非金屬性也就越強(qiáng)；電負(fù)性越小，該元素的金屬性越強(qiáng)。規(guī)定：氟原子的電負(fù)性約為4.0，其它原子與氟相比，得出相應(yīng)數(shù)據(jù)一般情況下：金屬的電負(fù)性1.8（此分界為經(jīng)驗(yàn)判斷，不是絕對的!）而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬如GeSb等的電負(fù)性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。2、電負(fù)性數(shù)據(jù)應(yīng)用：11.判斷元素金屬性和非金屬性.一般以電負(fù)性值1.8為判斷標(biāo)準(zhǔn).,大于1.8一般為非金屬，電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)；小于1.8一般為金屬，電負(fù)性越小，金屬性越強(qiáng).2可用來預(yù)估化合物中

4、化學(xué)鍵類型，假設(shè)形成化合物的兩種原子電負(fù)性相差1.7為離子鍵,S因p電子構(gòu)型為3s23p3,3p軌道半充滿；而S的電子構(gòu)型為3s23p4，失去一個(gè)電子成為3s23p3的較穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。MgAIMg參失去的是3s電子，而Al失去的是3p電子；E3sRbSr的核電荷比Rb多，半徑也比Rb小。其次Sr的5s2較穩(wěn)定。ZnCuZn的核電荷比Cu多。同時(shí)Zn的3d軌道全充滿，4s軌道有全充滿；Cu的4s軌道半充滿。失去一個(gè)電子后為3d104s穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。例2:以下列圖表示元素X前五級電離能的對數(shù)值，試推測X可能是那些元素._解析：此題考察對圖形的分析，要注意圖中縱坐標(biāo)的標(biāo)度是對數(shù)值，因此X元素的第二和第三電離

5、能之間有突變，乂說明它有兩個(gè)電子容易電離，所以它是第二主族元素。圖x中標(biāo)出5個(gè)電子的電離能值，因此它不可能是Be,因?yàn)锽ex原子總共只有4個(gè)電子，綜合分析，X可能是MgCa、Srx或Ba。例3、有A,B,C,D四種元素。其中A為第四周期元素，與D可形成1:1和1:2原子比的化合物。B為第四周期d區(qū)元素，最高氧化數(shù)為7。C和B是同周期元素，具有相同的最高氧化數(shù)。D的電負(fù)性僅次于F。給出四種元素的元素符號，并按電負(fù)性由大到小排列之。解析：0的電負(fù)性僅次于F,與第四周期的鉀可以形成K2OK2Q化合物，由“B為第四周期d區(qū)元素，最高氧化數(shù)為7可推知B為Mn,C為第四周期第七主族的元素，即為Br。綜上所

6、述，A為K,B為Mn,C為Br,D為O。其電負(fù)性由大到小的順序?yàn)椋篛BrMnK.習(xí)題精煉一、選擇題每題有12個(gè)選項(xiàng)符合題意1.以下用核電荷數(shù)表示出的各組元素，有相似性質(zhì)的是（）A.1和2B.6和14C.16和17D.12和242、以下各組兀素中，有-組兀素原子的第一電離能分別為1086kJ/mol,1402kJ/mol和1313kJ/mol。該組兀素為A.C、N、OB.F、Ne、NaC.Be、B、CD.S、Cl、Ar3、以下四兀素：CNFO,電負(fù)性由大而小的順序?yàn)锳BCD4以下表達(dá)正確的選項(xiàng)是A.同周期元素的原子半徑以VIIA族的為最大B.在周期表中零族元素的電負(fù)性最大C.IA族元素的原子，其

7、半徑越大第一電離能越小.所有主族元素的原子形成單原子離子時(shí)的最高價(jià)數(shù)都和它的族數(shù)相等關(guān)于非金屬元素N、O、Cl、S、P的表達(dá)，正確的選項(xiàng)是A.電負(fù)性最小的是0.其單質(zhì)均由雙原子分子構(gòu)成SD.每種元素僅生成一種氫化物ns2,n2mg它的氧化物中所含質(zhì)子的物質(zhì)的量是A.m(A-n+8)molA16C.第一電離能最小的是6.某元素原子的價(jià)電子結(jié)構(gòu)為其陽離子的核內(nèi)中子數(shù)為n,質(zhì)量數(shù)為A,那么B.(A-n+10)molA16C.(A-n+2)molD.7.關(guān)于氮族元素用Rm(A-n+6)molA表的以下確的選項(xiàng)是A.第一電離能比同周期的氧族元素大B.氫化物的通式為RHC.電負(fù)性由上到下遞增D.第一電離能

8、由上到下遞增第三周期某主族元素的原子，在同周期中它的第一電離能僅大于正確Na,以下關(guān)于此元素的是達(dá)A. 該元素的單質(zhì)能在CO中燃燒B. 該元素的氫氧化物具有兩性C. 原子半徑比鈉的原子半徑大D. 1mol該元素的單質(zhì)可與酸反響產(chǎn)生.關(guān)于IA族和IIA族元在同一周期中，IA族元素的第一電離能比IIA族的高他們的電負(fù)性數(shù)值都為負(fù)值IIA族元素的電負(fù)性比同周期IA族的高在同一周期中，IA族元素的最高價(jià)氧化物的水化物堿性比二、填空和簡答：10、某元素的電離能kJ/mol11=57712=182013=274014=1160015=1480017=2340018=27500，試推測該元素原子最外層有幾個(gè)

9、電子。11. 1932年美國化學(xué)家鮑林首先提出了電負(fù)性的概念，下表給出的是原子序數(shù)小于種元素的電負(fù)性數(shù)值：請仔細(xì)分析，答復(fù)以下有關(guān)問題：1周期表中電負(fù)性最大的元素應(yīng)為;估計(jì)鈣元素的電負(fù)性的取值范圍2據(jù)表中的所給數(shù)據(jù)分析，同主族內(nèi)的不同元素X的值變化的規(guī)律是;簡述元素電負(fù)性X的大小與元素金屬性、非金屬9、A.B.C.D.性之間的關(guān)系3試推斷AlBr3中形成的化學(xué)鍵的類型為1molH2素的以下法中正確的IIA族的強(qiáng)，其理由是選項(xiàng)是16=1840020的16XE硒E砷E硒E溴E硒估計(jì)1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個(gè)電子所需能量E值的范圍：E(4)10號元素E值較大的原因是I、B2、A3、C4、C5、C6、A7、AB8、B9、CD10、3F0.8X1.2從上向下，X值減小元素電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)，金屬性越弱；反之亦然共價(jià)鍵因?yàn)锳ICI3中Cl和Al的電負(fù)性差值為1.5，而Br的電負(fù)性小于Cl，所以AIBz中兩元素的電負(fù)性差值小于1.5。121隨著原子序數(shù)增大，E值變小周期性23419738填E鉀、E鎂也給分410號元素是氖。該元素原子的最外層電子排布已到達(dá)8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。