化学选修三元素周期律共15页

(3)同元素。 ①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。 某原子与其离子半径比较,其阴离子半径大于该原子半径,阳离 子半径小于该原子半径。 如:r(Na+)<r(Na);r(Cl-)>r(Cl)。 ②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。 带电荷数越多,粒子半径越小。 如:r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 (4)同结构——“序大径小”。 ①规律:电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小。 ②举例:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
一、原子核外电子的排布 1.电子层的划分 (1)核外电子的能量及运动区域。
(2)电子层及其与能量的关系。
各电 序号(n)
1 2 3 4 5 67
子层 符号
K L M N O PQ
(由内 与原子核的距离 由近到远
到外) 能量
由低到高
2.核外电子的排布规律 电子总是尽可能先从内层排起,当一层充满后再填充下一层。
2.粒子核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图:表示原子的核电荷数和核外电子在原子核外 各电子层排布的图示。 如Na原子的原子结构示意图为:
(2)离子结构示意图。 离子结构示意图中各符号与原子结构示意图含义一样,但注意原 子结构示意图中质子数等于核外电子数,而离子结构示意图中质子 数与核外电子数不相等。 如Cl-:
逐渐减弱 逐渐增强
项目
同周期(从左至右) 同主族(从上到下)
非金属气态 氢化物
形成的难易 程度
难→易
稳定性 逐渐增强
易→难 逐渐减弱
元素金属性

化学 · 选修3
原子结构与元素性质
原子结构与元素周期表
知识回第顾2 页
回忆 1．元素周期表共有几个周期、几个主族、几个副族？ 思考 2．Ⅷ族在元素周期表中占几列？ 7个主族
7个副族
7
个
周 期
Ⅷ族
占三列
原子结构与元素周期表
知识回第顾3 页
元素周期表结构
短周期（第一，二，三周期，2，8，8） 周
7个横行
1、元素周期律 元素性质随核电荷数递增发生 周期性的递变
2、实质
……
问题导第学15 页
元素周期律
总结感第悟16 页
1、元素周期律 元素性质随核电荷数递增发生 周期性的递变
2、实质 核外电子排布的周期性变化
3、元素性质内涵： 原子半径、化合价、金属性和非金属性、电离能、电负性等。
元素周期律
问题导第学17 页
738 145577 1817 2745 11578
元素周期律
习题导第学29 页
1．(2013·浙江节选)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能 数据如下：
电离能 I1 I2
I3
I4 …… 突变点
Im/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 578 …… 最外层3个电子
习题导第学11 页
例．外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中的位置是( D )
第六周期 A．第四周期ⅦB族 B．第五周期ⅢB族
C．第六周期ⅦB族 D．第六周期ⅢB族 5d和6s上电子之和为3，第Ⅲ B族
原子结构与元素周期表
小结
短周期
周期
元
长周期
素 周
主族
期
族
副族

表中位置
同位素－化学性质相同
元素性质
相似性 同主族
递变性（从上至下，弱，非金属性增强）
2021
5
课堂练习
1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素的
原子序数是( D )
A、只有x+1 B、可能是x+8或x+18 C、可能是x+2 D、可能是x+1或x+11或x+25
其排布式为[Ar]3d54s2，
由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故 该元素是第四周期ⅦB族。
2021
19
(四)原子的电子构型和元素的分区
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
周期序数 = 电子层数（能层数）
2021
3
主族： ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 共七个主族
副族： ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
族
共七个副族
（纵行） 第VIII 族：
三个纵行(8、9、10）， 位于Ⅶ B 与ⅠB中间
零族： 稀有气体元素
主族序数 = 最外层电子数 = 价电子数 = 最高正价数
2021
4
二、原子结构决定元素在周期表中的位置并决定性质 原子结构
原子序数= 核电荷数 周期数= 电子层数 主族序数=最外层电子数
电子层数 元素金属性、 最外层电子数 非金属性强弱
（主族）最外层电子数 = 最高正价
最外层电子数－8 = 最低负价
排布式 体
Li 3 2 1s22s1
[He] 2s1 10Ne
1s22s22p6
Na 11 3 1s22s22p63s1 [Ne]3s1 18Ar ……3s23p6

电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 键合电子 吸引力 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 越大 。 (2)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素

原子半径的周期性变化
元素主要化合价的周期性变化
（3）实质：元素性质周期性变化是
元素的原子核外电子排布的周期性变化
的必然结果。
讨论：
比较Na与Na+的半径大小
Na
+11 2 8 1
Na+
+11 2 8
答案：半径 Na > Na+
讨论：
比较Cl-与Cl的半径大小
Cl
+17 2 8 7 +17
Cl2 8 8
答案：半径 Cl- > Cl
总结1： 阴阳离子与其原子半径大小比较：阳离子 因电子层数比对应的原子少，所以阳离子 半径小于其原子半径；阴离子则大于其原 子半径。
思考：
比较Fe、Fe2+与Fe3+的半径大小 答案：半径 Fe > Fe2+ > Fe3+
讨论：
1. 比较Na+与Mg2+半径大小
Na+
1、核外电子排布的周期性变化:
随着元素原子序数的递增，元素原子 的核外电子排布呈周期性变化。
原子序数 元素名称 元素符号
1 氢 H 0.037 3 锂 Li 0.152 11 4 铍 Be 0.089 12 5 硼 B 6 碳 C 7 氮 N 8 氧 O 9 氟 F
2 氦 He
原子半径 (nm)
强碱 中强碱
两性氢 弱酸 氧化物
中强酸 强酸
最强酸
金属性和非 金属性递变 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
判断元素非金属性强弱的方法:
1、单质与氢气生成气态氢化物的难易程度 以及氢化物的稳定性
2、最高价氧化物的水化物的酸性强弱

答案:C
阅读思考
自主检测
课前预习案 新知导学
4.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
。
(4)最活泼的气态非金属原子是
。
(5)第二、三、四周期原子中p能级半充满的元素是
提示:电负性最大的元素在元素周期表的右上角(即第二周期第 ⅦA族的氟元素),电负性最小的元素在元素周期表的左下方(即第 六周期第ⅠA族的铯元素,放射性元素除外)。
(2)已知K、Al、Cl的电负性分别为0.8、1.5、3.0,则KCl、AlCl3 中的化学键类型是什么?
提示:K、Cl的电负性之差为2.2>1.7,故K、Cl形成离子键;Al、Cl 的电负性之差为1.5<1.7,故Al、Cl形成共价键。
任务一、阅读教材第16~17页“原子半径”,回答下列问题: 1.影响原子半径的主要因素有哪些?如何影响? 提示:影响因素:一是电子的能层数,二是核电荷数。能层越多,电 子之间的负电排斥使原子的半径增大;而核电荷数越大,核对电子 的引力就越大,使原子的半径减小。 2.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?同主族元素原子半径从上到下的变化趋势如何? 提示:同周期主族元素原子半径从左到右依次减小,同主族元素 原子半径从上到下依次增大。
答案:(1)Na Ar (2)F Cs (3)Cs (4)F (5)N、P、As
重点难点探究 重要考向探究
课堂探究案 答疑解惑
探究问题 1.(1)同周期(或同主族)元素(稀有气体除外),随原子序数的递增, 原子半径如何变化? 提示:随着原子序数的递增,同周期元素原子半径逐渐减小,同主 族元素原子半径逐渐增大。

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第二课时 元素周期律
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知识梳理
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典例透析
5.电负性 (1)键合电子与电负性:元素相互化合时,原子中用于形成化学键 的电子称为键合电子。电负性用来描述不同元素的原子对键合电 子吸引力的大小。 (2)电负性的意义:电负性越大的原子,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4.0和锂的电负性为1.0作 为相对标准。 (4)电负性的变化规律:同周期,从左到右,元素的电负性逐渐变大; 同主族,从上到下,元素的电负性逐渐变小。
第二课时 元素周期律
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1.能记住元素电离能、电负性的定义。 2.能说出元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周 期性变化规律。 3.具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
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第二课时 元素周期律
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注意:稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他元素原子半径 的测量标准不同,不作比较。
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二、正确理解电离能的变化规律 1.第一电离能 (1)每个周期的第一种元素(氢或碱金属)第一电离能最小,稀有气 体元素原子的第一电离能最大,同周期自左至右,元素的第一电离 能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
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第二课时 元素周期律
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典例透析
(4)对同一种元素来说,原子半径>阳离子的半径,如r(Na)>r(Na+); 原子半径<阴离子的半径,如r(Cl)<r(Cl-)。

• d)单质与盐溶液的置换反应，非金属性强的 单质可以置换非金属性弱的单质。
-
228
第二十八页，共七十二页。
周期表与周期律
短周期
IA
元元素素素周周性期期质表表周意概期义念律
主族零族
0
1 H IIA
副族 第VIII族 2 Li Be 金属 非金非金属 3 Na Mg
非金属性逐渐增强
IIIB IVB VB VIB VIIB
本质：元素性质的周期性变化是原子核外电 子排布周期性变化的必然结果
-
220
第二十页，共七十二页。
原子的核外电子排布
-
221
第二十一页，共七十二页。
原子半径
-
22
第二十二页，共七十二页。
原子半径的变化规律：
同周期主族元素从左到右，原子半径（ 逐渐）减小 同主族元素的原子半径从上到下（ 逐渐增）大
7周期 ⅣB族
6周期 ⅡB族
5周期 ⅠB族
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第十二页，共七十二页。
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113
第十三页，共七十二页。
原子结构 元素周期表
1、同周期第ⅡA-----ⅢA原子序数之差
• 第2、3周期是1
• 第4、 5周期是10 +1=11 • 第6、7周期是10+1+14=25
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第十四页，共七十二页。
2He 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn
10Ne
三 11Na 1s22s22p63s1 18Ar
四 19K [Ar]4s1
36Kr
五 37Rb [Kr]5s1
54Xe
六 55Cs [Xe]6s1
86Rn
七 87Fr [Rn]7s1

[答案] C
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2．已知短周期元素的离子 aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子 层结构，则下列叙述正确的是( )
A．原子半径：A＞B＞D＞C B．原子序数：d＞c＞b＞a C．离子半径：C3－＞D－＞B＋＞A2＋ D．元素的第一电离能：A＞B＞D＞C
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C [A2＋、B＋、C3－、D－这 4 种离子具有相同的电子层结构，则在元 素周期表中的位置为：
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(2)衡量标准 电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对 标准，得出了各元素的电负性。 (3)递变规律(稀有气体不计) ①同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大 ； ②同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。
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(4)应用：判断金属性、非金属性强弱。 强
6．核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。例： 比较 r(K＋)与 r(Mg2＋)可选 r(Na＋)为参照：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
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1．下列有关微粒半径的大小比较错误的是( )
A．K＞Na＞Li
B．Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
C．Mg2＋＞Na＋＞F－
D．Cl－＞F－＞F
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电离能及其应用 1.第一电离能(I1)的变化规律 (1)同周期元素第一电离能的变化规律呈现的是一种趋势，ⅡA 族和 ⅤA 族元素会出现反常变化，通常同周期ⅡA 族元素的第一电离能比ⅢA 族元素高，ⅤA 族元素的第一电离能比ⅥA 族元素高，这是因为ⅡA 族、 ⅤA 族元素原子的价电子排布式分别是 ns2、ns2np3，np 能级是全空或半 充满状态，原子较稳定，第一电离能较大。 (2)同主族元素的第一电离能，从上到下，逐渐减小。

①Cl<Cl－<Br－ ②F－<Mg2＋<Al3＋
③Ca2＋<Ca<Ba ④S2－<Se2－<Br－
A．①和③
B．①和②
C．③和④
D．①和④
【解析】 同种元素：阳离子半径<原子半径<阴离子半径， 则半径：Cl<Cl－，Ca2＋<Ca。①Cl－、Br－的最外层电子数相同，电 子层数依次增多，所以离子半径：Cl－<Br－，①正确；②Al3＋、Mg2 ＋、F－的核外电子排布相同，核电荷数依次减小，则离子半径： Al3＋<Mg2＋<F－，②错误；③Ca、Ba 的最外层电子数相同，电子层 数依次增多，则半径：Ca<Ba，③正确；半径应为 Se2－>Br－，④ 错误。
特别注意 粒子半径大小的比较要做到“三看”。一看电子层数，最外 层电子数相同时，层数越多半径越大；二看核电荷数，电子层数 相同时，核电荷数越多半径越小；三看电子数，前两项均相同时， 电子数越多半径越大。
二、元素的电离能 1．第一电离能 (1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小， 稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的 第一电离能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
－2e－ 3．M(g)――→M2＋所需的能量是否是其第一电离能的 2 倍？ 【提示】 应远大于其第一电离能的 2 倍。因为首先失去的电 子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级较 低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而 使电离能越来越大。
三、电负性 1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子 元素相互化合时，原子中用于形成__化__学_键___的电子。 (2)电负性 用来描述不同元素的原子对_键__合__电_子__吸引力的大小。电负性 越大的原子，对__键__合_电__子____的吸引力___越__大_____。