高中化学人教版选修3第一章第二节ppt课件(PPT 114页)

1、第二节原子结构与元素的性质.第1页，共114页。元素周期律第2课时第1课时原子结构与元素周期表.第2页，共114页。一、元素周期表的结构周期短周期长周期第1周期：2 种元素第2周期：8 种元素第3周期：8 种元素第4周期：18 种元素第5周期：18 种元素第6周期：32 种元素（不完全周期）第7周期：26种元素镧57La 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素锕89Ac 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素周期序数 = 电子层数（能层数） （横行）复习回忆.第3页，共114页。 族主族：副族：A , A , A , A ,A , A , A 第VIII 族：稀有气体元素主族序数 = 最外层电子

2、数 = 价电子数 = 最高正价数（纵行） 零族：共七个主族B , B , B , B ,B , B , B 共七个副族三个纵行(8、9、10），位于 B 与B中间 .第4页，共114页。原子结构表中位置元素性质原子序数= 核电荷数周期数= 电子层数主族序数=最外层电子数同位素化学性质相同 相似性 递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）同周期同主族递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）电子层数最外层电子数元素金属性、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 = 最低负价二、原子结构决定元素在周期表中的位置并决定性质.第5页，共114页。1、某周期A族元素的原子序

3、数为x，则同周期的A族元素的原子序数是( ) 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 课堂练习D.第6页，共114页。碱金属原子序数周期电子排布式简化电子排布式稀有气体简化电子排布式Li3210NeNa11318ArK19436KrRb37554XeCs55686Rn写出原子的电子排布式：.第7页，共114页。思考：每周期的规律：碱金属原子序数周期电子排布式简化电子排布式稀有气体电子排布式Li3210NeNa11318ArK19436KrRb37554XeCs55686RnHe 2s1Ne3s1Ar4s1Kr5s1Xe6s11s22s

4、22p63s23p64s24p65s25p66s26p61s22s11s22s22p63s1.第8页，共114页。一、原子结构与元素周期表思考1： 以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？ 最外层电子排布从1个电子(ns1)到8个电子(ns2np6)呈周期性变化.结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。.第9页，共114页。价电子层：外围电子排布碱金属原子序数周期电子排布式价电子排布稀有气体价电子排布Li322s110Ne2s22p6Na1133s118Ar3s23p6K1944s136Kr4s24p6

5、Rb3755s154Xe5s25p6Cs5566s186Rn6s26p6每周期，电子排布最外层总是从1个到8个，元素从碱金属到稀有气体。.第10页，共114页。结论随着原子序数的增加，元素原子的外围电子层排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子层排布重复出现从ns1 到 ns2np6 的周期性变化。最外层电子数：从1到8 元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。.第11页，共114页。（一）元素周期系的形成(1)周期系的形成随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现_，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现_；这样形

6、成一个_，循环往复形成周期系。碱金属稀有气体周期(2)原因：_的周期性重复。原子核外电子排布一、原子结构与元素周期表.第12页，共114页。(二)原子的电子排布与周期的划分(1) 每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 _, 最外层电子排布为 _ 每一周期的最后一种元素都是 _ , 这些元素的最外层电子排布,都是_. 碱金属ns1稀有气体ns2np6(2) 周期序数等于该周期中元素的_.能层数结论：随着核电荷数的增加，同周期核外电子的排布发生周期性的变化。.第13页，共114页。周期一二三四五六七八元素数目288181832 ？金属元素数目023141530 ？ 能否根据原子结构与各周期中元素

7、种数的关系分析元素周期系周期发展规律？思考2：50313226.第14页，共114页。随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋.第15页，共114页。1、写出每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布式？ns1 (n表示电子层数)第一周期：s2 其它周期：ns2np6 (n为电子层数)2、写出每个周期最后一个元素的最外层电子的排布式？科 学 探 究：P143、同族主族元素的价电子层有何规律？相同4

8、、同族过渡元素的价电子层有何规律？价电子层上的电子总数相等5、零族元素的价电子层有何规律？除氦外，其它相同.第16页，共114页。(三)原子的电子排布与族的划分 在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是相等的.主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数副族元素：大多数族序数 =（n-1)d+ns的电子数 = 价电子数 周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子可在化学反应中发生变化,这些电子称为价电子。外围电子排布.第17页，共114页。周期元素数目外围电子排布AAB族21S11S

9、28S122S22p1 52S22p618S123S23p1 53S23p618S12d183d104s124S24p1 54S24p632S124d1104d105s125S25p1 55S25p632S124f1145d1105d106s126S26p1 56S26p6.第18页，共114页。1、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。 其排布式为Ar3d54s2，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B族。课堂练习.第19页，共114页。 1.将元素周期表分成s区、p区、d区、f区和ds区的依据是什么？s区、d区、p区分

10、别有几个纵列？ 2.元素周期表中的区与族存在着什么样的关系？(四)原子的电子构型和元素的分区区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号.第20页，共114页。周期元素数目外围电子排布AA区B d区ds区p区族p区21s11s28s122s22p1 52s22p618s123s23p1 53s23p618s12d183d104s124s24p1 54s24p632s124d1104d105s125s25p1 55s25p632s124f1145d1105d106s126s26p1 56s26p6.第21页，共114页。（四）元素周期表的分区1、s区：特点：价电子数=主族序数=最外层电子数 并不

11、是所有价电子层为ns1或2的元素都在S区， He除外（它在p区）注意：除H外，都是金属元素含A与A共两族两列；价电子层为ns1或2(n1).第22页，共114页。2、p区：特点：价电子总数=主族序数（零族除外）注意：He在p区，但它无p电子含A至A及零族共六族六列；价电子层为ns2 np1-6(n2) ,以非金属元素为主.第23页，共114页。3、d区：特点：价电子总数=副族序数（所在的列序数）若价电子总数为8、9、10，则为族。 有元素在d区但并不符合(n-1)d1-9ns1-2规则，如：46Pd 4d10 。46 PdKr4d10 ,最大能层数是4，但是在第五周期。注意：均为金属元素；含B

12、至B和族共六族八列 （镧系和锕系属f区）；价电子层为(n-1)d1-9ns1-2说明： 核外电子的排布规律只是经验总结，并不是所有元素都一定符合。.第24页，共114页。4、ds区： 含B与B共两族两列； 价电子层为 (n-1)d10ns1或2价电子总数=所在的列序数特点：均为金属元素；且d轨道电子全充满，一般不参与化学键的形成。.第25页，共114页。5、f区： 包括镧系与锕系；价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2说明： 由于最外层电子数基本相同，(n-1)d电子数也基本相同，一般是(n-2)f的电子数不同，因此镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质也相似。.第26页，共11

13、4页。A 01AAAAAA2p区3s区BBBBBBB4d区ds区567镧系f区锕系元素周期表的五个分区.第27页，共114页。小结：分区与外围电子排布的关系s区p 区d 区ds 区元素分布（族）外围电子排布元素性质特点 区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族（过渡元素）主要含 区。IA、IIAns1-2金属元素非金属元素ns2np1-6IIIA0(n-1)d1-10ns1-2IIIBVIII金属元素金属元素IB、IIB(n-1)d10ns1-2d、ds、f P d、ds s、p .第28页，共114页。(1)S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。 IAIIA族,除H外，

14、其余为活泼金属。(2)p区元素：最外层电子构型从ns2np1ns2np6的元素。即IIIAVIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。原子电子构型和元素的分区(3)d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为12个，均为金属元素，性质相似。(4) ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为12个，均为金属元素 。(5)f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。小结：.第29页，共114页。1.为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？ s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。2.为什

15、么副族元素及VIII族又称为过渡元素？副族元素和VIII族处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。思考：.第30页，共114页。3.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。.第31页，共

16、114页。 已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？ 由于是A族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，电子排布式Kr4d105s25p4课堂练习属P区.第32页，共114页。元素的存在，是与原子结构的稳定性，特别是与原子核的稳定性有关。原子序数大于83（铋之后）的元素，都是放射性元素，而原子序数在92之后（超铀元素）的元素，是用人工方法合成的元素（Np、Pu在自然界中也有，但含量极微）。目前已公认了112号元素的合成方法。物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期系最后可能出现的是原子序数为175的元素。人工合

17、成的元素，将会完成第七周期（零族元素的原子序数应为118），并进入第八周期，甚至第九周期。在未来的第八、九周期中，原子中的电子依次填充新的能级5g能级和6g能级。依照已有的规律，可以推知g能级最多能容纳18个电子。由此可以预见，第八、九周期都将有50种元素，是超长周期。在这两个周期里，将有“超锕系”和“新超镧系”的5g6f和6g7f内过渡系(各为32种元素)。(五) 元素周期系的远景.第33页，共114页。形形色色的元素周期表.第34页，共114页。形形色色的元素周期表.第35页，共114页。形形色色的元素周期表.第36页，共114页。小 结1、原子的电子排布与周期的划分2、原子的电子排布与族

18、的划分主族元素：族序数 = 原子的最外层电子数 = 价电子数副族元素：大多数族序数 =（n-1)d+ns的电子数 = 价电子数3、原子的电子构型和元素的分区周期序数=能层数5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。一、原子结构与元素周期表.第37页，共114页。1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。 第四周期，B族。2.试确定32号元素在周期表中的位置。 第四周期，A族 3.判断处于第三周期，A族元素的价层电子结构、原子序数。 3s23p2，第14号元素课堂练习.第38页，共114页。 4.（08海南 1）HBr分子的电子式为（ ） A B.H+Br- C. DH

19、Br 5.（08海南14）根据元素周期表120号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 (1)属于金属元素的有 种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有 (填两种化合物的化学式)； (2)属于稀有气体的是 (填元素符号，下同)； (3)形成化合物种类最多的两种元素是 ； (4)第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外) ； (5)推测Si、N最简单氢化物的稳定性 大于 (填化学式)。A7K2O K2O2He Ne ArC HNaNH3SiH4.第39页，共114页。元素周期律第2课时.第40页，共114页。.第41页，共114页。（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径

20、逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； 原子结构和性质周期性变化减小减弱增强减弱减弱增强增强增强增大增强增强增强减弱减弱减弱减弱复习回忆.第42页，共114页。1能说出元素电离能、电负性的含义。2能应用元素的电离能说明元素的某些性质。3了解原子半径

21、、第一电离能、电负性的周期性变化。4了解元素的“对角线”规则，能列举实例予以说明。 .第43页，共114页。元素的性质随 的递增发生周期性递变的规律。核电荷数2原子半径(1)决定因素1元素周期律电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子半径增大核电荷数越大，原子核对电子的引力也就 ，原子半径就影响因素原子核电荷数电子的能层数越大越小原子半径.第44页，共114页。(2)变化规律.第45页，共114页。可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外电子数：当电子层数和核电

22、荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。规律：.第46页，共114页。原子半径(1)同周期元素，随着原子序数的递增，其原子半径逐渐减小。例：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。例：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Mg).第47页，共114页。离子半径(1)同种元素的离子半径：阴离子大于其原子，原子大于其阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl)r(Cl)，r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。例：r(O2)r(F)r(Ne)r(Na)r(Mg2)

23、r(Al3)(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。例：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)，r(O2)r(S2)r(Se2)r(Na)r(Mg2).第48页，共114页。1下列微粒半径大小比较正确的是_。(1)r (C)r (N)r (O)r (F)(2)r (F)r (Cl)r (Br)r (I)(3)r (O2)r (F)r (Na)r (Mg2)r (Al3)(4)r (K)r (Mg2)r (Ca2)(5)r (Fe)r (Fe2)r (Fe3)(6)r (Cl)r (Cl)答案：(3)、(5)、(6).第49页，共114页。1概念 原子失去一个电子转化为气态基态

24、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 。第一电离能数值 ，原子越容易失去一个电子。气态电中性基态最低能量难易程度越小（阅读课本18）.第50页，共114页。 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。用符号1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号2.第51页，共114页。？原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）思考与探究：观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：.第52页，共114页。(1)a、同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一

25、电离能呈现 的趋势。增大变小3元素第一电离能的递变规律(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐 。（第A元素和第A元素的反常现象如何解释？）b、第A元素A的元素；第A元素A元素A半充满、 A全充满结构.第53页，共114页。4、电离能的意义： 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。利用逐级电离能判断化合价 判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷.第54页，共114页。电离能的有关规律及其应用a每个周期的第一种元素(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，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势

26、。b同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。第一电离能(1)电离能的有关规律.第55页，共114页。a原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。b当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如表所示逐级电离能.第56页，共114页。钠、镁、铝的电离能(kJmol1)元素电离能NaMgAlI1496738578I24 5621 4511 817I36 9127 7332 745I49

27、 54310 54011 575.第57页，共114页。金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。例如，碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能分别为520 kJmol1、496 kJmol1、419 kJmol1、403 kJmol1、376 kJmol1，由此可知，气态锂原子最不易失去电子。但在溶液中锂原子的金属活动性却最强，其主要原因是锂原子形成水合离子时放出的能量最多。金属活动性顺序与相应的电离能的

28、大小顺序不一致.第58页，共114页。(2)电离能的应用判断元素原子核外电子的分层排布判断主族元素在元素周期表中的族序数、价电子数，进而确定其最高化合价。判断金属原子在气态时失去电子的难易。 这是由于层与层之间电离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七级电离能分别为(单位：kJmol1)：496、4 562、6 912、9 543、 13 353、16 610、20 114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1个电子。.第59页，共114页。2气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫

29、做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能(I2)，第三电离能(I3)下表是第三周期部分元素的电离能单元：eV(电子伏特)数据。元素I1/eVI2/eVI3/eV甲5.747.471.8乙7.715.180.3丙13.023.940.0丁15.727.640.7.第60页，共114页。下列说法正确的是()A甲的金属性比乙强B乙的化合价为1价C丙不可能为非金属元素 D丁一定为金属元素解析：由表格可知，甲的第一电离能小于乙，表明甲比乙易失去第一个电子，故甲的金属性比乙强，A项正确；表格中显示，乙失去第二个电子也较易，则乙的化合价可能为2价，选项B项不正确；对丙而

30、言失去电子较难，所以可能是非金属元素，C项不正确；对丁而言，失电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素，所以D项不正确。A.第61页，共114页。学与问：1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。看逐级电离能的突变。.第62页，共114页。化学键键合电子键合电子越大化学键

31、：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对 的吸引力 。（电负性是相对值，没单位）(2)电负性元素相互化合时，原子中用于形成 的电子。(1)键合电子1键合电子和电负性的含义.第63页，共114页。鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手搞.第64页，共114页。2衡量标准以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准，得出各元素的电负性。4.01.0.第65页，共114页。3递变规律同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐 ，表明其吸引电子的能力逐渐 。同一主族，元素的电负性从上到下呈现 趋

32、势，表明其吸引电子的能力逐渐 。增大增强减小减弱.第66页，共114页。4应用：判断金属性、非金属性强弱.第67页，共114页。电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。5、电负性的意义：.第68页，共114页。电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，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

33、既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。.第69页，共114页。(2)判断元素的化合价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。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。.第70页，共114页。(3)判断化学键的类型一般认为：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。如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。.第71页，共114页。电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。(4)判断化学键的极

34、性强弱 .第72页，共114页。6.元素“对角线”的规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。.第73页，共114页。如查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、

35、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。.第74页，共114页。3已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7.第75页，共114页。已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是 _。(2)判断下列物质是离子化合物还

36、是共价化合物？Mg3N2_；BeCl2_；AlCl3_；SiC_。.第76页，共114页。解析：元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。 答案：(1)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物 .第77页，共114页。金属单质与水或者与酸反应置换出氢气越容易 ，则金属性越强 金属元素最高价氧化物对应水化物碱性越强，则金属性越强金属单质

37、的还原性越强 ，则金属性越强金属阳离子氧化性越弱 ，则金属性越强元素的金属性和非金属性其中、可通过金属单质之间的置换反应表现，如：Zn+CuSO4=Cu+ZnSO4，还原性：ZnCu或氧化性：Cu2+Zn2+，可得出，金属性：ZnCu（1）元素金属性强弱判断依据：.第78页，共114页。非金属单质与氢气反应越容易 ，生成氢化物就越稳定 ，则非金属性越强非金属元素最高价氧化物对应水化物（指最高价含氧酸）酸性越强，则非金属性越强非金属单质的氧化性越强，则非金属性越强非金属阴离子的还原性越弱，则非金属性越强（2）元素非金属性强弱判断依据：其中、可通过非金属单质之间的置换反应表现，如：Cl2 +Na2

38、S=S +2NaCl，氧化性： Cl2 S或还原性：S2-Cl-，可得出，非金属性：ClS.第79页，共114页。核素-具有一定数目质子和一定数目中子的原子叫做核素 。例如：氢元素有三种核素（三种原子） H(H)、H(D)、同位素-同一种元素的不同核素（原子）之间互称为同位素。如H、D、TH(T)元素、核素、同位素的概念元素-具有相同质子数的一类原子的总称.第80页，共114页。123Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add y

39、our text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Your textClick here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add yo

40、ur text. Your textClick here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Click here to add your text. Your text要点习题.第81页，共114页。 (2011山东省实验中学高二质检)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

41、下列叙述正确的是()A原子半径ABDCB原子序数dcbaC离子半径C3DBA2D单质的还原性ABDC.第82页，共114页。思路指引：.第83页，共114页。A选项中，aA2、bB电子层结构相同，则A、B是同一周期元素且A在B的后面。根据同一周期元素原子半径的大小规律可知B的原子半径A的原子半径；同理可以推出C、D在A、B的上一周期，且C在D的前面，由此可得出A、B、C、D的原子半径大小为BACD，故A选项错；由A、B、C、D的相对位置，不难判断出它们的原子序数的关系为abdc，故B选项错；依据“电子层结构相同的离子，原子序数越大，半径越小”的规律来判断，C选项正确；同样由A、B在同一周期，随

42、着原子序数增大(B到A)，金属性逐渐减弱(BA)来判断，D选项错。答案：C.第84页，共114页。可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。.第85页，共114页。1下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是()ALiIBNaBrCKCl DCsF解析：碱金属离子半径：LiNaKCs；卤素离子半径：FClBrE(硒)E(砷)E(硒)E(溴)E(硒).第88页，共114页。(3)估计1 mol气态C

43、a原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_EE(硒)、E(溴)E(硒)。.第90页，共114页。(3)根据同主族、同周期规律可以推测：E(K)E(Ca)Al则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：OSH，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1；当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，电负性差值小于1.7为共价键，电负性差值大于1.7的为离子键。.第98页，共114页。答案：(1)HOAlSK(2)KO(3)负正(4)Al2O3、K2OH2O、SO2、SO3.第99页，共114页。(1)金属元

44、素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。(2)并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。.第100页，共114页。3(1)Be的电负性也为1.5则Be能否与强碱溶液反应？(2)比较O与Cl元素的非金属性强弱。答案：(1)Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应所以Be也能与强碱溶液反应。(2)O的电负性为3.5，Cl的电负性为3.0，所以非金属性：OCl。.第101页，共114页。.第102页，共114页。.第103页，共114页。1(2009山东高考)元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是()A同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性B第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数C短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构D同一主族的元素的原子，最外层电子数相