元素周期律-“黄冈杯”一等奖

元素周期律第一页，共五十页。目录微粒半径1电离能2电负性3第二页，共五十页。微粒半径第三页，共五十页。微粒半径

原子半径原子不考虑稀有气体同一周期（从左至右）依次递减（核大径小）同一主族（从上到下）依次递增第四页，共五十页。微粒半径

离子半径电子数相同核电荷数越大，半径越小（核大径小）核电荷数相同电子数越多半径越大如：Fe3＋<Fe2＋<Fe，Cl<Cl－，H＋<H<H－。如：K＋<S2-，O2->F－，Na＋>Mg2＋离子所带电荷数相同电子层数越多，半径越大第五页，共五十页。微粒半径“三看”比较微粒半径的大小“一看”微粒的能层数：能层数不同时，能层数越多，半径

。“二看”核电荷数：当微粒的能层数相同时，核电荷数越大，半径

。“三看”核外电子数：当微粒的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径

。越大越小越大r(Li)>r(Cl)第六页，共五十页。微粒半径1.下列关于微粒半径的说法正确的是A.电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B.核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同C.质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大D.原子序数越大，原子半径越大√第七页，共五十页。微粒半径2.下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是A.LiI B.NaBr C.KCl D.CsF解析碱金属离子半径：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Cs＋)；卤素离子半径：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)，显然，阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI。√第八页，共五十页。微粒半径C第九页，共五十页。微粒半径第十页，共五十页。微粒半径A第十一页，共五十页。电离能

失去核外电子的能力第十二页，共五十页。电离能

第一电离能概念：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最低能量叫做第一电离能。M(g)-e-→M+(g)元素第一电离能符号：I1元素第一电离能单位：kj/mol第十三页，共五十页。电离能

第一电离能意义：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越小，原子越

失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越

失去一个电子。容易难第十四页，共五十页。电离能

第一电离能的变化规律第十五页，共五十页。电离能

第一电离能的变化规律①同一周期，从左到右，总体上呈现逐渐增大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。②同一主族，自上而下，第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。第十六页，共五十页。电离能

第一电离能的变化规律Be:1s22s2

B:1s22s22p1N:1s22s22p3

O:1s22s22p4Mg:1s22s22p63s2Al:1s22s22p63s23p1P:1s22s22p63s23p3

S:1s22s22p63s23p4第十七页，共五十页。电离能

第一电离能的变化规律③具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大（其电离能均比同周期相邻元素大）。第一电离能Li<B<BeC<O<NNa<Al<MgSi<S<P

第十八页，共五十页。电离能

逐级电离能（In）Al(g)-e-→Al+(g)-e-→Al2+(g)-e-→Al3+

abc原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……第十九页，共五十页。电离能

逐级电离能（In）当电离能突然变大说明电子的能层发生变化同一能层中电离能相近不同能层中电离能有很大差距第二十页，共五十页。电离能

电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子的核外电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子。第二十一页，共五十页。电离能

电离能的应用（2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成+1阳离子。第二十二页，共五十页。电离能

电离能的应用(3)判断元素的金属性、非金属性强弱I1越大，失电子能力弱，元素的非金属性越强；I1越小，失电子能力强，元素的金属性越强；第二十三页，共五十页。电离能1.第三周期元素中，微粒半径最小的是A.Al3＋ B.Na＋ C.S2－ D.Cl－√第二十四页，共五十页。电离能3.下列有关电离能的说法，正确的是A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强B.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量C.同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大D.可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价√第二十五页，共五十页。电离能4.元素X的各级电离能数据如下：

I1I2I3I4I5I6I/kJ·mol－157818172745115781483118378则元素X的常见价态是A.＋1 B.＋2 C.＋3 D.＋6√第二十六页，共五十页。电离能3.已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表数据判断，错误的是元素I1I2I3I4X500460069009500Y5801800270011600A.元素X的常见化合价是＋1价B.元素Y是ⅢA族元素C.元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XClD.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应√第二十七页，共五十页。电离能4.下列叙述正确的是A.通常，同周期元素中ⅦA族元素的第一电离能最大B.在同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小C.第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半径越大，第一电离能越大D.主族元素的原子形成单原子离子时的最高化合价数都和它的族序数相等√第二十八页，共五十页。电离能5.现有5种元素A、B、C、D、E，其中有三种金属元素，一种稀有气体元素，其I1～I3分别如表。元素I1/eVI2/eVI3/eVA13.023.940.0B4.331.947.8C5.747.471.8D7.715.180.3E21.641.165.2根据表中数据判断其中的金属元素有_____，稀有气体元素有___，最活泼的金属是___，显二价的金属是___。BCDEBD第二十九页，共五十页。电负性

概念及意义键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的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。第三十页，共五十页。电负性

概念及意义电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。第三十一页，共五十页。电负性

概念及意义两原子形成化学键电负性相差较大电负性大的得e-，电负性小的失e-，形成离子键电负性相差较小共用电子对，形成极性共价键第三十二页，共五十页。电负性

概念及意义电负性大小的标准：以氟的电负性为4作为相对标准。第三十三页，共五十页。电负性

递变规律不考虑稀有气体第三十四页，共五十页。电负性

递变规律（一般情况）(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐

，元素的非金属性逐渐

、金属性逐渐

。(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐

，元素的金属性逐渐

、非金属性逐渐

。增大增强减弱减小增强减弱第三十五页，共五十页。电负性

应用1.8分界线金属的电负性小于1.8非金属的电负性大于1.8电负性在1.8左右的为“类金属”（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。第三十六页，共五十页。电负性应用(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力

，元素的化合价为

。②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力

，元素的化合价为

。弱正值强负值第三十七页，共五十页。电负性应用(3)判断化学键的类型①如果两个成键元素原子间的电负性差值

1.7，它们之间通常形成

键。②如果两个成键元素原子间的电负性差值

1.7，它们之间通常形成

键。大于离子小于共价若无各元素的电负性，如何判断化学键的类型？第三十八页，共五十页。电负性电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系注

①稀有气体电离能为同周期中最大。②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。③比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。第三十九页，共五十页。电负性1.下列有关电负性的说法中，不正确的是A.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强B.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大C.在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势D.形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价√解析本题考查的是对电负性的理解。B中，元素的电负性与第一电离能的变化有不同之处，如电负性：O>N，第一电离能为O<N。第四十页，共五十页。电负性2.一般认为如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物①NaF

②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2中(1)属于共价化合物的是_________。(2)属于离子化合物的是_____。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8②③⑤⑥①④第四十一页，共五十页。电负性

对角线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(对角线位置)的有相似的性质，被称为“对角线规则”。根本原因：它们的电负性接近，因此它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们性质的相似性。第四十二页，共五十页。电负性

对角线规则2.试写出下列反应的化学方程式。(1)Li在空气中燃烧：

。(2)Be(OH)2与HCl、NaOH的反应：

；

。4Li＋O22Li2O、6Li＋N22Li3N、4Li＋CO22Li2O＋CBe(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2OBe(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O第四十三页，共五十页。达标检测1.元素的性质呈现周期性变化的根本原因是A.原子半径呈周期性变化B.元素的化合价呈周期性变化C.元素的电负性呈周期性变化D.元素原子的核外电子排布呈周期性变化√第四十四页，共五十页。达标检测2.下列依据不能用来比较元素的非金属性强弱的是A.元素最高价氧化物对应的水化物的酸性B.1mol单质在发生反应时得电子数的多少C.元素气态氢化物的稳定性D.元素电负性的大小√第四十五页，共五十页。达标检测3.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p3

④1s22s22p5则下列有关的比较中正确的是A.第一电离能：④>③>②>① B.原子半径：④>③>②>①C.电负性：④>③>②>① D.最高正化合价：④>③＝②>①√第四十六页，共五十页。达标检测4.镁、锂在元素周期表中具有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂的性质的叙述，不正确的是A.Li2SO4能溶于水B.LiOH是易溶于水、受热不分解的强碱C.Li遇浓硫酸不产生“钝化