資源簡介

(共99張PPT)
學(xué)而不思則罔，思而不學(xué)則殆。
孔子
下列各組元素都屬于p區(qū)的是
A. 原子序數(shù)為1、2、7的元素
B. O、S、P
C. Fe、Ar、Cl
D. Na、Li、Mg
解析：A項中的H元素及D項中的Na、Li、Mg均屬于s區(qū)，C項中的Fe屬于d區(qū)。
看誰做得既準(zhǔn)又快
呈周期性變化核外電子排布
呈周期性變化主要化合價
呈周期性變化原子半徑
呈周期性變化元素金屬性與非金屬性
元素周期律
表現(xiàn)形式
元素周期表
第一電離能
電負(fù)性
元素周期律
電離能 電負(fù)性
元素
周期律
01
02
03
微粒半徑的判斷
電離能
電負(fù)性
學(xué)
習(xí)
目
標(biāo)
同周期、同主族、等電子離子
概念、遞變規(guī)律、應(yīng)用
概念、遞變規(guī)律、應(yīng)用
如何判斷微粒半徑的大小？
思考﹒ 討論
如何判斷單核微粒半徑的大小？
微粒半徑的大小與哪些因素有關(guān)？
思路方法
比較微粒半徑的一般思路
一看層
電子層數(shù)越多
微粒半徑越大
二看核
電子層數(shù)相同
核電荷數(shù)越大
微粒半徑越小
三看電子
電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同
電子數(shù)越多
微粒半徑越大
原子半徑大小的周期性
1. 請判斷以下微粒的半徑大小關(guān)系
N_____O
問題解決
原子半徑
微粒半徑判斷
1
1
核電荷數(shù)越大，原子半徑
電子層數(shù)相同的原子
越小
同周期元素，從左到右原子半徑遞減
F_____Cl
2. 請判斷以下微粒的半徑大小關(guān)系
問題解決
原子半徑
微粒半徑判斷
1
1
2
核電荷數(shù)越大，原子半徑
電子層數(shù)相同的原子
越小
最外層電子數(shù)相同的原子
電子層數(shù)越多，原子半徑
越大
同主族元素，從上到下原子半徑遞增
主族元素原子半徑的周期性變化
原子半徑增大
原子半徑減小
能層
占主導(dǎo)
核電荷數(shù)
占主導(dǎo)
O2－_____ Na＋
3. 請判斷以下微粒的半徑大小關(guān)系
問題解決
原子半徑
微粒半徑判斷
1
1
2
3
核電荷數(shù)越大，原子半徑
電子層數(shù)相同的原子
越小
最外層電子數(shù)相同的原子
電子層數(shù)越多，原子半徑
越大
電子層排布相同的離子
核電荷數(shù)越大，原子半徑
越小
等電子離子，序大徑小
下列微粒半徑的比較中，正確的是
A．r(Mg)＞r(Na) B．r(Ca2＋)＞r(Cl－)
C．r(Cl－)＞r(Cl) D．r(Na＋)＞r(Na)
小試身手
微粒半徑判斷
1
1
2
3
4
核電荷數(shù)越大，原子半徑
電子層數(shù)相同的原子
越小
最外層電子數(shù)相同的原子
電子層數(shù)越多，原子半徑
越大
電子層排布相同的離子
核電荷數(shù)越大，原子半徑
越小
同種元素的原子與離子
陽離子小于原子
陰離子大于原子
下列各組粒子半徑大小的比較錯誤的是
A. K＞Na＞Li
B. Cl－＞F－＞F
C. Mg2＋＞Na＋＞F－
D. K＋＞Mg2＋＞Al3＋
你學(xué)會了嗎？
Mg2＋
K＋
Al3＋
Na＋
解后反思
非等電子離子
可選一種離子參照比較。
四種元素基態(tài)原子的電子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p4；④1s22s22p5。四種原子按半徑由大到小的順序排列正確的是
A. ①>②>③>④ B. ②>①>③>④
C. ②>①>④>③ D. ①>②>④>③
思考﹒ 運用
S
P
O
F
O
S
P
F
解后反思
首先，據(jù)題意判斷出元素。
其次，畫出相對位置。
第三，據(jù)規(guī)判大小 。
化學(xué)趣史
最早發(fā)現(xiàn)的稀有氣體是哪種 是誰發(fā)現(xiàn)的？
1892年2人在密度的測量中發(fā)現(xiàn)了第一個惰性氣體——
氬
Argon就是懶惰的意思
1904年，兩人雙雙獲諾貝爾獎
著名化學(xué)家鮑林曾被氙捉弄過一次
1933年鮑林曾預(yù)言可制得氙的化合物，有的科學(xué)家進(jìn)行實驗，但都失敗了。
一系列的失敗，致使之后的近30年無人涉足此領(lǐng)域。1961年鮑林也否定了自己的預(yù)言。認(rèn)為“氙在化學(xué)上是完全不反應(yīng)的，它進(jìn)化論如何都不能生成通常含有共價鍵或離子鍵化合物的能力”
他剛斷言氙不存在化合物的第二年，緊接著氙的化合物就出現(xiàn)了
美麗的XeF2晶體
化學(xué)趣史
首次合成出的第一個稀有氣體化合物
巴特列特的研究極大推進(jìn)了稀有氣體化學(xué)的發(fā)展。至今，除了放射性稀有氣體外，所有的稀有氣體均已經(jīng)成功制備了化合物。稀有氣體化合物的研究，不僅促進(jìn)著無機(jī)化學(xué)的發(fā)展，對于分子層面的物理學(xué)研究也具有廣泛而深遠(yuǎn)的意義。
1962年， 26歲英國化學(xué)家巴特列特
為開拓稀有氣體化學(xué)作出了歷史性貢獻(xiàn)
化學(xué)趣史
首次合成出第一個稀有氣體化合物
PtF6和Xe
XePtF6
化學(xué)趣史
26歲英國化學(xué)家巴特列
他是如何想到的？
O2PtF6
O2＋
PtF6－
首次合成出O2PtF6
O2－e－→O2＋
1 175.5 kJ·mol－1
Xe－e－ →Xe＋
1 170.0 kJ·mol－1
Xe＋
PtF6－
第一電離能
反映
決定
元素的性質(zhì)
原子結(jié)構(gòu)
那么，原子失去1個電子或失去多個電子，所需能量有什么區(qū)別呢？
電離能及應(yīng)用
1．電離能概念
2．第一電離能：同主族、同周期的遞變規(guī)律
3．電離能應(yīng)用
思考：
課本23～24　　
2.1 第一電離能
電離能
2
氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子形成氣態(tài)基態(tài)陽離子所需的最低能量
符號：I
M(g，基態(tài))－e－→M ＋(g)
……
I1
概念
思考：
元素的第一電離能大小與原子失去電子能力有何關(guān)系？
第一電離能越小，越___失電子，
第一電離能越大，越難失電子，金屬性越弱
易
金屬性越強(qiáng)
問題探究
① 元素金屬性和非金屬性的遞變規(guī)律？
② 元素的第一電離能有何遞變規(guī)律？以第二周期為例
同周期元素，從左到右，元素性質(zhì)的遞變規(guī)律
I1
原子序數(shù)
觀察與思考
以第2、第3周期為例，觀察同周期元素I1的變化規(guī)律
同周期從左到右：第一電離能逐漸增大
觀察與思考
以第2、第3周期為例，觀察同周期元素I1的變化規(guī)律
同周期從左到右：第一電離能逐漸增大
觀察與思考
以第2、第3周期為例，觀察同周期元素I1的變化規(guī)律
同周期從左到右：第一電離能呈增大趨勢
2.2 遞變規(guī)律
電離能
2
第一電離能
同周期
從左到右，第一電離能呈逐漸增大的趨勢
ⅡA大于ⅢA，ⅤA大于ⅥA
Be
B
N
O
Mg
Al
P
S
同周期的第一電離能
Be
B
2s
2p
2s
N
O
2p
2s
2p
2s
特殊：
第三周期元素的第一電離能
ns2np3
ns2
2.2 遞變規(guī)律
電離能
2
第一電離能
同周期
從左到右，第一電離能呈逐漸增大的趨勢
特殊
I1(ⅡA)＞I1(ⅢA)
ⅡA為ns2（全充滿）
I1(ⅤA)＞I1(ⅥA)
ⅤA為ns2np3（半充滿）
問題探究
① 元素金屬性和非金屬性的遞變規(guī)律？
② 元素的第一電離能會有何遞變規(guī)律？以ⅡA為例
同主族元素，從左到右，元素性質(zhì)遞變規(guī)律
I1
原子序數(shù)
觀察與思考
以第ⅠA、ⅡA族為例，觀察同主族元素I1的變化規(guī)律
2.2 遞變規(guī)律
電離能
2
第一電離能
同周期
從左到右，第一電離能呈逐漸增大的趨勢
同主族
從上到下，第一電離能逐漸減少
特殊
I1(ⅤA)＞I1(ⅥA): ⅤA為ns2np3（半充滿）
I1(ⅡA)＞I1(ⅢA)：ⅡA為ns2（全充滿）
周期表中第一電離能最小的是 元素，最大的是 元素。(自然界存在)
Cs
He
＞
牛刀小試
1. 判斷下列元素間第一電離能的大小：
Na___K O___N N___P
F ___Ne Mg___Al Cl___S
＜
＞
＜
＞
＞
①K Na Li
②B C Be N
③He Ne Ar
④Na Al S P
Li＞Na＞K
N＞C＞Be＞B
He＞Ne＞Ar
P＞S＞Al＞Na
2. 將下列元素按第一電離能由大到小的順序排列：
具有下列價電子構(gòu)型的原子中，第一電離能最小的是
A. 2s22p4
B. 3s23p4
C. 4s24p4
D. 5s25p4
解析:A、B、C、D所對應(yīng)的元素依次是O、S、Se、Te元素,最外層電子結(jié)構(gòu)相同,原子半徑越大,原子核吸引電子的能力越弱,其第一電離能越小,故電離能大小順序是O>S>Se>Te,第一電離能最小的是Te原子,故選D。
看誰做得既準(zhǔn)又快
2.2 逐級電離能
電離能
2
概念
氣態(tài)基態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能 用I2表示。
M＋(g，基態(tài))－e－→M2＋ (g)
……
I2
第三電離能和第四、第五電離能依此類推 用I3、I4...表示。
由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加 ，
困難
同一原子的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1＜I2＜I3……
問題探究
元素的電離能數(shù)據(jù)有什么應(yīng)用？
電離能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
元素的第一電離能大小
與元素的金屬性有何關(guān)系？
第一電離能越大，越難失電子，金屬性越弱
思考：
第一電離能越小，越易失電子，
金屬性越強(qiáng)
2.3 應(yīng)用
電離能
2
① 判斷元素的金屬性強(qiáng)弱
問題探究
電離能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
為什么鈉元素易形成Na＋，而不易形成Na2＋
Na(g) － e－ Na+(g)
496 kJ·mol -1
4 562 kJ·mol -1
1s22s22p63s1
1s22s22p6
易失去電子
Na+(g) － e－ Na2+(g)
1s22s22p6
1s22s22p5
與Ne的核外電子一樣
難失去電子
4 066
2 350
解答：從表中數(shù)據(jù)可知：Na元素的I2遠(yuǎn)大于I1，因為Na＋ 的電子排布式為2s22p6 ，是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，難失電子，同時Na＋ 對電子的引力加大，導(dǎo)致Na＋ 難再失電子；即Na易形成Na＋，而不易形成Na2＋ 。
電離能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
問題探究
為什么鎂元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋
易失去電子
難失去電子
1s22s22p63s2
1s22s22p63s1
Mg(g) Mg+(g) + e-
Mg+(g) Mg2+(g) + e-
1s22s22p63s1
1s22s22p6
1s22s22p6
1s22s22p5
Mg2+(g) Mg3+(g) + e-
713
6 282
解答： 鎂元素的I1、I2相差不大，I3遠(yuǎn)大于它們，因為鎂失去兩個電子后Mg2＋的外圍電子排布是2s22p6，是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，同時Mg2＋對電子的引力加大，因而不易失去第三個電子，因此鎂易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。
電離能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
為什么鋁元素易形成Al3＋
你學(xué)會了嗎？
易失去電子
難失去電子
[Ne]3s23p1
[Ne] 3s2
Al(g) Al+(g) + e-
[Ne] 3s2
[Ne] 3s1
Al+(g) Al2+(g) + e-
[Ne] 3s1
1s22s22p6
Al2+(g) Al3+(g) + e-
1s22s22p6
1s22s22p5
Al3+(g) Al4+(g) + e-
1 239
928
8830
觀察分析下表電離能數(shù)據(jù)回答問題：
元素 I1 (KJ/mol) I2 (KJ/mol) I3 (KJ/mol)
Li 520 7295 11815
Mg 738 1451 7733
問題： 解釋為什么鋰元素易形成Li＋，而不易形成Li2＋；鎂元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？
元素 I1 (KJ/mol) I2 (KJ/mol) I3 (KJ/mol)
Li 520 7295 11815
Mg 738 1451 7733
解答：從表中數(shù)據(jù)可知：Li元素的I2遠(yuǎn)大于I1，因為Li ＋ 的電子排布式為1s2，是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，難失電子，同時Li ＋ 對電子的引力加大，導(dǎo)致Li ＋ 難再失電子；即Li易形成Li＋，而不易形成Li2＋ 。鎂元素的I1、I2相差不大，I3遠(yuǎn)大于它們，因為鎂失去兩個電子后Mg2+的外圍電子排布是2s22p6，是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，同時Mg2＋對電子的引力加大，因而不易失去第三個電子，因此鎂易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。
2.3 應(yīng)用
電離能
2
① 判斷元素的金屬性強(qiáng)弱
② 判斷元素的化合價
問題探究
電離能/kJ·mol-1 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 415 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
I5 13 353 13 630 14 830
問題： 你能解釋原子核個電子是分層排布的？
電離能突變點
2.3 應(yīng)用
電離能
2
① 判斷元素的金屬性強(qiáng)弱
② 判斷元素的化合價
③ 判斷核外電子分層排布
下列敘述正確的是
A. 第三周期所含元素中，鈉的第一電離能最小
B. 鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大
C. 在所有元素中，氟的第一電離能最大
D. 鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大
看誰做得既準(zhǔn)又快
共用電子對
電子得失
感受﹒ 理解
科學(xué)家通過：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量(第一電離能)來衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。
那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引電子的能力呢？
電負(fù)性及應(yīng)用
鮑林在研究化學(xué)鍵鍵能的過程中發(fā)現(xiàn)，對于同核雙原子分子，化學(xué)鍵的鍵能會隨著原子序數(shù)的變化而發(fā)生變化，為了半定量或定性描述各種化學(xué)鍵的鍵能以及其變化趨勢，1932年首先提出用以描述原子核對電子吸引能力的電負(fù)性概念，并提出了定量衡量原子電負(fù)性的計算公式。
鮑林研究電負(fù)性的手稿
萊納斯·卡爾·鮑林
(Linus Carl Pauling)
資料在線
共用電子對
電子得失
感受﹒ 理解
×
Na
×
Cl
Cl
＋
Na＋
－
[ ]
H
×
Cl
Cl
＋
×
H
鍵合電子
電負(fù)性
3
原子中用于形成化學(xué)鍵的電子
3.1 鍵合電子
化學(xué)趣史
成鍵原子間形成離子鍵還是形成共價鍵，主要取決于成鍵原子吸引電子能力的差異。
1932年美國化學(xué)家鮑林提出了用電負(fù)性來衡量元素吸引電子能力。
3.2 概念
電負(fù)性
3
描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小
指定氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，確定其他元素的電負(fù)性。
相對值而非絕對值
鮑林研究電負(fù)性的手稿
觀察教材25頁圖1-23元素的電負(fù)性回答下列問題：
問題解決
3．電負(fù)性最大和最小的元素，分別在周期表的什么位置？
觀察與思考
元素的電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增，同周期有什么規(guī)律？
電負(fù)性
增大
3.2 遞變性
電負(fù)性
3
從左到右，呈增大趨勢
同周期
觀察與思考
元素的電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增，同主族有什么規(guī)律？
電負(fù)性
減小
3.2 遞變性
電負(fù)性
3
從左到右，呈增大趨勢
同周期
同主族
從上到下，呈減小趨勢
電負(fù)性最大
電負(fù)性最小
2.0
2.2
Na K
N P
Mg Al
Cl S
＞
＞
＞
＜
根據(jù)吸引電子的能力判斷下列元素的電負(fù)性的大小：
看誰做得既準(zhǔn)又快
下列各組元素按電負(fù)性由大到小順序排列的
A. F N O
B. O Cl F
C. Na Mg Al
D. Cl S As
你學(xué)會了嗎？
解析:不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的能力大小可用電負(fù)性表示,元素的非金屬性越強(qiáng)其電負(fù)性越大。同一周期中的主族元素,電負(fù)性隨著原子序數(shù)的增大而增大;同一主族中,元素的電負(fù)性隨著原子序數(shù)的增大而減小。A是O元素,B是P元素,C是Si元素,D是Ca元素,非金屬性最強(qiáng)的元素是O元素,即電負(fù)性最大的元素是O元素,故選A。
下列是幾種基態(tài)原子的電子排布式，電負(fù)性最大的原子是
A. 1s22s22p4
B. 1s22s22p63s23p3
C. 1s22s22p63s23p2
D. 1s22s22p63s23p64s2
牛刀小試
O
P
Si
Ca
Si
S
P
O
Ca
元素的電負(fù)性大小
與元素的金屬性、非金屬性有何關(guān)系？
電負(fù)性大，越易得電子，
思考：
電負(fù)性越小，越易失電子，
金屬性越強(qiáng)
非金屬性越強(qiáng)
問題解決
3.3 應(yīng)用
電負(fù)性
3
判斷元素
金屬性和非金屬性強(qiáng)弱
＜1.8 金屬元素
＞1.8 非金屬元素
＝1.8　類金屬元素
1.8
根據(jù)所學(xué)內(nèi)容，判斷甲烷和甲硅烷中各元素的化合價的正負(fù)
CH4
-4
+1
顯正價
顯負(fù)價
顯負(fù)價
顯正價
SiH4
+4
-1
問題解決
根據(jù)電負(fù)性，標(biāo)出下列化合物中元素的化合價。
+2 -2
+2 -1
+4 -2
+2 -3
+1 -1
+4 -2 -1
問題解決
3.3 應(yīng)用
電負(fù)性
3
判斷元素
金屬性和非金屬性強(qiáng)弱
＜1.8 金屬元素
＞1.8 非金屬元素
1.8
判斷元素
在化合物中的正負(fù)價
電負(fù)性大——負(fù)價
電負(fù)性小——正價
電負(fù)性差 2.1
電負(fù)性 0.9
3.0
電負(fù)性差 0.9
電負(fù)性 2.1
3.0
離子化合物
共價化合物
感受﹒ 理解
判斷他們哪些是離子化合物，哪些是共價化合物
NaF HCl NO MgO KCl CH4
離子化合物： 。
共價化合物： 。
NaF、 MgO、 KCl
HCl、 NO、 CH4
問題解決
請查閱下列化合物中元素的電負(fù)性值，元素間的電負(fù)性差值是多少？
3.3 應(yīng)用
電負(fù)性
3
判斷元素
金屬性和非金屬性強(qiáng)弱
＜1.8 金屬元素
＞1.8 非金屬元素
1.8
判斷元素
在化合物中的正負(fù)價
電負(fù)性大——負(fù)價
電負(fù)性小——正價
判斷
化學(xué)鍵的類型
1.7
差值>1.7，
一般是離子鍵
差值<1.7，共價鍵
注意：電負(fù)性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為1.9，但HF為共價化合物
下列不能根據(jù)元素電負(fù)性判斷的性質(zhì)是
A. 判斷化合物的溶解度
B. 判斷化合物中元素化合價的正負(fù)
C. 判斷化學(xué)鍵類型
D. 判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素
看誰做得既準(zhǔn)又快
回顧所學(xué)內(nèi)容并判斷： AlCl3、BeCl2是共價化合物還是離子化合物？
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
Al的電負(fù)性為1.5，Cl的電負(fù)性與Al的電負(fù)性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3為共價化合物；同理，BeCl2也是共價化合物
看誰做得既準(zhǔn)又快
如何證明
AlCl3是離子化合物還是共價化合物？
測其熔融態(tài)能否導(dǎo)電，
實驗證明其熔融態(tài)不能導(dǎo)電。
說明它是共價化合物。
如何用實驗加以證明？
考考你自己
查表計算再判斷？
到底哪一種正確？
怎么辦？
以實驗為準(zhǔn)。
用什么實驗檢驗？
測其液態(tài)能否導(dǎo)電。
問題探究
判斷HF是離子化合物還是共價化合物？
利用電負(fù)性解釋元素的“對角線”規(guī)則
“對角線規(guī)則”可以通過元素的電負(fù)性進(jìn)行解釋:
Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2；Be、Al的電負(fù)性分別為1.5、1.5；B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8。
感受﹒ 理解
它們的電負(fù)性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當(dāng)，它們表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。
如Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
這節(jié)課我學(xué)到了什么？
（用一句話表示）
還有什么疑問？
課堂小結(jié)
課堂小結(jié)
微粒半徑大小判斷
1.原子半徑
(1)影響因素。
(2)遞變規(guī)律。
【微思考1】除0族元素外,原子半徑最小和最大的元素都在第ⅠA族,該說法是否正確
提示:正確。原子半徑最小的是H,原子半徑最大的是Fr,二者都在第ⅠA族。
1. 原子半徑：r(Si)>r(C)>r(B)。
2. 離子半徑：r(Li+)3. 能層數(shù)多的元素的原子半徑一定比能層數(shù)少的元素的原子半徑大。
4. 原子失去2個電子所需要的能量是其失去1個電子所需能量的2倍。
5. 一般認(rèn)為元素的電負(fù)性小于1.8的為金屬元素，大于1.8的為非金屬元素。
6. 同周期元素從左到右，第一電離能有增大的趨勢，故第一電離能C7. 元素電負(fù)性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小。
8. 主族元素的電負(fù)性越大，元素原子的第一電離能一定越大。
答案：1. ×　2. √　3. ×　4. ×　5. √　6. ×　7. √　8. ×
看誰做得既準(zhǔn)又快
已知四種元素的電子排布式為：
A． ns2np3 B． ns2np4
C． ns2np5 D． ns2np6
則他們的第一電離能按從大到小的順序為_____________，電負(fù)性的大小順序為________________。
D＞C＞A＞B
C＞B＞A ＞D
思考﹒ 運用
試比較以下微粒半徑的大小。
1. 根據(jù)元素周期律，原子半徑Ga　　As，第一電離能Ga　　As(填“＞”或“＜”)。
2. 原子半徑Al　　Si(用“＞”或“＜”填空)。
3. 隨原子序數(shù)的遞增，八種短周期元素(用字母x等表示)原子半徑的相對大小、最高正價或最低負(fù)價的變化如圖所示。
比較d、e常見離子的半徑大小(用化學(xué)式表示)　　　＞　　　。
＞
＜
＞
O2－
Na＋
小試身手
下面是某些短周期元素的電負(fù)性：
考考你的智慧
元素 Li Be B C O F
電負(fù)性 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
電負(fù)性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
1. 通過分析電負(fù)性的變化規(guī)律,確定N、Mg的電負(fù)性(x)范圍:　　　　　_______＜x(N)＜_______；_______＜x(Mg)＜_______。
2. 推測電負(fù)性(x)與原子半徑的關(guān)系是____________________________。
2.53
3.44
0.93
1.61
電負(fù)性越小，原子半徑越大　
3. 某有機(jī)物的分子中含有S—N鍵，在S—N鍵中，你認(rèn)為共用電子對偏向____(寫原子名稱)。
氮
1.57
下面是某些短周期元素的電負(fù)性：
考考你的智慧
元素 Li Be B C O F
電負(fù)性 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
電負(fù)性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
4. 經(jīng)驗規(guī)律告訴我們當(dāng)成鍵兩元素的電負(fù)性的差值大于1.7時，一般形成離子鍵，當(dāng)電負(fù)性差值小于1.7時，一般形成共價鍵，試推斷AlBr3中化學(xué)鍵的類型是__________。
5. 在元素周期表中，電負(fù)性最小的元素的位置為_________________(放射性元素除外)。
共價鍵
第六周期第ⅠA族
A. y軸表示的可能是基態(tài)的原子失去一個電子所需要的最小能量
B. y軸表示的可能是原子在化合物中吸引電子的能力
C. y軸表示的可能是原子半徑
D. y軸表示的可能是形成基態(tài)離子轉(zhuǎn)移的電子數(shù)
如圖是第三周期11~17號元素某些性質(zhì)變化趨勢的柱形圖，下列有關(guān)說法中正確的是
考考你自己
A、B、D、E、G、M六種元素位于元素周期表前四周期，原子序數(shù)依次增大。其中，元素A的一種核素?zé)o中子，B的元素的2p軌道與2s軌道電子數(shù)相等，化合物DE2為紅棕色氣體，G是前四周期中電負(fù)性最小的元素，M的原子核外電子數(shù)比G多10。
請回答下列問題:
1. 基態(tài)G原子的電子排布式是　　　　　　　　　　　　　，M在元素周期表中的位置是　　　　　　　　　。
2. 元素B、D、E的第一電離能由大到小的順序為　　　 　(用元素符號表示,下同)，電負(fù)性由大到小的順序為　　　　　。
成功體驗
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1　
第四周期第ⅠB族　
N＞O＞C
O＞N＞C
電離能 電負(fù)性
判斷金屬性與非金屬性強(qiáng)弱
判斷化合價
判斷電子分層
判斷化合價正負(fù)
判斷化學(xué)鍵的類型

展開更多......

收起↑