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高中化学沪科技版（2020）选择性必修21.3元素周期律精品ppt课件
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这是一份高中化学沪科技版（2020）选择性必修21.3元素周期律精品ppt课件，文件包含13元素周期律教学课件pptx、13元素周期律分层作业原卷版docx、13元素周期律分层作业解析版docx等3份课件配套教学资源，其中PPT共60页， 欢迎下载使用。
仔细观察元素周期表，思考：构造原理与元素周期表之间存在什么关系呢？
我们知道：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。
科学家通过：气态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(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
1.认识元素周期表中区、周期和族的划分与原子核外电子排布的关系
2.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律
3.能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，判断化学键的类型
4.能举例说明元素周期律(表)的应用，了解元素周期律(表)的应用价值
核外电子排布与区、周期、族的划分
第一周期：从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素；
其余各周期：总是从ns能级开始，以np结束，从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数目；
若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：
将2s2与p段末端对齐
每一横行叫一周期，共7个周期。
第四、五、六、七周期，每周期所含元素的种类数分别是 ：____、_____、_____ 、_____ 。
第一、二、三周期，每周期所含元素的种类数分别是：____、_____、_____。
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
①根据核外电子的排布分区按电子排布式中最后填入电子的 可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了_______能级而后再填充 能级而得名ds区。
【例1】s区、d区、p区分别有几个列。
s区有两列；d区有8列，p区有6列。
【例2】写出s区、p区、d区、ds区、f区价电子排布式的通式。
s区：ns1～2p区：ns2np1～6(He除外)d区：(n－1)d1～9ns1～2(钯除外)ds区：(n－1)d10ns1～2f区：(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
②根据元素的金属性和非金属性分区
【例1】写出13Al、24Cr、26Fe、29Cu、30Zn、33As等元素原子的核外电子排布式，并判断它们在元素周期表中的位置。①13Al：______________，_______________。②24Cr：___________________，_______________。③26Fe：___________________，______________。④29Cu：___________________，_______________。⑤30Zn：___________________，_______________。⑥33As：______________________，_______________。
1s22s22p63s23p1 第三周期ⅢA族
1s22s22p63s23p63d54s1 第四周期ⅥB族
1s22s22p63s23p63d64s2 第四周期Ⅷ族
1s22s22p63s23p63d104s1 第四周期ⅠB族
1s22s22p63s23p63d104s2 第四周期ⅡB族
1s22s22p63s23p63d104s24p3 第四周期ⅤA族
——在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的。
①锂和镁的相似性a.锂与镁的沸点较为接近：
b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。
化学方程式：_______________________________、_________________________________
c.锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。
d.锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。
e.锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
f.碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。
a.铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
b.二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液： ； 。
c.二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
d.BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
Si＋2KOH＋H2O===K2SiO3＋2H2↑
2B＋2KOH＋2H2O ===2KBO2＋3H2↑
【例1】在元素周期表中，同族元素的 相同，这是同族元素性质相似的结构基础。ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、零族最外层电子排布的通式分别为_____________________________________________________________。
ns1、ns2、ns2np1、ns2np2、ns2np3、ns2np4、ns2np5、ns2np6
【例2】从第四周期开始，比短周期多出的元素全部是金属元素的原因。
四、五周期多出来的各10种元素，它们的最外层电子数不超过2个，即为ns1～2(Pd除外)；而六、七周期比四、五周期又多出来的各14种元素，它们基态原子最外层也只有2个s电子，所以它们都是金属元素。
方法总结：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
(n－1)d1～9ns1～2
ⅢA~ⅦA(外围电子数=族序数)
(n－1)d10ns1～2
ⅢB~ⅦB (外围电子数=族序数)
(n－1)d10ns1
(n－1)d10ns2
主族元素原子半径的周期性变化
原子半径的周期性的递变
电子的能层越多，电子之间的 使原子半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径 。
从左至右，核电荷数越大，半径_______。
从上到下，核电荷数越大，半径_______。
影响原子半径大小的因素
——原子或离子半径的比较方法
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。
例如：r(Cl-)___r(Cl)r(Fe)___r(Fe2+)___r(Fe3+)
核电荷数越大，半径越小。
能层数越多，半径越大。
例如：r(Li+)__r(Na+)__r(K+)__r(Rb＋)__r(Cs+)r(O2-)__r(S2-) __r(Se2-)__ r(Te2-)
可选一种离子参照比较。
例如：比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)为参照，r(K+)___r(Na+)____r(Mg2+)
例如：r(O2-)___r(F-)___r(Na+)__r(Mg2+)__r(Al3+)
【例1】下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( )A.Na、K、Rb B.F、Cl、BrC.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D.Cl－、Br－、I－
【例2】下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( )A.NaF D.KBr
粒子半径比较的一般思路
先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
元素第一电离能的概念与意义
气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1
电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 。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。
元素第一电离能变化规律
元素的第一电离能的周期性
每个周期的第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能_____，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈_____趋势。
同一族，从上到下第一电离能逐渐 。
结论：电离能呈现周期性的递变。
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
思考：下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能
496 kJ·ml -1
4 562 kJ·ml -1
△E=4 066 kJ·ml -1
1s22s22p63s1
1s22s22p63s2
1s22s22p63s23p1
原子的电离能越大，表示越难失去电子，故化合价也较低，应该注意的是，一级电离能较小，二级、三级电离能越来越大，更不易失去电子，因为离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，所需电离的能量也就越大。
如Li：I1≪I2
I1越大，元素的 性越强；I1越小，元素的 性越强。
影响因素：电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。
电离能的影响因素及特例
特例：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。
例如：稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
【例1】某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为899 kJ·ml－1、1 757 kJ·ml－1、14 840 kJ·ml－1、18 025 kJ·ml－1，则该元素在元素周期表中位于( )A.第ⅠA族 B.第ⅡA族C.第ⅢA族 D.第ⅣA族
【例2】根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·ml－1)，判断下列说法不正确的是( )A.Q元素可能是0族元素 B.R和S均可能与U在同一主族C.U元素可能在元素周期表的s区 D.原子的价电子排布式为ns2np1的可能是T元素
第一个稀有气体化合物——六氟合铂酸氙(XePtF6)
1962年，英国科学家巴特勒特：将六氟化铂和氙气混合在一起，生成了世界上首例稀有气体化合物 ：六氟合铂酸氙。
巴特勒特的研究极大推进了稀有气体化学的发展。至今，除了放射性稀有气体外，所有的稀有气体均已经成功制备了化合物。稀有气体化合物的研究，不仅促进着无机化学的发展，对于分子层面的物理学研究也具有广泛而深远的意义。
鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。
元素相互化合时，原子中用于形成_______的电子称为_____________。
用来描述不同元素的原子对键合电子______的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力______。
鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为_______和锂的电负性为_______作为相对标准。
电负性的周期性变化
观察下表并思考：元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？
结论：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________。
结论：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_______。
——判断元素的金属性和非金属性强弱
电负性 ＞ 1.8 非金属元素电负性 ＜ 1.8 金属元素电负性 ≈ 1.8 类金属元素
(既有金属性，又有非金属性)
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 。
【例1】根据所学内容，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
回顾所学内容并判断： AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？
同周期、同主族元素性质的递变规律
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
【例1】如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示( )①第一电离能 ②电负性 ③原子半径 ④简单离子半径 ⑤最高正化合价 ⑥形成简单离子转移的电子数A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤C.②④⑤ D.②⑤
第一个外星元素——氦气
1868年，天文学家洛克耶(J．N．Lckyer，1836—1920)和杨森(P．C．Janssen，1824—1907)在太阳光谱中发现了一种新元素，定名为氦(Helium)。20多年后，英国化学家拉姆齐(W．Ramsay，1852—1916) 在研究钇铀矿时发现了一种神秘的气体。他研究了这种气体的光谱，疑为氦，求助于光谱学家克鲁克斯，证实这种气体就是氦。这样氦在地球上也被发现了。
1.下列对元素周期表的认识正确的是( )A.有9行7个周期B.有16列16个族C.有三个短周期四个长周期D.非金属元素存在于主族与副族中
2.下列叙述中正确的是( )A.除0族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的 族序数B.除短周期外，其他周期均有18种元素C.副族元素中没有非金属元素D.碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素
3.外围电子排布为4d55s1的元素在周期表中的位置是( )A.第四周期ⅠB族 B.第五周期ⅠB族C.第四周期ⅥB族 D.第五周期ⅥB族
4.已知M2＋的3d轨道中有6个电子。试推断：(1)M原子的电子排布式。
1s22s22p63s23p63d64s2
(2)M原子的最外层电子数为多少？
(3)M元素在周期表中的位置。
5.仔细观察下图，回答下列问题：(1)B的原子结构示意图为________，B元素位于元素周期表的第_____周期______族。
(3)根据周期律知识，硼酸酸性比碳酸____，理由是__________________。
(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为_____________(用化学式表示)。
(2)铍的最高价氧化物的水化物是______(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是__________________________________________________________________________________________________。
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O
Be(OH)2＋2OH－===BeO22-＋ 2H2O
6.在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分为5个区，如图所示。请回答下列问题：
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为_____。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其常见离子的电子排布式为______________________________________________，其中较稳定的是______。
Fe2＋：1s22s2 2p63s23p63d6
Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为________。
(4)在p区中，第二周期ⅤA族元素原子的价电子的轨道表示式为___________________。
7.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 D.CsF
8.若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是( )A.离子半径：Am＋
10.短周期元素X的第一至第六电离能分别为I1＝578 kJ·ml－1 I2＝1 817 kJ·ml－1I3＝2 745 kJ·ml－1 I4＝11 575 kJ·ml－1I5＝14 830 kJ·ml－1 I6＝18 376 kJ·ml－1以下说法正确的是( )A.X原子的最外层只有1个电子B.元素X常见化合价为＋3价C.X原子核外有3个未成对电子D.元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱
11.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是____________________________。
随着原子序数的增大，E值变小
(2)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填编号)。①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1 ml气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：_____＜E＜_____。
485 738
12.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(4)10号元素E值较大的原因是_____________________________________________________________。
10号元素为氖，该元素原子的最外层电子
排布已达到8电子稳定结构
13.下列各元素电负性大小顺序正确的是( )A.K＞Na＞Li B.F＞O＞SC.As＞P＞N D.C＞N＞O
14.下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是( )①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。A.Na、Mg、Al B.C、O、NC.Li、Na、K D.I、Cl、F
15.不能说明X的电负性比Y的大的是( )A.与H2化合时X单质比Y单质容易B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化 物的酸性强C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
16.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( )A.X的原子半径比Y小B.X和Y的核电荷数之差为m－nC.电负性：X>Y D.第一电离能：X
18.X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是______(填字母)。A.将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊B.加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解C.第一电离能：X>YD.电负性：X>YE.单质的熔点：X>YF.气态氢化物的水溶液的酸性：HmX>HnYG.X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
19.元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
(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_________________________________________________________________________。
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小
(2)估计钙元素的电负性的取值范围：____<γ<_____。
0.8 1.2
(3)请指出下列化合物中显正价的元素：NaH：_____、NH3：_____、CH4：____、ICl：____。
Na H H I
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Be和____、B和____，它们的性质分别有一定的相似性，原因是________________，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：_______________________________________________________________。
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO22-＋2H2O
20.一般认为，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(1)属于共价化合物的是_________。(2)属于离子化合物的是______。
仔细观察元素周期表，思考：构造原理与元素周期表之间存在什么关系呢？
我们知道：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。
科学家通过：气态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(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
1.认识元素周期表中区、周期和族的划分与原子核外电子排布的关系
2.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律
3.能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，判断化学键的类型
4.能举例说明元素周期律(表)的应用，了解元素周期律(表)的应用价值
核外电子排布与区、周期、族的划分
第一周期：从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素；
其余各周期：总是从ns能级开始，以np结束，从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数目；
若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：
将2s2与p段末端对齐
每一横行叫一周期，共7个周期。
第四、五、六、七周期，每周期所含元素的种类数分别是 ：____、_____、_____ 、_____ 。
第一、二、三周期，每周期所含元素的种类数分别是：____、_____、_____。
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
①根据核外电子的排布分区按电子排布式中最后填入电子的 可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了_______能级而后再填充 能级而得名ds区。
【例1】s区、d区、p区分别有几个列。
s区有两列；d区有8列，p区有6列。
【例2】写出s区、p区、d区、ds区、f区价电子排布式的通式。
s区：ns1～2p区：ns2np1～6(He除外)d区：(n－1)d1～9ns1～2(钯除外)ds区：(n－1)d10ns1～2f区：(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
②根据元素的金属性和非金属性分区
【例1】写出13Al、24Cr、26Fe、29Cu、30Zn、33As等元素原子的核外电子排布式，并判断它们在元素周期表中的位置。①13Al：______________，_______________。②24Cr：___________________，_______________。③26Fe：___________________，______________。④29Cu：___________________，_______________。⑤30Zn：___________________，_______________。⑥33As：______________________，_______________。
1s22s22p63s23p1 第三周期ⅢA族
1s22s22p63s23p63d54s1 第四周期ⅥB族
1s22s22p63s23p63d64s2 第四周期Ⅷ族
1s22s22p63s23p63d104s1 第四周期ⅠB族
1s22s22p63s23p63d104s2 第四周期ⅡB族
1s22s22p63s23p63d104s24p3 第四周期ⅤA族
——在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的。
①锂和镁的相似性a.锂与镁的沸点较为接近：
b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。
化学方程式：_______________________________、_________________________________
c.锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。
d.锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。
e.锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
f.碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。
a.铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
b.二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液： ； 。
c.二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
d.BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
Si＋2KOH＋H2O===K2SiO3＋2H2↑
2B＋2KOH＋2H2O ===2KBO2＋3H2↑
【例1】在元素周期表中，同族元素的 相同，这是同族元素性质相似的结构基础。ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、零族最外层电子排布的通式分别为_____________________________________________________________。
ns1、ns2、ns2np1、ns2np2、ns2np3、ns2np4、ns2np5、ns2np6
【例2】从第四周期开始，比短周期多出的元素全部是金属元素的原因。
四、五周期多出来的各10种元素，它们的最外层电子数不超过2个，即为ns1～2(Pd除外)；而六、七周期比四、五周期又多出来的各14种元素，它们基态原子最外层也只有2个s电子，所以它们都是金属元素。
方法总结：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
(n－1)d1～9ns1～2
ⅢA~ⅦA(外围电子数=族序数)
(n－1)d10ns1～2
ⅢB~ⅦB (外围电子数=族序数)
(n－1)d10ns1
(n－1)d10ns2
主族元素原子半径的周期性变化
原子半径的周期性的递变
电子的能层越多，电子之间的 使原子半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径 。
从左至右，核电荷数越大，半径_______。
从上到下，核电荷数越大，半径_______。
影响原子半径大小的因素
——原子或离子半径的比较方法
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。
例如：r(Cl-)___r(Cl)r(Fe)___r(Fe2+)___r(Fe3+)
核电荷数越大，半径越小。
能层数越多，半径越大。
例如：r(Li+)__r(Na+)__r(K+)__r(Rb＋)__r(Cs+)r(O2-)__r(S2-) __r(Se2-)__ r(Te2-)
可选一种离子参照比较。
例如：比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)为参照，r(K+)___r(Na+)____r(Mg2+)
例如：r(O2-)___r(F-)___r(Na+)__r(Mg2+)__r(Al3+)
【例1】下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( )A.Na、K、Rb B.F、Cl、BrC.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D.Cl－、Br－、I－
【例2】下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( )A.NaF D.KBr
粒子半径比较的一般思路
先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
元素第一电离能的概念与意义
气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1
电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 。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。
元素第一电离能变化规律
元素的第一电离能的周期性
每个周期的第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能_____，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈_____趋势。
同一族，从上到下第一电离能逐渐 。
结论：电离能呈现周期性的递变。
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
思考：下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能
496 kJ·ml -1
4 562 kJ·ml -1
△E=4 066 kJ·ml -1
1s22s22p63s1
1s22s22p63s2
1s22s22p63s23p1
原子的电离能越大，表示越难失去电子，故化合价也较低，应该注意的是，一级电离能较小，二级、三级电离能越来越大，更不易失去电子，因为离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，所需电离的能量也就越大。
如Li：I1≪I2
I1越大，元素的 性越强；I1越小，元素的 性越强。
影响因素：电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。
电离能的影响因素及特例
特例：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。
例如：稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
【例1】某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为899 kJ·ml－1、1 757 kJ·ml－1、14 840 kJ·ml－1、18 025 kJ·ml－1，则该元素在元素周期表中位于( )A.第ⅠA族 B.第ⅡA族C.第ⅢA族 D.第ⅣA族
【例2】根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·ml－1)，判断下列说法不正确的是( )A.Q元素可能是0族元素 B.R和S均可能与U在同一主族C.U元素可能在元素周期表的s区 D.原子的价电子排布式为ns2np1的可能是T元素
第一个稀有气体化合物——六氟合铂酸氙(XePtF6)
1962年，英国科学家巴特勒特：将六氟化铂和氙气混合在一起，生成了世界上首例稀有气体化合物 ：六氟合铂酸氙。
巴特勒特的研究极大推进了稀有气体化学的发展。至今，除了放射性稀有气体外，所有的稀有气体均已经成功制备了化合物。稀有气体化合物的研究，不仅促进着无机化学的发展，对于分子层面的物理学研究也具有广泛而深远的意义。
鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。
元素相互化合时，原子中用于形成_______的电子称为_____________。
用来描述不同元素的原子对键合电子______的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力______。
鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为_______和锂的电负性为_______作为相对标准。
电负性的周期性变化
观察下表并思考：元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？
结论：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________。
结论：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_______。
——判断元素的金属性和非金属性强弱
电负性 ＞ 1.8 非金属元素电负性 ＜ 1.8 金属元素电负性 ≈ 1.8 类金属元素
(既有金属性，又有非金属性)
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 。
【例1】根据所学内容，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
回顾所学内容并判断： AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？
同周期、同主族元素性质的递变规律
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
【例1】如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示( )①第一电离能 ②电负性 ③原子半径 ④简单离子半径 ⑤最高正化合价 ⑥形成简单离子转移的电子数A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤C.②④⑤ D.②⑤
第一个外星元素——氦气
1868年，天文学家洛克耶(J．N．Lckyer，1836—1920)和杨森(P．C．Janssen，1824—1907)在太阳光谱中发现了一种新元素，定名为氦(Helium)。20多年后，英国化学家拉姆齐(W．Ramsay，1852—1916) 在研究钇铀矿时发现了一种神秘的气体。他研究了这种气体的光谱，疑为氦，求助于光谱学家克鲁克斯，证实这种气体就是氦。这样氦在地球上也被发现了。
1.下列对元素周期表的认识正确的是( )A.有9行7个周期B.有16列16个族C.有三个短周期四个长周期D.非金属元素存在于主族与副族中
2.下列叙述中正确的是( )A.除0族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的 族序数B.除短周期外，其他周期均有18种元素C.副族元素中没有非金属元素D.碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素
3.外围电子排布为4d55s1的元素在周期表中的位置是( )A.第四周期ⅠB族 B.第五周期ⅠB族C.第四周期ⅥB族 D.第五周期ⅥB族
4.已知M2＋的3d轨道中有6个电子。试推断：(1)M原子的电子排布式。
1s22s22p63s23p63d64s2
(2)M原子的最外层电子数为多少？
(3)M元素在周期表中的位置。
5.仔细观察下图，回答下列问题：(1)B的原子结构示意图为________，B元素位于元素周期表的第_____周期______族。
(3)根据周期律知识，硼酸酸性比碳酸____，理由是__________________。
(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为_____________(用化学式表示)。
(2)铍的最高价氧化物的水化物是______(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是__________________________________________________________________________________________________。
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O
Be(OH)2＋2OH－===BeO22-＋ 2H2O
6.在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分为5个区，如图所示。请回答下列问题：
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为_____。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其常见离子的电子排布式为______________________________________________，其中较稳定的是______。
Fe2＋：1s22s2 2p63s23p63d6
Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为________。
(4)在p区中，第二周期ⅤA族元素原子的价电子的轨道表示式为___________________。
7.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 D.CsF
8.若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是( )A.离子半径：Am＋
10.短周期元素X的第一至第六电离能分别为I1＝578 kJ·ml－1 I2＝1 817 kJ·ml－1I3＝2 745 kJ·ml－1 I4＝11 575 kJ·ml－1I5＝14 830 kJ·ml－1 I6＝18 376 kJ·ml－1以下说法正确的是( )A.X原子的最外层只有1个电子B.元素X常见化合价为＋3价C.X原子核外有3个未成对电子D.元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱
11.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是____________________________。
随着原子序数的增大，E值变小
(2)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填编号)。①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1 ml气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：_____＜E＜_____。
485 738
12.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(4)10号元素E值较大的原因是_____________________________________________________________。
10号元素为氖，该元素原子的最外层电子
排布已达到8电子稳定结构
13.下列各元素电负性大小顺序正确的是( )A.K＞Na＞Li B.F＞O＞SC.As＞P＞N D.C＞N＞O
14.下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是( )①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。A.Na、Mg、Al B.C、O、NC.Li、Na、K D.I、Cl、F
15.不能说明X的电负性比Y的大的是( )A.与H2化合时X单质比Y单质容易B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化 物的酸性强C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
16.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( )A.X的原子半径比Y小B.X和Y的核电荷数之差为m－nC.电负性：X>Y D.第一电离能：X
18.X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是______(填字母)。A.将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊B.加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解C.第一电离能：X>YD.电负性：X>YE.单质的熔点：X>YF.气态氢化物的水溶液的酸性：HmX>HnYG.X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
19.元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
(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_________________________________________________________________________。
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小
(2)估计钙元素的电负性的取值范围：____<γ<_____。
0.8 1.2
(3)请指出下列化合物中显正价的元素：NaH：_____、NH3：_____、CH4：____、ICl：____。
Na H H I
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Be和____、B和____，它们的性质分别有一定的相似性，原因是________________，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：_______________________________________________________________。
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO22-＋2H2O
20.一般认为，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(1)属于共价化合物的是_________。(2)属于离子化合物的是______。
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