第一章第二节第2课时 元素周期律精选教学文档.docx
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第一章第二节第2课时元素周期律精选教学文档
第2课时 元素周期律
我国古代的读书人,从上学之日起,就日诵不辍,一般在几年内就能识记几千个汉字,熟记几百篇文章,写出的诗文也是字斟句酌,琅琅上口,成为满腹经纶的文人。
为什么在现代化教学的今天,我们念了十几年书的高中毕业生甚至大学生,竟提起作文就头疼,写不出像样的文章呢?
吕叔湘先生早在1978年就尖锐地提出:
“中小学语文教学效果差,中学语文毕业生语文水平低,……十几年上课总时数是9160课时,语文是2749课时,恰好是30%,十年的时间,二千七百多课时,用来学本国语文,却是大多数不过关,岂非咄咄怪事!
”寻根究底,其主要原因就是腹中无物。
特别是写议论文,初中水平以上的学生都知道议论文的“三要素”是论点、论据、论证,也通晓议论文的基本结构:
提出问题――分析问题――解决问题,但真正动起笔来就犯难了。
知道“是这样”,就是讲不出“为什么”。
根本原因还是无“米”下“锅”。
于是便翻开作文集锦之类的书大段抄起来,抄人家的名言警句,抄人家的事例,不参考作文书就很难写出像样的文章。
所以,词汇贫乏、内容空洞、千篇一律便成了中学生作文的通病。
要解决这个问题,不能单在布局谋篇等写作技方面下功夫,必须认识到“死记硬背”的重要性,让学生积累足够的“米”。
1.了解元素的电离能、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.理解元素原子半径、元素的第一电离能、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。
我国古代的读书人,从上学之日起,就日诵不辍,一般在几年内就能识记几千个汉字,熟记几百篇文章,写出的诗文也是字斟句酌,琅琅上口,成为满腹经纶的文人。
为什么在现代化教学的今天,我们念了十几年书的高中毕业生甚至大学生,竟提起作文就头疼,写不出像样的文章呢?
吕叔湘先生早在1978年就尖锐地提出:
“中小学语文教学效果差,中学语文毕业生语文水平低,……十几年上课总时数是9160课时,语文是2749课时,恰好是30%,十年的时间,二千七百多课时,用来学本国语文,却是大多数不过关,岂非咄咄怪事!
”寻根究底,其主要原因就是腹中无物。
特别是写议论文,初中水平以上的学生都知道议论文的“三要素”是论点、论据、论证,也通晓议论文的基本结构:
提出问题――分析问题――解决问题,但真正动起笔来就犯难了。
知道“是这样”,就是讲不出“为什么”。
根本原因还是无“米”下“锅”。
于是便翻开作文集锦之类的书大段抄起来,抄人家的名言警句,抄人家的事例,不参考作文书就很难写出像样的文章。
所以,词汇贫乏、内容空洞、千篇一律便成了中学生作文的通病。
要解决这个问题,不能单在布局谋篇等写作技方面下功夫,必须认识到“死记硬背”的重要性,让学生积累足够的“米”。
原子半径[学生用书P12]
我国古代的读书人,从上学之日起,就日诵不辍,一般在几年内就能识记几千个汉字,熟记几百篇文章,写出的诗文也是字斟句酌,琅琅上口,成为满腹经纶的文人。
为什么在现代化教学的今天,我们念了十几年书的高中毕业生甚至大学生,竟提起作文就头疼,写不出像样的文章呢?
吕叔湘先生早在1978年就尖锐地提出:
“中小学语文教学效果差,中学语文毕业生语文水平低,……十几年上课总时数是9160课时,语文是2749课时,恰好是30%,十年的时间,二千七百多课时,用来学本国语文,却是大多数不过关,岂非咄咄怪事!
”寻根究底,其主要原因就是腹中无物。
特别是写议论文,初中水平以上的学生都知道议论文的“三要素”是论点、论据、论证,也通晓议论文的基本结构:
提出问题――分析问题――解决问题,但真正动起笔来就犯难了。
知道“是这样”,就是讲不出“为什么”。
根本原因还是无“米”下“锅”。
于是便翻开作文集锦之类的书大段抄起来,抄人家的名言警句,抄人家的事例,不参考作文书就很难写出像样的文章。
所以,词汇贫乏、内容空洞、千篇一律便成了中学生作文的通病。
要解决这个问题,不能单在布局谋篇等写作技方面下功夫,必须认识到“死记硬背”的重要性,让学生积累足够的“米”。
1.影响原子半径大小的因素
要练说,得练听。
听是说的前提,听得准确,才有条件正确模仿,才能不断地掌握高一级水平的语言。
我在教学中,注意听说结合,训练幼儿听的能力,课堂上,我特别重视教师的语言,我对幼儿说话,注意声音清楚,高低起伏,抑扬有致,富有吸引力,这样能引起幼儿的注意。
当我发现有的幼儿不专心听别人发言时,就随时表扬那些静听的幼儿,或是让他重复别人说过的内容,抓住教育时机,要求他们专心听,用心记。
平时我还通过各种趣味活动,培养幼儿边听边记,边听边想,边听边说的能力,如听词对词,听词句说意思,听句子辩正误,听故事讲述故事,听谜语猜谜底,听智力故事,动脑筋,出主意,听儿歌上句,接儿歌下句等,这样幼儿学得生动活泼,轻松愉快,既训练了听的能力,强化了记忆,又发展了思维,为说打下了基础。
(1)电子的能层(电子层)越多,电子之间的负电排斥将使原子的半径增大。
课本、报刊杂志中的成语、名言警句等俯首皆是,但学生写作文运用到文章中的甚少,即使运用也很难做到恰如其分。
为什么?
还是没有彻底“记死”的缘故。
要解决这个问题,方法很简单,每天花3-5分钟左右的时间记一条成语、一则名言警句即可。
可以写在后黑板的“积累专栏”上每日一换,可以在每天课前的3分钟让学生轮流讲解,也可让学生个人搜集,每天往笔记本上抄写,教师定期检查等等。
这样,一年就可记300多条成语、300多则名言警句,日积月累,终究会成为一笔不小的财富。
这些成语典故“贮藏”在学生脑中,自然会出口成章,写作时便会随心所欲地“提取”出来,使文章增色添辉。
(2)核电荷数越大,核对电子的引力也就越大,将使原子的半径缩小。
2.原子半径大小的变化规律
(1)同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小。
(2)同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大。
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)r(C)>r(N)>r(O)>r(F)。
( )
(2)r(Si)>r(C)>r(B)。
( )
(3)r(Li+) ( ) (4)r(Fe3+)>r(Fe2+)>r(Fe)。 ( ) 答案: (1)√ (2)× (3)√ (4)× 2.具有下列电子排布式的原子中,半径最大的是( ) A.1s22s22p63s23p2 B.1s22s22p3 C.1s22s22p2D.1s22s22p63s23p4 解析: 选A。 各元素分别为Si、N、C、S,根据原子半径的递变规律,Si的半径最大。 离子半径大小的比较 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。 例如: 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。 例如: 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。 例如: r(Li+) 4.核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例如: 比较r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 下列有关微粒半径的大小比较错误的是( ) A.K>Na>LiB.Na+>Mg2+>Al3+ C.Mg2+>Na+>F-D.Cl->F->F [解析] A项,同一主族元素的原子,从上到下原子半径逐渐增大;B项,核外电子排布相同的离子,核电荷数越大,半径越小;C项,应为Mg2+<Na+<F-;D项,Cl-比F-多一个电子层,故半径Cl->F-,F-比F多一个电子,故半径F->F。 [答案] C 粒子半径比较的一般思路 (1)“一层”: 先看电子层数,电子层数越多,一般微粒半径越大。 (2)“二核”: 若电子层数相同,则看核电荷数,核电荷数越大,微粒半径越小。 (3)“三电子”: 若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。 微粒半径的大小比较 1.下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( ) A.NaFB.MgI2 C.BaI2D.KBr 解析: 选B。 题中阳离子半径由小到大的顺序为r(Mg2+) 2.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、RbB.F、Cl、Br C.Mg2+、Al3+、Zn2+D.Cl-、Br-、I- 解析: 选C。 同主族元素,从上到下,原子半径(离子半径)逐渐增大,故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大;电子层数相同,核电荷数越大半径越小,Mg2+、Al3+电子层数相同但铝的核电荷数大,所以Al3+的半径小,故C项微粒半径不是逐渐增大。 3.(2019·绵阳高二检测)下列关于微观粒子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 解析: 选C。 由于同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小,故第三周期ⅦA族元素原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大,如r(Li)>r(Cl),故A项错误;对于核外电子层结构相同的单核离子和原子,半径是不同的,故B项错误;质子数相同的不同单核粒子,阴离子半径>原子半径>阳离子半径,故C项正确;原子序数增大,原子半径不是一直增大,而是呈周期性变化的,故D项错误。 电离能[学生用书P12] 1.电离能的概念 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的最低能量叫做第一电离能。 元素第一电离能符号: I1。 2.电离能的应用 可以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,原子越容易失去一个电子,元素金属性越强。 3.元素第一电离能变化规律 (1)对同一周期的元素而言,第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小,最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大;从左到右,元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势,表示元素原子越来越难失去电子。 (2)同主族元素,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。 1.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 解析: 选D。 第一电离能是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需要的最低能量;元素原子的第一电离能越大,表示该元素的原子越难失去电子;从总的变化趋势上看,同一周期中元素的第一电离能从左到右逐渐增大,但有反常,如I1(N)>I1(O)。 2.下列说法中正确的是( ) A.第三周期所含元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中,氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 解析: 选A。 同周期从左到右,第一电离能总体呈由小到大的变化趋势,故同周期的第ⅠA族元素的第一电离能最小,0族元素的最大,故C错;但由于ns2的全满、np3的半满结构较稳定,故第ⅡA族元素和第ⅤA族元素的第一电离能比其相邻两个族的都高,故B错;I1(K) 1.逐级电离能 (1)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,以后再失去的电子多数是能量较低的电子,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力更强,从而使电离能越来越大。 (2)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。 2.影响电离能的因素 电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。 (1)一般来说,同一周期的元素具有相同的电子层数,从左到右核电荷数增大,原子的半径减小,核对最外层电子的引力加大,因此,越靠右的元素越不易失去电子,电离能也就越大。 (2)同一主族元素电子层数不同,最外层电子数相同,原子半径逐渐增大起主要作用,因此半径越大,核对最外层电子的引力越小,越易失去电子,电离能也就越小。 (3)电子排布是影响电离能的第三个因素 某些元素具有全充满或半充满的电子排布,稳定性也较高,其电离能数值较大。 如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大;ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满,p原子轨道全空,ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态,均稳定,所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大,出现反常。 3.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 (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 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱: I1越大,元素的非金属性越强;I1越小,元素的金属性越强。 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__________________________。 (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1mol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<________。 (4)10号元素E值较大的原因是 ________________________________________________________________________。 [解析] 本题主要考查元素第一电离能的变化规律。 (1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出,同主族元素随着原子序数增大,E值变小。 (2)从第二、三周期看,第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低,可以推出E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。 (3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知,E(K)<E(Ca)<E(Mg)。 (4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。 [答案] (1)随着原子序数增大,E值变小 (2)①③ (3)485 738 (4)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 (2019·福州第八中学期中)下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示,单位为kJ·mol-1)。 I1 I2 I3 I4 …… 740 1500 7700 10500 …… 下列关于元素R的判断中一定正确的是( ) A.R元素的最高正价为+3价 B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C.R元素的原子最外层共有4个电子 D.R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p1 解析: 选B。 从表中数据可以看出,R元素的第一、第二电离能都较小,所以反应时可以失去2个电子,那么其最高化合价为+2价,最外层电子数为2,应为第ⅡA族元素,A、C错误,B正确;R元素可能是Mg或Be,故无法确定基态原子的电子排布式,D错误。 元素的电离能及应用 1.气态原子生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能。 元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度。 下列有关说法不正确的是( ) A.一般来说,元素的第一电离能越大,其金属性越弱 B.元素N的第一电离能大于元素O的第一电离能 C.金属单质跟酸反应的难易,只跟该金属元素的第一电离能有关 D.金属单质跟酸反应的难易,除跟该金属元素的第一电离能有关外,还与该单质中固态金属原子以及该金属原子失去电子后在水溶液里形成水合离子的变化有关 答案: C 2.元素X的各级电离能数据(单位: kJ·mol-1)如下: I1 I2 I3 I4 I5 I6 578 1817 2745 11578 14831 18378 则元素X的常见价态是( ) A.+1价 B.+2价 C.+3价D.+6价 解析: 选C。 对比表中电离能数据可知,I1、I2、I3电离能数值相对较小,至I4电离能数值突然增大,说明元素X的原子中,有3个电子容易失去,因此,该元素的常见化合价为+3价。 3.已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-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>C>D B.原子序数: d>c>b>a C.离子半径: C>D>B>A D.元素的第一电离能: A>B>D>C 解析: 选C。 A、B、C、D在元素周期表中的相对位置为 ,根据递变规律判断。 电负性[学生用书P14] 1.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。 (2)衡量标准 以氟的电负性为4.0作为相对标准,得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 (3)递变规律(一般情况) ①同周期,自左到右,元素的电负性逐渐变大。 ②同主族,自上到下,元素的电负性逐渐变小。 2.“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的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。 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原子对键合电子吸引力的大小。 ( ) (3)元素的电负性越大,则元素的非金属性越强。 ( ) (4)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。 ( ) 答案: (1)√ (2)√ (3)√ (4)× 2.下列不属于元素电负性的应用的是( ) A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素的正负化合价 C.判断化学键类型 D.判断单质的熔、沸点高低 解析: 选D。 利用电负性可以判断: ①元素的金属性和非金属性;②化合物中元素的化合价是正还是负;③化学键类型等,但不能判断单质的熔、沸点高低。 电负性的应用 1.判断元素的金属性和非金属性及其强弱 (1)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,它们既有金属性,又有非金属性。 (2)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。 2.判断元素的正负化合价 (1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素的化合价为正值。 (2)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。 3.判断化学键的类型 一般认为: (1)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。 (2)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。 4.解释元素“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(如图)的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。 这可以由元素的电负性得到解释: Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性均为1.5;B、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,它们的性质表现出相似性,如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。 (2019·苏州中学月考)下列给出14种元素的电负性: 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知两成键元素的电负性差值大于1.7时,形成离子键;两成键元素的电负性差值小于1.7时,形成共价键。 请运用元素周期律知识完成下列各题: (1)一般来说,同一周期中,从左到右,元素的电负性________________;同一主族中,从上到下,元素的电负性______________。 所以,元素的电负性随原子序数递增呈________变化。 (2)短周期元素中,电负性最大的元素是________,电负性最小的元素是________,由这两种元素形成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物,用电子式表示该化合物的形成过程: _________________________________________。 (3)Al和F形成的化合物为________(填“离子”或“共价”,下同)化合物,Al和Cl形成的化合物为________化合物。 在S和Cl元素形成的化合物中,________元素呈负价,理由是________________________________________________________________________。 (4)表中符合“对角线规则”的元素有Li和________、Be和________、B和________,它们的性质分别有一定的相似性,其原因是________________________。 写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式: ________________________________________________________________________。 [解析] 本题考查的是电负性知识的综合应用。 (1)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,电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度,电负性越大,非金属性越强。 (2)短周期元素中,F元素的电负性最大(为4.0),Na元素的电负性最小(为0.9),两种元素的电负性差值为3.1,大于1.7,故NaF为离子化合物。 (3)F和Al元素的电负性差值为2.5,大于1.7,故AlF3也为离子化合物;Cl和Al的电负性差小于1.7,故AlCl3为共价化合物;S与Cl形成的化合物中,S元素显正价,Cl元素显负价(电负性: Cl>S)。 (4)根据“对角线规则”,Be和Al的性质相似,Be(OH)2为两性氢氧化物,能与强酸和强碱反应。 [答案] (1)逐渐变大 逐渐变小 周期性 (2)F Na 离子 (3)离子 共价 Cl 氯元素的电负性比硫元素大 (4)Mg Al Si 电负性数值相近 Be(OH)2+2H+===Be2++2H2O,Be(OH)2+2OH-===BeO +2H2O (1)根据上述例题表中数据判断,共有金属元素____种,非金属元素____种。 (2)根据电负性的相对大
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