第2课时元素周期律目标与素养：1.了解元素周期律的内容与实质(宏观辨识与微观探析)2.了解元素原子半径，电离能和电负性的变化规律及应用(证据推理与模型认知)一、元素的化合价、金属性、非金属性和原子半径1．元素的化合价(1)同周期，从左到右，最高正价由＋1价逐渐增至＋7价(O、F除外)；最低负价由－4→－1价。(2)同主族，从上到下，化合价相同。2．金属性和非金属性(1)同周期，从左到右，主族元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。(2)同主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。3．原子半径(1)影响因素(2)变化规律原子半径同周期，从左到右，逐渐减小同主族，从上到下，逐渐增大二、电离能1．第一电离能(I1)(1)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。(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难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。(3)第一电离能的变化规律①同周期，从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势。②同主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。微点拨：同周期从左向右，元素第一电离能呈增大趋势，其中ⅡA与ⅢA，ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常。2．逐级电离能逐级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。且I1＜I2＜I3⋯⋯三、电负性与对角线规则1．电负性(1)概念①键合电子：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)衡量标准电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。(3)递变规律(稀有气体不计)①同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大；②同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。(4)应用：判断金属性、非金属性强弱。2．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)原子序数越大，核外电子越多，原子半径越大()(2)同周期，从左到右，最高正价一定由＋1价递变为＋7价()(3)N、O的第一电离能和电负性均为N＜O()(4)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小()[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[答案]D3．按第一电离能由小到大的顺序写出第二周期元素(用元素符号表示)________________。[答案]Li＜B＜Be＜C＜O＜N＜F＜Ne粒子半径大小比较1.同周期元素，随着原子序数递增，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(Cs)。3．同种元素的粒子半径，电子越多，半径越大。例：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。4．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(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。5．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(Te2－)。6．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：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。1．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[答案]C2．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，则下列叙述正确的是()A．原子半径：A＞B＞D＞CB．原子序数：d＞c＞b＞aC．离子半径：C3－＞D－＞B＋＞A2＋D．元素的第一电离能：A＞B＞D＞CC[A2＋、B＋、C3－、D－这4种离子具有相同的电子层结构，则在元素周期表中的位置为：因此原子半...
