第2课时 元素周期律第一章2022\n内容索引010203自主预习·新知导学合作探究·释疑解惑课堂小结\n课标定位素养阐释1.能说出元素电离能、电负性的含义。能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系,能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱,推测元素的化合价,推测化学键的类型。2.能描述主族元素原子半径、第一电离能、电负性变化的一般规律,能从电子排布的角度对这一规律进行解释。3.通过核外电子排布的规律,认识原子半径、第一电离能、电负性变化的一般规律。4.建构元素周期律模型,并利用模型分析和解释一些常见元素的性质。\n自主预习·新知导学\n一、原子半径1.影响原子半径大小的因素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。\n二、电离能1.第一电离能(1)定义: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)单位与符号:第一电离能用符号I1表示,单位为kJ·mol-1。(3)外界影响因素:“气态”“基态”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。2.第一电离能的变化规律(1)每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大,从左到右,元素的第一电离能呈增大的趋势。(2)同族元素从上到下,元素的第一电离能变小。\n三、电负性1.化学键与键合电子(1)化学键:元素相互化合,可以理解为原子之间产生化学作用力,形象地叫做化学键。(2)键合电子:原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。2.电负性(1)定义: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和锂的电负性为1.0作为相对标准。\n(3)递变规律。①一般来说,同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐变大。②一般来说,同族元素从上到下,元素的电负性逐渐变小。(4)应用:判断金属性和非金属性的强弱。①金属元素的电负性一般小于1.8。②非金属元素的电负性一般大于1.8。③位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右的,既表现金属性,又表现非金属性。\n【自主思考1】为什么同周期主族元素原子半径从左到右依次减小?为什么同主族元素原子半径从上到下依次增大?提示:由于同周期主族元素原子随着核电荷数的增加,原子核对电子的吸引作用增大,而使原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间排斥作用增大带来原子半径增大的趋势。同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大,其主要原因是由于电子的能层数增加,电子间的排斥作用使原子半径增大。\n【自主思考2】按照第一电离能的递变规律可推测:第一电离能最大的元素和第一电离能最小的元素在周期表中的哪个位置?提示:根据第一电离能的递变规律:每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大,从左到右,元素的第一电离能呈增大的趋势;同族元素从上到下,元素的第一电离能变小。可知第一电离能最大的元素位于周期表的右上方,即稀有气体元素He;元素的第一电离能最小的元素位于周期表的左下方,即Cs元素(一般不考虑Fr——放射性元素)。\n【效果自测】1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。(1)质子数相同的不同单核粒子,电子数越多半径越大。()(2)铝的第一电离能比镁的第一电离能大。()(3)短周期内钠元素的第一电离能最小。()(4)同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势,故第一电离能C<N<O。()(5)电子排布为1s22s22p6的元素,电负性最大。()(6)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素,大于1.8的为非金属元素。()(7)金属元素的电负性通常较小,非金属元素的电负性通常较大。()√×√××√√\n2.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.①②③④⑤⑥B.①②③⑤C.②④⑤D.②⑤答案:D\n解析:第一电离能:Mg>Al,P>S,①错误;一般来说,同周期主族元素从左到右,电负性逐渐变大,②正确;同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,③错误;对于电子层结构相同的离子,原子序数越大,离子半径越小,如同周期金属元素形成的简单阳离子半径从左到右逐渐减小,④错误;Na→Cl,最高正化合价由+1价→+7价,⑤正确;同周期主族元素原子形成简单离子转移的电子数,从左到右,金属元素原子形成简单离子转移的电子数逐渐增多,非金属元素原子形成简单离子转移的电子数逐渐减少,⑥错误。综上可知,D正确。\n3.下图中的曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数,Y为元素的有关性质):把与元素有关性质相符的曲线的字母填入相应横线上。(1)第ⅡA族元素原子的价层电子数:。(2)第三周期元素的最高正化合价:。(3)F-、Na+、Mg2+、Al3+四种离子的离子半径:。(4)第二周期元素的原子半径(不包括稀有气体):。(5)第二周期元素的第一电离能:。答案:(1)B (2)C (3)A (4)D (5)E\n解析:(1)第ⅡA族元素原子的价层电子数均为2,B符合。(2)第三周期元素的最高正价由+1价→+7价→0价,C符合。(3)F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径依次减小,A符合。(4)第二周期元素的原子半径(不包括稀有气体)从左到右依次减小,D符合。(5)第二周期元素的第一电离能由小到大的顺序为I1(Li)<I1(B)<I1(Be)<I1(C)<I1(O)<I1(N)<I1(F)<I1(Ne),E符合。\n合作探究·释疑解惑\n【问题引领】探究任务1粒子半径大小的比较下图是第二、第三周期元素的原子半径模型:请你分析上述原子半径模型,回答下列问题:\n1.根据原子半径模型,请你总结出同周期、同主族元素原子半径递变的一般规律,并解释产生这一变化的原因。提示:同周期主族元素,从左到右原子半径逐渐减小;同主族元素,从上到下原子半径逐渐增大。由于同周期主族元素原子随着核电荷数的增加,原子核对电子吸引作用增大,而使原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大,其主要原因是电子能层增加,电子间的斥力使原子半径增大。2.能层数越大,原子半径一定越大吗?请你举例说明。提示:不一定。例如Li的原子半径大于S的原子半径。\n【归纳提升】粒子半径大小的比较方法\n【典型例题】【例题1】四种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5,则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是()。A.①>②>③>④B.②>①>③>④C.②>①>④>③D.①>②>④>③答案:B解析:由四种元素基态原子的电子排布式可知,①为S原子,②为P原子,③为N原子,④为F原子,其中P、S元素处于第三周期,P原子的核电荷数小于S的,则P的原子半径大于S的原子半径;N和F元素处于第二周期,N原子的核电荷数小于F的,则N的原子半径大于F的原子半径;S原子比N原子多一个能层,则S的原子半径大于N的原子半径,综上所述,原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。\n【变式训练1】下列各组粒子半径的比较正确的是()。①Cl<Cl-<Br-②F-<Mg2+<Al3+③Ca2+<Ca<Ba④S2-<Se2-<Br-A.①和③B.①和②C.③和④D.①和④答案:A解析:对于同种元素来说,阳离子半径<原子半径,原子半径<阴离子半径,则粒子半径:Cl<Cl-,Ca2+<Ca。①Cl-、Br-的最外层电子数相同,能层数越多,离子半径越大,所以离子半径:Cl-<Br-,①正确;②Al3+、Mg2+、F-的核外电子排布相同,核电荷数越小,离子半径越大,则离子半径:Al3+<Mg2+<F-,②错误;③Ca、Ba的最外层电子数相同,能层数越多,粒子半径越大,则粒子半径:Ca<Ba,③正确;离子半径大小应为Se2->Br-,④错误。\n【问题引领】探究任务2电离能的递变规律与应用1.下表是第二、第三周期元素的第一电离能数据:(1)将上表数据,以原子序数为横坐标,以第一电离能为纵坐标画图。(2)讨论Li~Ne和Na~Ar第一电离能变化的总趋势。(3)试从两个不同的视角解释表中B与Al、O与S两处的反常现象。\n提示:(1)从Li到Ne的第一电离能变化的总趋势图如下:(2)Li~Ne和Na~Ar的第一电离能变化总体呈增大的趋势。\n(3)角度一从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、Mg的2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。角度二能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子互相排斥,因而第一电离能较低。\n2.下表为Na、Mg、Al的逐级失去电子的电离能(单位:kJ·mol-1):分析上表中各元素原子的逐级电离能的变化,回答下列问题:(1)为什么同一元素的电离能逐级增大?(2)为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1价、+2价、+3价?\n提示:(1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1<I2<I3<……,这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子后,半径变小,核电荷数未变而电子数目变少,原子核对电子的吸引作用增强,因而第二个电子比第一个电子难失去,失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理,I3>I2,I4>I3……In+1>In。(2)Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。\n【归纳提升】1.电离能的有关规律(1)第一电离能。①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,稀有气体元素原子的第一电离能最大,同周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势,表示元素原子越来越难失去电子。②同主族元素原子的第一电离能从上到下依次减小,表示元素原子越来越容易失去电子。③过渡元素的第一电离能变化不太规则,随原子序数的递增从左至右略有增加。\n(2)逐级电离能。①元素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,以后再失去的电子都是能量相对较低的电子,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更强,从而电离能越来越大。②逐级电离能的递增有突跃现象:当逐级电离能突然变大时说明失去电子的能层发生了变化,即同一能层中逐级失去电子的电离能相近,不同能层中失去电子的电离能有很大的差距。(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致。金属活动性顺序表示自左向右,在水溶液中金属原子失去电子越来越困难;电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力,它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同,所以两者不可能完全一致。\n2.电离能的应用(1)确定元素核外电子的排布。如Li:I1≪I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层),而且最外层上只有一个电子。(2)确定元素在化合物中的化合价。如K元素I1≪I2<I3,表明K原子容易失去一个电子形成+1价阳离子。(3)判断元素的金属性、非金属性强弱:一般来说,I1越大,元素的非金属性就越强;一般来说,I1越小,元素的金属性就越强。\n3.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构型。(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,原子核对最外层电子的吸引作用增大,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,因此原子半径越大,原子核对最外层电子的吸引作用越小,越易失去电子,电离能也就越小。\n(3)电子构型是影响电离能的第三个因素:可根据元素原子的电子构型判断或比较元素电离能的大小。如B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的,该能级的能量比左边的ns能级的能量高;ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态,均比较稳定,可以从电子构型的角度解释它们比左右相邻的元素的第一电离能大。\n【典型例题】【例题2】现有核电荷数小于18的元素A,其电离能数据如表所示[I1表示失去第1个电子的电离能,In(n=2,3,4,5,6,7,8,9,10,11)表示失去第n个电子的电离能,单位为kJ·mol-1]。\n(1)外层电子离核越远,能量越高,电离能越(填“大”或“小”);阳离子所带电荷数越多,在失去电子时,电离能越(填“大”或“小”)。(2)上述11个电子分属个能层。(3)失去11个电子后,该元素还有个电子。(4)该元素的最高价氧化物的水化物的化学式是。答案:(1)小 大(2)3(3)1(4)Mg(OH)2\n解析:(1)电子离核越远,能量越高,受原子核的吸引作用越小,失去电子越容易,则电离能越小;阳离子所带电荷数越多,离子半径越小,原子核对核外电子的吸引作用越大,失电子越难,则电离能越大。(2)根据题目数据知,I1、I2较小,I3突然增大,说明最外层有2个电子,I3到I10变化较小,但I11突然增大,说明次外层有8个电子,又由于核电荷数小于18,所以A为Mg,核外有3个能层。(3)Mg元素的原子失去11个电子后,还有1个电子。(4)Mg元素的最高价氧化物的水化物为Mg(OH)2。\n【变式训练2】下列三组元素:①Al和Si、②Mg和Ca、③P和S,每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为()。A.40B.41C.42D.48答案:B解析:①Al和Si位于同一周期且Si的原子序数比Al的大,由于同周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,所以第一电离能:Si>Al。②Mg和Ca位于同一主族且Ca的原子序数比Mg的大,由于同主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小,所以第一电离能:Mg>Ca。③P和S位于同一周期且S的原子序数比P的大,但P原子核外的3p轨道处于半充满状态,比较稳定;S失去的是已经配对的电子,配对电子相互排斥,因而第一电离能较低,所以第一电离能:P>S。综上可知,满足题意的元素的原子序数之和为14+12+15=41,故B项正确。\n【问题引领】探究任务3电负性的递变规律与应用观察下图并思考下列问题:\n1.请你总结元素电负性的周期性变化规律。提示:一般来说,除稀有气体元素外,同一周期从左到右,元素的电负性逐渐变大;同一主族从上到下,元素的电负性逐渐变小;对副族元素而言,同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。因此,电负性最大的元素是位于元素周期表右上角的氟(稀有气体元素除外),电负性最小的元素是位于元素周期表左下角的铯(钫是放射性元素,不考虑)。2.如何根据电负性的大小判断一种元素是金属元素还是非金属元素?提示:通常,电负性小于1.8的元素,大部分是金属元素;电负性大于1.8的元素,大部分是非金属元素。而位于非金属与金属元素边界的元素的电负性在1.8左右,它们既能表现金属性,又能表现非金属性。\n3.元素的金属性、非金属性的强弱与电负性的大小有怎样的关系?提示:一般来说,金属元素的电负性越小,价层电子越易失去,金属性越强。非金属元素的电负性越大,价层电子越难失去,非金属性越强。4.在化合物中,元素电负性的相对大小与其化合价的正、负关系如何?提示:在化合物中,电负性大的元素易呈现负价,电负性小的元素易呈现正价。5.如何根据成键元素的电负性判断其形成的化学键类型?提示:根据成键元素电负性差值的大小可以判断化学键的类型。电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键;电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键;电负性相同的元素原子之间形成的化学键一定是共价键。\n【归纳提升】电负性的应用1.判断元素的金属性和非金属性(1)金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于金属、非金属元素边界两侧的元素的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。(2)一般来说,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。\n2.判断元素的化合价(1)电负性数值小的元素在化合物中对键合电子的吸引力小,元素的化合价为正值;(2)电负性数值较大的元素在化合物中对键合电子的吸引力较大,元素的化合价为负值。3.判断化学键的类型(1)一般来说,如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们通常形成离子键;(2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7,它们通常形成共价键。\n【典型例题】【例题3】下表是某些元素的电负性数值(用X表示):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。(1)通过电负性数值的变化规律,确定Mg、N的X值范围<X(Mg)<;<X(N)<。(2)推测X值与同周期、同主族元素原子半径的关系为。\n(4)根据X值,试推断AlBr3中化学键的类型为。(5)预测元素周期表中X值最小的元素(放射性元素除外)是(填元素符号)。答案:(1)0.9 1.5 2.5 3.5(2)同周期、同主族元素原子半径越大,X值越小(3)O(4)共价键(5)Cs\n解析:(1)通过表中数据分析可知同周期主族元素从左到右,元素的X值逐渐增大,同主族从上到下,元素的X值逐渐减小,可判断X(Na)<X(Mg)<X(Al),且X(Be)>X(Mg),故0.9<X(Mg)<1.5。同理,X(C)<X(N)<X(O),即2.5<X(N)<3.5。(2)通过思考同周期主族元素、同主族元素原子半径的变化与X值的变化可得出结论。(3)根据元素的电负性越大,其原子对键合电子的吸引力越大,在所形成的化合物中为键合电子偏向的一方,由X(O)=3.5>X(S)=2.5知,共用电子对偏向O原子。(4)根据表中数据的变化规律可得X(Br)<X(Cl),因此X(Br)-X(Al)<X(Cl)-X(Al)=3.0-1.5=1.5<1.7,故AlBr3中的化学键为共价键。(5)根据X值的变化规律,X值最小的元素在元素周期表的左下角,但要注意放射性元素除外,故为Cs(铯)。\n方法技巧(1)电负性是不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的量度,一般来说,电负性越大,非金属性越强。(2)一般来说,如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们通常形成离子键。但也存在电负性差值大于1.7的共价键,如H的电负性为2.1,F的电负性为4.0,电负性差值为1.9,但H—F为共价键。\n【变式训练3】下列是几种基态原子的核外电子排布式,其中对应的元素电负性最大的是()。A.1s22s22p4B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2D.1s22s22p63s23p64s1答案:A解析:由元素原子的核外电子排布式可知,A为O,B为P,C为Si,D为K,根据元素电负性在周期表中的变化规律可知,电负性最大的为O。\n课堂小结\n
