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1、第2课时 元素周期律,知 识 梳 理,一、原子半径 1.影响原子半径大小的因素,(1)电子的_越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径_。 (2)_越大，核对电子的引力也越大，将使原子的半径_。,2.原子半径大小的变化规律,(1)同周期从左到右，原子半径逐渐_。 (2)同主族从上到下，原子半径逐渐_。,能层,增大,核电荷数,缩小,减小,增大,二、第一电离能 1.概念,_原子失去一个电子转化为_所需的_能量，叫做第一电离能。,2.意义,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_，原子越容易失去一个电子。,气态电中性基态,气态基态正离子,最低,小,3.元素的第一电离能变化规律,(1
2、)同周期元素从左到右，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对核外电子的引力越来越大，越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。 (2)同主族元素自上而下，第一电离能_，表示自上而下原子越来越易失去电子。 总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。,逐渐减小,【自主思考】,提示 不是，应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能量较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。,三、电负性 1.
3、电负性,(1)键合电子和电负性的含义 键合电子 元素相互化合时，原子中用于形成_的电子。 电负性 用来描述不同元素的原子对_吸引力的大小。电负性越大的原子，对_的吸引力_。,化学键,键合电子,键合电子,越大,(2)衡量标准 以氟的电负性为_作为相对标准，得出各元素的电负性。 (3)递变规律 同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐_。 同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐_。,4.0,变大,变小,【自主思考】 2.同一周期从左到右，A和A的第一电离能不符合变化规律，A和A的电负性符合变化规律吗？ 提示 同一周期从左到右，电负性逐渐增大，A和A符合这一变化规律。,2.对角线规则,在元素周期表中，
4、某些主族元素与其_的主族元素的有些性质是_的，被称为对角线规则。,右下方,相似,1.判断正误，正确的打“”；错误的打“”。,(1)电子层数越多，原子半径一定就越大。( ) (2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大。( ) (3)核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同。( ) (4)第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结果。( ) (5)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小。( ) (6)铝的第一电离能比镁的第一电离能大。( ),自 我 检 测,(7)第一电离能小的元素的金属性一定强。( ) (8)同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋
5、势。( ) (9)电负性是相对的，所以没有单位。( ) (10)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大。( ) (11)电负性小于1.8的元素一定是金属元素。( ) (12)根据“对角线”规则，B和Mg元素的电负性接近。( ) 答案 (1) (2) (3) (4) (5) (6) (7) (8) (9) (10) (11) (12),2.已知An、B(n1)、Cn、D(n1)都有相同的电子层结构，则原子半径由大到小的顺序是( ),A.CDBA B.ABCD C.DCAB D.ABDC 解析 A、B、C、D四种元素的相对位置如下表：,根据原子半径大小变化规律可知ABDC。 答案 D,3.下
6、列元素按电负性由大到小顺序排列的是( ),A.K、Na、Li B.N、O、F C.As、P、N D.F、Cl、S 解析 同一周期元素从左到右电负性逐渐增大；同一主族元素从上到下电负性逐渐减小。 答案 D,4.在下列空格中，填上适当的元素符号：,(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是_，第一电离能最大的元素是_。 (2)在元素周期表中，原子半径最小的元素是_，电负性最大的元素是_。 (3)最活泼的气态非金属原子是_。 (4)第二周期中，其最高价氧化物对应水化物是强酸的元素是_，在第三周期中，其最高价氧化物对应水化物是强碱的元素是_。,解析 同周期中从左到右，元素的第一电离能(除A族、A族反常
7、外)逐渐增大，同周期中金属元素第一电离能最小，稀有气体元素第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，第二周期中，元素最高价氧化物对应水化物是强酸的只有HNO3，在第三周期中，元素最高价氧化物对应水化物是强碱的只有NaOH。 答案 (1) Na Ar (2)H F (3)F (4)N Na,学习任务一 微粒半径大小的比较 【合作交流】,原子和离子(简单)的半径一般都由原子核对核外电子的吸引力及电子间的排斥力的相对大小决定。因此，比较微粒的半径大小时，只需考虑核电荷数、核外电
8、子之间的排斥情况。 已知短周期元素，aA2、bB、cC3、dD具有相同的电子层结构。,1.A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的？A2、B、C3、D的离子半径呢？ 提示 原子半径BACD；离子半径C3DBA2。 2.分析微粒半径大小比较的关键是什么？,提示 (1)不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。 (2)对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。 (3)同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。,【点拨提升】 判断微粒半径大小的规律,(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半
9、径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na)r(Na)，r(S)r(S2)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2)r(Cl)r(K)r(Ca2)。,(5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。 即按“三看”规律来比较微粒半径的大小(一般情况) “一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层越多，半径越大；“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。,【例1】 具有下列核
10、外电子排布式的原子，其半径最大的是( ),A.1s22s22p3 B.1s22s22p1 C.1s22s22p63s23p1 D.1s22s22p63s23p4 解析 根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮(N)，B项中原子为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知，r(B)r(N)、r(Al)r(S)、r(Al)r(B)，故Al原子半径最大。 答案 C,比较粒子半径大小时，首先需要确定粒子间的“相同”点，即离子间的电子层数、核电荷数或核外电子排布是否相同，然后再利用规律进行比较。,【变式训练】 1.下列各组微粒半径的比较正确的是( ),ClClB
11、r FMg2Al3 Ca2CaBa S2Se2Br A.和 B.和 C.和 D.和 解析 同种元素：阳离子半径原子半径，原子半径阴离子半径，则半径：ClCl，Ca2Ca。Cl、Br的最外层电子数相同，电子层数增多，所以离子半径：ClBr，正确；Al3、Mg2、F的核外电子排布相同，核电荷数依次减小，则离子半径：Al3Mg2F错误；Ca、Ba的最外层电子数相同，电子层数依次增多，则半径：CaBa，正确；半径应为Se2Br，错误。 答案 A,2.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
12、.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 同周期主族元素原子半径逐渐减小，故第三周期A族元素原子半径不一定比上一周期I A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。 答案 C,学习任务二 电离能规律及其应用 【合作交流】,前四周期元素第一电离能的变化如图所示。,1.据图可知，第A族和第A族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。,
13、提示 同周期中，第A族元素的价电子排布为ns2，第A族元素的价电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。,2.根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：,(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、2、3? 提示 (1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I2I3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，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I3I2、I
14、4I3In1In。 (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。,【点拨提升】 1.影响电离能的因素及变化规律,电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因A、A元
15、素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。,(2)核外电子层排布对电离能的影响 某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时，电离能较大。如A族元素、A族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为A族的元素原子的最外层原子轨道为np0全空稳定状态，A族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。 通常情况下，元素的电离能逐级增大。因此离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量越
16、来越高。 当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。,2.电离能的应用,(1)比较元素金属性的强弱 一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。,【例2】 不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(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，并回答下列问题： (1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_，各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的_变化规律。 (2)同
17、周期内，随原子序数增大，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_(填写编号)。 E(砷)E(硒) E(砷)E(硒) E(溴)E(硒) E(溴)E(硒) (3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：_E_。 (4)10号元素E值较大的原因是_。,解析 (1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；从H到He、Li到Ne；从Na到Ar，均呈现明显的周期性变化。(2)从第二、三周期可以看出，第A和A族元素比同周期相邻两种元素E值都高。由此可推测E(砷)E(硒)，E(溴)E(硒)。(3)根据同主族、同周期变化规律可
18、以推测：E(K)E(Ca)E(Mg)。 (4)10号元素是稀有气体氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。 答案 (1)随着原子序数增大，E值变小 周期性 (2) (3)419 738 (4)10号元素为氖。该元素原子最外层电子排布已达到8电子，为稳定结构,由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第A族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期第A族的B、Al、Ga的第一电离能要大；第A族的N、P、As的第一电离能较同周期第A族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于第A族元素的最外层电子排布为ns2，np为全空较稳定状态，而第A族元素的最外层电子
19、排布为np3，为半充满状态，比第A族的np4状态稳定。,【变式训练】 3.下列原子的价电子排布中，对应第一电离能最大的是( ),A.ns2np1 B.ns2np2 C.ns2np3 D.ns2np4 解析 当原子轨道处于全满、半满时，具有的能量较低，原子比较稳定，第一电离能较大。 答案 C,4.具有下列电子排布的基态原子中，第二电离能最大的是( ),A.1s22s22p5 B.1s22s22p63s23p1 C.1s22s22p63s1 D.1s22s22p63s2 解析 失去一个电子后C项的电子排布变为1s22s22p6，属于稀有气体的稳定结构，故其第二电离能最大。 答案 C,5.(1)元素
20、Mn与O中，第一电离能较大的是_。,(2)元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu1 958 kJmol1、INi1 753 kJmol1，ICuINi的原因是_。 (3)根据元素周期律，原子半径：Ga_As，第一电离能：Ga_As。(填“大于”或“小于”) (4)N、O、S中第一电离能最大的是_(填元素符号)。 答案 (1)O (2)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 (3)大于 小于 (4)N,学习任务三 电负性规律及其应用 【合作交流】,下表给出了16种元素的电负性数值。,1.根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半径间有何关系？ 提示 同主族
21、元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。 2.预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)? 提示 电负性最大的元素为F元素，电负性最小的元素为Cs元素。 3.利用表中数据估测钙元素的电负性范围。 提示 由于元素金属性强弱为KCaMg，所以Ca的电负性取值范围为0.81.2。,【点拨提升】 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、非金属界线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)金属元素的电负性越小
22、，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(如图所示)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
23、性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、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，它们表现出的性质相似，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。,【例3】 已知元素的电负性和原子半径等一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：,已知：一般两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。,试结合元素周期律知识完成下列问题： (1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性
24、具有的变化规律是_。 (2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是_，电负性最小的元素是_，由这两种元素构成的化合物属于_(填“离子”或“共价”)化合物，并用电子式表示该化合物的形成过程： _。 (3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？ Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC,解析 (1)根据表中的数据，结合题干信息知，电负性是元素的一种基本性质，而元素的性质是随元素的原子序数递增而呈规律性变化的。这样我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：,经过上述整理后可以看出：从39号元素，元素的电负性由小到大；从1117号元素，元素的电负性
25、也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样，随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。 (2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na；二者形成的化合物NaF为典型的离子化合物，从而不难用电子式表示NaF的形成过程。 (3)Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。,答案 (1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大) (2)F N
26、a 离子 (3)Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC均为共价化合物。,根据电负性差值判断化合物类型只是一般规律，并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物。,【变式训练】 6.元素电负性随原子序数的递增而增大的是( ),A.Na K Rb B.N P As C.O S Cl D.Si P Cl 解析 一般来说，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。 答案 D,7.下列原子的外围电子排布中，第一电离能最小的是( ),A.2s22p4 B.3s23p4 C.4s24p4 D.5s25p4 解析 2s22p4是O元素、3s23p4是S元素、4s24p4是Se元素，5s25p6是Te元素，第一电离能大小顺序是OSSeTe，所以第一电离能最小的原子是Te原子，故选D。 答案 D,8.下列说法中正确的是( ),元素电负性越大表示该元素的金属性越强 元素电负性越大表示该元素的非金属性越强 元素电负性很小表示该元素的单质不发生化学反应 元素电负性很大表示该元素的单质在发生化学反应时一般易得到电子 A. B. C. D. 解析 元素电负性越大，非金属性越强，错、对；电负性越小，表示该元素单质还原性越强，错。 答案 D,