1、第2课时 元素周期律必备知识自主学习一、原子半径1影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径_。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力就_，使原子半径_。2原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径_；(2)同主族：从上到下，能层数越大，半径_。增大越大减小越小越大 判断正误(正确的打“”，错误的打“”)。(1)r(N3)r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)。()提示：。电子层结构相同的阴、阳离子，随着核电荷数递增，离子半径减小。(2)r(Si)r(B)r(C)。()提示：。同周期元素，原子序数越大，原子半径越小；同主族元
2、素，原子序数越大，原子半径越大。(3)r(F)r(Cl)r(Br)r(Fe2)r(Fe)。()提示：。同一元素的原子，失电子越多，阳离子半径越小。二、电离能1电离能的概念(1)第一电离能：_原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的_叫做第一电离能，通常用I1表示。(2)各级电离能：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。气态电中性基态最低能量2第一电离能的变化规律(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现_的趋势。其中_与_、
3、_与_之间元素的第一电离能出现反常。(2)同族元素从上到下第一电离能_。(3)同种原子的逐级电离能越来越_(I1I2I3)。增大AAAA减小大(1)为何同一元素的电离能逐渐增大？提示：离子的电荷数越来越大，离子半径越来越小，失去这些电子需要的能量越来越高。(2)为何Mg的第一电离能大于Al？提示：Mg的3s轨道全充满，能量低，更稳定。三、电负性1电负性概念(1)键合电子：原子中用于形成_的电子。(2)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，对键合电子的吸引力_。2电负性衡量标准电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以_的电负性为4.0和_的电负性为1.0作为相对标准，得出
4、了各元素的电负性。化学键键合电子越大氟锂3电负性递变规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐_；(2)同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐_。4对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与_的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：增大减小右下方(1)第一电离能越大的元素，电负性也越大。()提示：。电负性N小于O，但第一电离能：N大于O。(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。()提示：关键能力合作学习知识点一 微粒半径大小比较1原子半径大小的比较(1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径
5、大”的规律。(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。2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。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。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。如r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)，r(O2)r(S2)r(Se2)r(Na)r(Mg2)。(1)若短周期元素的离子aA2、bB、cC3、dD具有相同的电子层结构，则离子半径从大到
6、小的顺序为_。提示：C3DBA2(2)这四种元素对应的原子半径从大到小的顺序为_。提示：BACD【典例】(2021衡水高二检测)下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是()r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)r(F)r(Cl)r(Br)r(I)r(K)r(Ca2)r(Cl)r(S2)r(H)r(H)r(H)A B C D 【解题指南】判断微粒半径大小关系解题思路为(1)看清微粒种类：是原子还是离子；(2)找准比较依据：是同周期还是同主族；(3)运用相关规律：同周期从左至右原子半径减小；同主族从上到下原子半径增大；同一元素失电子半径减小，得电子半径增大；电子层结构相同，核电荷数大半径
7、小。【解析】选C。同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，半径依次增大，正确；具有相同的电子层结构的阴、阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Ca2)r(K)r(Cl)YB原子X与Y的原子序数XY，则原子半径一定是Xr(Cu)r(Cu2)D同一主族非金属原子半径XY，则非金属性：XY【解析】选C。核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故离子半径Xr(Cu)r(Cu2)，C正确；同一主族元素，电子层数越多，半径越大，非金属性越弱，D错误。4稀有气体在极低的温度下形成单原子分子的分子晶体。在这种晶体里，2个原子核的核间距的一半，就是稀有气体原子的范氏半径。下表列出了非金属
8、元素和稀有气体的范氏半径。在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。从表中可以看出，r也有一定的规律性，在同周期和同族中，各有什么规律？提示：在同一周期中，从左到右逐渐减小；在同族中，从上到下逐渐增大。【补偿训练】下列各组元素各项性质比较错误的是()A半径：FNaMg2Al3B最高正价：ONCC电负性：OCSiD酸性：HClO4H2SO4H3PO4【解析】选B。电子层结构相同的离子，离子半径随着原子序数增大而减小，这几种离子电子层结构相同，原子序数：FNaMgAl，则半径：FNaMg2Al3，故A正确；主族元素最高正
9、化合价与其族序数相等，但O、F元素除外，其最高正价：NC，故B错误；元素的非金属性越强，其电负性越大，非金属性OCSi，则电负性OCSi，故C正确；元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，O、F元素除外，非金属性ClSP，则酸性HClO4H2SO4H3PO4，故D正确。知识点二 电离能及其应用1前四周期元素第一电离能：2第一电离能的影响因素(1)同一周期：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)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主
10、要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。(3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。3电离能的应用(1)确定元素原子的核外电子排布。如Li：I1I2I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，而且最外层上只有一个电子。(2)确定元素的化合价。如K元素I1I2I3I2？而I4I3 I3I2？提示：I1对应的是失去np
11、上的电子，而I2是失去ns轨道的电子，由于ns轨道电子能量低，所以I2I1 比例较大；I3是失去ns轨道的电子，而I4是失去(n1)能层的电子，由于(n1)能层的电子能量远低于ns轨道的电子，所以I4I3 I3I2。(1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。(2)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A族的Be、Mg的第一电离能较同周期A族的B、Al的第一电离能要大；A族的N、P、As的第一电离能较同周期A族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于A族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而A族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨
12、道为半充满状态，比A族的ns2np4状态稳定。(1)比较同一元素各级电离能大小关系：先从微粒所带电荷分析；再分析能层不同对电离能产生的影响。(2)不同元素电离能比较：先分析周期表中位置再运用元素周期律注意A和A的反常。1(2021运城高二检测)具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是()3p轨道上只有一对成对电子的原子价层电子排布为3s23p6的原子其3p轨道为半满的原子正三价阳离子的电子排布式与氖的相同A B C D【解析】选C。是硫原子，是稀有气体，其第一电离能最大，是磷原子，是铝原子。根据规律得铝的第一电离能最小，硫的核电荷数虽然比磷大1，但磷原子3p轨道是半充满，比较
13、稳定，故磷的第一电离能大于硫。2(2021漳州高二检测)根据下表中五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJmol1)，在周期表中，最可能处于同一族的是()A.Q和R BS和TCT和U DR和U元素代号I1I2I3I4Q2 080 4 000 6 1009 400R5004 600 6 9009 500S7401 500 7 700 10 500T5801 800 2 700 11 600U4203 100 4 4005 900【解析】选D。由元素电离能可以看出，Q第三电离能和第四电离能相差较大，且其第一电离能较大，所以Q可能是稀有气体元素；R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现1价，
14、最外层电子数为1，二者位于同一族，S的第一、第二电离能较小，第三电离能剧增，故表现2价，最外层电子数为2，T的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现3价，最外层电子数为3，所以只有R和U的第一至第四电离能变化规律相似，即R和U最有可能在同一族。3电子亲和能是基态的气态原子得到电子变为气态阴离子所放出的能量。元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成1价气态阴离子时所放出的能量称为该元素的第一电子亲和能，用E1表示。从1价的气态阴离子得到1个电子，成为2价的气态阴离子所放出的能量称为第二电子亲和能E2，依此类推。O(g)eO(g)H1140.0 kJmol1O(g)eO2(g)H2844
15、.2 kJmol1则E1H1140.0 kJmol1，E2H2844.2 kJmol1，基态气态氧原子得到两个电子成为O2的能量变化如何？提示：第一电子亲和能放出能量、第二电子亲和能吸收能量，O元素的第一电子亲和能小于第二电子亲和能的绝对值，所以基态的气态氧原子得到两个电子成为O2需要吸收能量。【补偿训练】元素A的各级电离能数据如下：I1I2I3I4I5I6I/kJmol15781 8172 74511 575 14 830 18 376则A元素的常见价态为()A1 B2 C3 D4【解析】选C。通过观察A元素的各级电离能数据，发现I4I3，即A元素最外层有3个电子，常见价态为3价。知识点三
16、电负性及应用1电负性电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。电负性越大，表示原子在化合物中吸引电子的能力越强。通常指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。2电负性的变化规律(1)同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大。(2)同主族自上而下，元素的电负性呈减小的趋势。(3)周期表中，电负性大的元素集中在元素周期表的右上方，电负性小的元素集中在元素周期表的左下方。3电负性的意义元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，该元素的非金属性越强；元素电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越弱，则该元素的金属性越强。【归纳总结】电负性的应用(1)判断金属性、非金属性
17、的强弱电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。(2)元素的电负性数值大小与化合物类型的关系(3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系电负性数值小的元素的化合价为正值；电负性数值大的元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。(1)电负性的研究对象和第一电离能的研究对象一样吗？提示：第一电离能研究所有元素，包括稀有气体；电负性研究原子对键合电子的吸引力大小，稀有气体很少形成共价键，故不做研究。(2)电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？提示：元素电负性越大，非金属性越强，但第一电离能不一定越大，例
18、如电负性NO，而第一电离能NO。【典例】(2021吉林高二检测)有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子具有相同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数高于B离子，电负性顺序正确的是()AABCD BDCBACCDBA DBACD 【解题指南】解答本题，思路如下：(1)先根据题意确定元素在周期表中的位置；(2)再根据元素周期表中电负性变化规律进行比较。【解析】选B。根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数CBA，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C、D在周期表中相对位置关系为，然后依据同
19、周期、同主族元素电负性变化规律即可确定其电负性顺序：DCBA。电负性应用的局限性(1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱，并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。(2)元素电负性的值是相对量，没有单位。(3)并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键，电负性差值小于1.7的两元素间一定形成共价键，应注意一些特殊情况。1已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是()AX与Y形成化合物中X可以显负价，Y显正价B第一电离能Y可能小于XC最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的D气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX【解析】选C。电负性数值大的元素吸
20、引电子能力强，在化合物中显负价；电负性数值小的元素吸引电子能力弱，在化合物中显正价，故A正确。根据电负性XY推知，原子序数XY；由于X、Y处在同一周期，第一电离能Y可能小于X，故B正确。X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性；气态氢化物的稳定性HmY小于HnX，故C错误，D正确。2(2021重庆高二检测)已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是()元素LiBeCOFNaAlClGe电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.531.8A.Mg元素电负性的最小范围为1.01.6BGe既具有金属性，又具有非金属性CBe和Cl可形成极性键DO和F形成的化合物O显
21、正价【解析】选A。Mg元素的金属性小于Na，大于Be，故电负性的最小范围为0.91.5，A判断不正确；Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B判断正确；根据Be和Cl的电负性，两元素电负性差距小于1.7，可形成极性键，C判断正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物O显正价，D判断正确。3电负性是衡量元素原子对键合电子吸引力的大小，化学键和电负性的形象表述：以NH3为例，化合物中不同元素表现的化合价与其电负性有何关系？提示：NH3分子中，电负性较大的N元素表现负价，电负性较小的H表现正价。【补偿训练】应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预
22、测中不正确的是()Be的氧化物的水化物可能具有两性Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气At单质为有色固体，At难溶于水易溶于四氯化碳Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱SrSO4是难溶于水的白色固体H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体A BCD【解析】选B。由“对角线规则”和氧化铍与氧化铝相似。铊不能与氢氧化钠溶液作用产生氢气。锂燃烧只能生成氧化锂。硒化氢的稳定性小于硫化氢。元素周期律原子半径能层越大，半径越大同周期，核电荷数越大，半径越小电离能同周期左右，第一电离能增大（A、A反常）同族上下，第一电离能减小同种原子逐级电离能增大电负性同周期左右，电负性增大同主族
23、上下，电负性减小三言两语话重点12个反常：A和A元素的第一电离能反常。23个递变：同周期，从左到右，原子半径减小、第一电离能增大(A、A反常)、电负性增大。33个规律：电子层结构相同的阴阳离子半径，随着核电荷数递增而减小；若元素的电离能In1In InIn1，则该元素最外层有n个电子。过渡元素不同价态阳离子，能形成全充满或半充满结构的离子更稳定。课堂检测素养达标1下列几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是()A1s22s22p4 B1s22s22p63s23p3C1s22s22p63s23p2D1s22s22p63s23p64s2【解析】选A。电子排布式为1s22s22p4，则为O元素；电
24、子排布式为1s22s22p63s23p3，则为P元素；电子排布式为1s22s22p63s23p2，则为Si元素；电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，则为Ca元素；Ca属于金属元素，电负性最小，非金属性OPSi，故O元素的电负性最大。【补偿训练】(2021洛阳高二检测)现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s23p3；1s22s22p5。则下列有关比较中错误的是()A第一电离能：B原子半径：C电负性：D最高正化合价：【解析】选D。由基态原子的电子排布式可知：为S，为P，为F，非金属性越强，第一电离能越大，但P的3p电子半满为稳定
25、结构，则第一电离能：，故A正确；电子层越多，原子半径越大，同周期从左向右原子半径逐渐减小，则原子半径：，故B正确；非金属性越强，电负性越大，则电负性：，故C正确；F无正价，最高正价等于最外层电子数，则最高正化合价：，故D错误。2(2021台州高二检测)x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知()Ax的原子半径大于y的原子半径Bx的电负性小于y的电负性Cx的非金属性小于y的非金属性Dx的第一电离能大于y 的第一电离能【解析】选D。y元素处于x元素的下一周期，x为非金属元素，原子半径小于同周期与y处于同族的元素，故原子半径yx，故A错误；x为非金属元素，y为金属
26、元素，故x的电负性大于y的电负性，故B错误；x为非金属元素，y为金属元素，故x的非金属性强于y的非金属性，故C错误；x为非金属元素，y为金属元素，故x的第一电离能大于y的第一电离能，故D正确。【补偿训练】下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是()A原子半径：NaSOB稳定性：PH3H2SH2OC离子半径：Al3Mg2NaD第一电离能：OFNe【解析】选C。根据电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：NaMg2Al3，C项错误。3(2021福州高二检测)第三周期基态原子的第一电离能处于Al、P之间的元素有()A1种 B2种 C3种 D4种【解析】选C。同一周期元素，元素的第
27、一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但同一周期中第A族元素比第A族元素的第一电离能大，第A族比第A族第一电离能大；Mg、Al、Si、P、S、Cl属于同一周期且其原子序数依次增大，但Mg属于第A族元素，Al属于第A族，P属于第A族元素，S属于第A族，所以Mg、Al、Si、P、S、Cl几种元素的第一电离能从大到小排序是P、S、Si、Mg、Al，所以第一电离能处于Al、P之间的元素有3种，C项正确。4我国的新型核潜艇093AB型核潜艇使用了液体铝钠合金作载热介质。下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是()A.原子半径：AlNaB第一电离能：AlNaC电负性：NaAlD基态原子未成对电子数：N
28、aAl【解析】选 B。A同周期主族元素从左向右原子半径减小(稀有气体除外)，即NaAl，故错误；B.同周期主族元素从左向右第一电离能增强，但是AA，AA，则 AlNa，故正确；C.同周期主族元素从左向右电负性增大(稀有气体除外)，则 AlNa，故错误；D.Na 属于A 族元素，有 1 个未成对电子，Al 属于A 族元素，有 1 个未成对电子，则 AlNa，故错误。5(2021年江苏适应性测试)13Al、15P、16S、17Cl是周期表中的短周期主族元素。下列有关说法正确的是()A元素Al在周期表中位于第4周期A族B元素P的简单气态氢化物的化学式为PH4C第一电离能：I1(Al)I1(P)I1(
29、S)D最高价氧化物的水化物的酸性：H3PO4H2SO4I1(S)，故C错误；D.非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性PSCl，所以酸性：H3PO4H2SO4NOSB第一电离能：FONSC最高正价：FOSND基态原子核外未成对电子数：NOSF【解析】选D。电负性：FONS，A错误；第一电离能：FNOS，B错误；F无最高正价，C错误；F、O、N、S的基态原子未成对电子数分别为1个、2个、3个、2个，故D正确。素养新思维6(2021泰安高二检测)开发新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。基态Cl原子中，
30、电子占据的最高能层符号为 _，该能层具有的原子轨道数为_。Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为_。(2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。LiH中，离子半径：Li_(填“”“”或“”)H。某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。M的部分电离能(kJmol1)如表所示：I1I2I3I4I57381 4517 73310 540 13 630则M是_(填元素符号)。【解析】(1)Cl原子核外电子数为17，基态原子核外电子排布为ls22s22p63s23p5，由此可得基态Cl原子中电子占据的最高能层为第三能层，符号为M，该能层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道，共有9个原子轨道；元素的
31、非金属性越强其电负性越大，非金属性最强的是H元素，其次是B元素，最小的是Li元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为HBLi；(2)核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，其离子半径越小。锂的核电荷数为3，氢的核电荷数为1，Li、H的核外电子数都为2，所以半径：LiH；该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第A族元素，为Mg元素。答案：(1)M 9 HBLi(2)Mg 【补偿训练】今有A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中电负性最大。(1)试推断A、B、C、D四种元素的符号：A_、B_、C_、D_。(2)写出A元素原子的核外电子排布式_；写出B元素原子核外电子排布的价电子构型_；用轨道表示式表示C原子的核外电子排布情况_。(3)比较四种元素的第一电离能和电负性的大小：第一电离能_；电负性_。【解析】A是氧元素，B的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，是钙元素，C是钠元素，D是氯元素。答案：(1)O Ca Na Cl(2)1s22s22p4 4s2(3)NaCaClO NaCaClO