1、第二课时元素周期律学习目标：1. 能说出元素电离能、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.了解原子半径、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。知识回顾1元素周期律随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子数逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体；然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复形成周期律。2元素周期表(1) 周期每周期所含元素种数：从第一到第七周期种类数分别为2、8、8、18、18、32、26。每周期开头及结尾元素的最外层电子排布：开头元素 ns1，结尾元素 ns2np6
2、(第一周期为1s2)。(2)纵列与族纵列序数1234567810族AABBBBB纵列序数1112131415161718族BBAAAAA0要点梳理1原子半径(1)影响原子半径的大小的因素：原子半径的大小取决于电子的能层数、核电荷数两个因素。(2)规律：电子的能层数越多，电子之间的负电排斥导致原子半径越大；核电荷数越大，原子核对核外电子的引力越大，将使原子半径缩小。2电离能(1)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。(2)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。注意：“气态”“电中性”“基态”“
3、失去一个电子”等都是为了保证“最低能量”的条件。(3)元素第一电离能符号：I1。(4)元素第一电离能变化规律对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，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。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。3电负性(1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。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。(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂
4、的电负性为1.0作为相对标准。(4)电负性的变化规律：同周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。4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”。知识点一微粒半径的比较规律1微粒半径大小比较(1)“三看”规律比较微粒半径的大小“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，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。(2)原子半径的大小比较同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子
5、半径(或离子半径)逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。如r(11Na)r(12Mg)、r(Na)r(Mg2)。同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子(或离子)半径越大。如：r(Na)r(K)、r(F)r(Cl)、r(Na)r(K)、r(F)r(Cl)。当电子层和最外层电子数均不同时，运用三角规律(如A、B、C的相对位置如图所示，比较B、C元素原子半径的大小)：原子半径：CAB，则：r(C)r(B)。(3)离子半径的大小比较 对同一种元素来说，原子半径阳离子的半径，如r(Na)r(Na)；原子半径阴离子的半径，如r(Cl)r(Cl)。对于同种元素的各种粒子，核外电
6、子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。如r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)，r(H)r(H)r(H)。对于电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大。如r(S2)r(Cl)r(K)r(Ca2)、r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3)。注意：稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他原子半径的测量标准不同，不能比较。2正确理解电离能的变化规律(1)第一电离能每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右，元素的第一电离能呈增大的趋势。同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。(2)逐级电离能同一原子的逐级
7、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级较低的电子，所需要的能量较多。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。如表：钠、镁、铝的电离能元素电离能/kJmol1)NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277382745I495431054011575金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。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
8、活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不完全一致。(3)第一电离能与原子核外电子排布通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)，半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小，非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。(4)电离能的应用确定元素核外电子的排布如Li：I1I2I3，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。确定元素在化合物中的化合价如K：I1I2I3，表明K
9、原子容易失去一个电子形成1价阳离子。判断元素的金属性、非金属性强弱I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。问题探究1是否电子的能层数越多的元素的原子半径一定大于电子的能层数小的元素的原子半径？答案不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。2M(g)M2所需的能量是否是其第一电离能的2倍？答案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。 1决定原子半径大小的因素：(1)
10、电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；(2)核电荷数：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电子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生周期性的递变。通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但A族、A族元素原子的外围电子排布分别为ns2、ns2np3，为全充满和半充满结构，这两族元素原子第一电离能反常。1具有相同电子层结构的An、Bn、C，下列分析正确的是()A原子序数关系CBAB粒子半径关系BnAnCC一定是稀有气体元素的原子D原子半径关系为ACB解析设C的原子序数为m，则A的原子序数为mn，B的原子序数为mn，所以原子序数AC
11、B；因A的质子数大于B，且An、Bn具有相同的电子层结构，故粒子半径BnAn；因为Bn与C具有相同的电子层结构，且具有稀有气体元素的电子层结构，C只能为稀有气体元素的原子。答案C2下列叙述中正确的是()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同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故A正确，C不正确；由于镁的外围电子排布为3s2(全满)，而Al的外围电子排布为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁，B不正确；钾比镁活泼，更易失电子，钾的第一电离能小于镁，D错误。答案A(1)原
12、子的逐级电离能越来越大：首先失去的电子是能量高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量较多。(2)当相邻逐级电离能突然变大时说明电子所处的能层发生了变化，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知识点二电负性的应用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。(3)同周期元素自左到右，电负性呈增大趋势，同主族元素
13、自上而下，电负性逐渐减小。(4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。(5)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；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。2判断化学键的类型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；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。问题探究1有人认为：“根据定义，电负性只能判断非金属性强弱，电离能只能判断金属性强弱。”你认为这种说法正确吗？阐述你的观点。答案这种说法是错误的。电负性和电离能都可用于判断元素的金属性和非金属性强弱。电负性越大，元素原子吸引电子的
14、能力越大，非金属性越强；电负性越小，元素原子吸引电子的能力越小，金属性越强。一般来说，金属元素的电负性在1.8以下，非金属元素的电负性在1.8以上。第一电离能越大，元素的原子越难失电子，非金属性越强(稀有气体除外)；第一电离能越小，元素的原子越易失电子，金属性越强。 2依据电负性的规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？答案电负性最大的元素在元素周期表的右上角(即第二周期第A族的氟元素)，电负性最小的元素在元素周期表的左下方(即第六周期第A族的铯元素)。1元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。2元素电负性的概念最先
15、是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值，后人做了更精确的计算，数值有所修改。并不是所有电负性差大于1.7的元素原子都形成离子化合物，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，故需注意这些特殊情况。1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：元素AlBBeCClF Li电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性1.23.00.93.52.12.51.8试结合元素周期律知识
16、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：_。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：元素LiBeBCNOF原子序数3456789电负性1.01.52.02.53.03.54.0元素NaMgAlSiPSCl原子序数111
17、21314151617电负性0.91.21.51.82.12.53.0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。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)FNa离子2在周期表中，同一主族元素化学
18、性质相似。目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：(1)锂在空气中燃烧，除生成_外，也生成微量的_。(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是_，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为_。(3)若已知反应Be2C4H2O=2Be(OH)2CH4，则Al4C3遇足量强碱溶液反应的离子方程式为_。(4)科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是_。用电子式表示BeCl2的形成过程：_。解析(1)根据对角线规则。锂与镁的化学性质相似。在空气中除与O2作用生成Li2O外，还可与N2作用生成Li3N。(
19、2)铍为第二周期第A族元素，与Al处于对角线位置，对照Al(OH)3的两性反应有：Be(OH)22H=Be22H2O，Be(OH)22OH=BeO2H2O。(3)由于Be、Al元素性质相似，依据所给信息有：Al4C312H2O=4Al(OH)33CH4，当强碱过量时有Al(OH)3OH=AlO2H2O，合并为Al4C34OH4H2O=4AlO3CH4。(4)根据共价化合物与离子化合物的结构特点可知离子化合物在溶于水或熔化时导电，而共价化合物熔化时不导电，因此可将BeCl2加热至熔融状态，若不导电则可证明之。答案(1)Li2OLi3N(2)Be(OH)2Be(OH)22H=Be22H2OBe(O
20、H)22OH=BeO2H2O(3)Al4C34OH4H2O=4AlO3CH4(4)将BeCl2加热到熔融状态，不能导电证明BeCl2是共价化合物BeBe(1)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(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃，且互熔)，被称为“对角线规则”。 (2)处于“对角线”位置的元素，它们性质具有相似性的根本原因是：由于它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出的性质相似。知识脉络核心要点1电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气体基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。同族元素从上到下第一电离能变小，同周期元素从左向右第
21、一电离能呈增大趋势，但IIA与IIIA、VA与VIA之间出现反常。2电负性：是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小的，同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。1下列各组元素性质的递变情况错误的是()ALi、Be、B原子最外层电子数依次增多BP、S、Cl元素最高正价依次升高CN、O、F电负性依次增大DNa、K、Rb第一电离能逐渐增大解析根据元素周期律可知，同一周期从左到右，原子最外层电子数依次增多、元素最高正价依次升高、元素原子的电负性依次增大；同一主族从上到下，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。答案D2X和Y都是原子序数大于4的短周期元素
22、，Xm和Yn两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是()AX的原子半径比Y小BX和Y的核电荷数之差为(mn)C电负性：XYD第一电离能：XY解析Xm与Yn的核外电子排布相同，则质子数XY，原子半径：XY，X和Y的核电荷数之差为(mn)。X比Y更易失电子，第一电离能：XY，电负性：XY。答案D3下列关于主族元素性质的递变规律的叙述中不正确的是()A同主族元素从上到下，原子半径越大，金属性越强B同周期元素从左到右(0族除外)，非金属性逐渐增强C同周期元素从左到右，气态氢化物稳定性逐渐增强D同主族元素从上到下，原子半径越大，元素的第一电离能越大解析根据元素周期律可知，同周期的元素从左到右(0族
23、除外)，非金属性增强，气态氢化物的稳定性增强；同主族的元素从上到下，原子半径越大，越容易失去电子，其金属性越强，第一电离能越小，故A、B、C都正确，D错误。答案D4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：ABDCB原子序数：dcbaC离子半径：C3DBA2D单质的还原性：ABDC解析解法一：A选项中，如果aA2、bB电子层结构相同，则A、B是同一周期元素，且A在B的后面，根据同一周期元素原子半径的大小规律可知，B的原子半径A的原子半径，同理可以推出C、D在A、B的上一周期，且C在D的前面，由此得出A、B、C、D的原子半径大小为BA
24、CD，故A选项错；由A、B、C、D的相对位置，不难判断出它们的原子序数的关系为abdc，故B选项错；依据“电子层结构相同的离子，原子序数越大，半径越小”的规律来判断，C选项正确；同样由A、B在同一周期，随着原子序数的增大(B到A)，金属性逐渐减弱(BA)来判断，D选项错。解法二：找出相应的具体元素：如12Mg2、11Na、7N3、9F，更容易作出判断。答案C5电离能是指气态原子或气态离子失去电子需要的能量。从中性原子中移去第一个电子所需要的能量为第一电离能(I1)，移去第二个电子所需要的能量为第二电离能(I2)，依此类推。现有5种元素A、B、C、D、E，其中有三种金属元素，一种稀有气体元素，其
25、I1I3分别如下表。元素I1/eVI2/eVI3/eVA13.023.940.0B4.331.947.8C5.747.471.8D7.715.180.3E21.641.165.2根据表中数据判断其中的金属元素有_，稀有气体元素有_，最活泼的金属是_，显2价的金属是_。解析电离能是指气态原子或气态离子失去电子需要的能量。电离能越小，说明该原子越易失去电子，金属性越强；电离能越大，说明该原子越不易失去电子，非金属性越强。表中B、C、D三种元素的第一电离能相对比较小，应该属于金属；E元素的第一电离能最大，应该属于稀有气体元素；B元素的第一电离能最小，应该是所列的元素中最活泼的金属元素；D元素的第二电离能最小，说明D元素的原子很容易失去2个电子，应该是显2价的金属元素。答案BCDEBD
