1、第2课时 元素周期律课程目标核心素养建构1.了解元素的电离能、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.理解元素原子半径、元素的第一电离能、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。元素周期律核外电子排布规律金属性与非金属性原子半径第一电离能电负性对角线规则知 识 梳 理 能层（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。一、原子半径 1.影响原子半径大小的因素（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。2.原子半径大小的变化规律 增大核电荷数缩小减小增大答案 由于
2、同周期主族元素原子随着核电荷数的增加，原子核对电子的引力增加，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，其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大。【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？答案 电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，原子核对电子的引力越大，其微粒半径越小。如：r（O2）r（F）r（Na）r（Mg2）r（Al3）。2.举例说明电子层结构相同的微粒，其微粒半径大小的比较有什么规律？原子失去一个电子转化为所需的能量，叫做第一电离能。可以衡量
3、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。二、第一电离能 1.概念 2.意义 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）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。逐渐减小答案 同周期中，A族元素的价电子排布为ns2，np轨
4、道为全空状态，比较稳定，A族元素的价电子排布为ns2np3，np轨道为半充满状态，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。【自主思考】1.由教材图121可知：A族和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。（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？答案（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，I3
5、I2、I4I3In1In。（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。2.根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：（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。（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。三、电负性
6、 1.电负性 化学键键合电子键合电子越大4.0（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。在元素周期表中，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。2.对角线规则 变大变小右下方相似如何应用电负性的数值来判断元素金属性和非金属性的强弱？答案 【自主思考】效 果 自 测（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
7、一电离能最小。（）（6）铝的第一电离能比镁的第一电离能大。（）（7）第一电离能小的元素的金属性一定强。（）1.判断正误，正确的打“”；错误的打“”。（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）A.CDBAB.ABCD C.DCABD.ABDC 解析 A、B、C、D四种元素的相对位置如
8、下表：根据原子半径大小变化规律可知ABDC。答案 D 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.K、Na、LiB.N、O、F C.As、P、ND.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 3.下列元素按电负性由大到小顺序排列的是（）（2）b、c、d是短周期元素，原子序数依次增大。b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族。b、c、d中第一电离能最大的是 （填元素符号）。解析（1）Z是镁元素，第三周期中第一电离能最大的主族元素是氯元素。（2）
9、b是氮元素，c是氧元素，d是硫元素。第一电离能：NOS。答案（1）氯（Cl）（2）N 4.（1）Z基态原子的M层与K层电子数相等，Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是 。提示 不是，同周期从左到右，简单阳离子半径逐渐减小，简单阴离子半径逐渐减小，但同周期阴离子半径大于同周期的阳离子半径。例如r（P3）r（S2）r（Cl）c（Na）c（Mg2）c（Al3）。探究一 微粒半径大小的比较【探究讨论】1.同周期从左到右元素简单离子的半径逐渐减小吗？提示 不一定。例如r（Li）r（Cl）。2.电子层数越多，原子半径一定越大吗？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
10、，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。（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）。【点拨提升】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，
11、半径越大。A.1s22s22p3B.1s22s22p1 C.1s22s22p63s23p1D.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【典题例证1】具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是（）ClClBr 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
12、。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【学以致用1】下列各组微粒半径的比较正确的是（）（1）将上表数据，分别以原子序数和电离能为横、纵坐标画一草图。（2）讨论LiNe电离能变化的总趋势。（3）试从电子排布解释该图中两处反常现象。探究二 电离能规律及其应用【探究讨论】1.下表是第二周期元素的第一电离能数据：元素 Li Be B C N O F Ne 第一电离能（kJ/
13、mol）502.3 899.5 800.6 1 086.4 1 402.3 1 314.0 1 681.0 2 038 提示（1）从Li到Ne电离能变化的总趋势草图如下图。（2）LiNe电离能变化的总趋势为逐渐增大。（3）电离能大小反常的是Be、N。Be的2p能级没有电子，为全空的稳定结构，所以第一电离能是Be比B大。N的2p能级有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。回答下列问题：Mn元素价电子层的电子排布式为 ，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2再 失 去 一 个 电 子 比 气 态 Fe2 再 失 去 一 个 电 子 难，对 此，你 的 解 释 是_ _。2.Mn
14、、Fe均为第四周期过渡元素，两元素的部分电离能数据列于下表：元素 Mn Fe 电离能/kJmol1 I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 3 248 2 957 提示 3d54s2 由Mn2转化为Mn3时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2转化为Fe3时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态）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元素
15、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。【点拨提升】1.影响电离能的因素及变化规律（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
16、失去这些电子逐渐变难，需要的能量越来越高。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。（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。2.电离能的应用（3）确定元素的化合价如果In1In InIn1，即电离能在 In 与 In1 之间发生突变，则元素的原子易形成n 价离子，并且主族元素的最高化合价为n 价（或只有n 价、0 价）。某元素的逐级电离能，若 I2I1，则该元素通常显1 价
17、；若 I3I2，则该元素通常显2 价；若 I4I3，则该元素通常显3 价。过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有27 多种化合价。A.第三周期所含的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 同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确，C错误。由于镁的3p轨道为全空结构，原子的能量较低，具有相对较大的第一电离能；而铝的核外电子排布为3s23p1，原子的能量较高，具有相对较小的第一电离能，故B错误。D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离
18、能小于镁的，D错误。答案 A【典题例证2】下列说法中正确的是（）（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【学以致用2】（1）元素Mn与O中，第一电离能较大的是 。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，
19、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，除外）。探究三 电负性规律及其应用【探究讨论】1.请总结元素电负性周期性变化规律 提示（1）判断元素的金属性和非金属性及其强弱 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。金属元素的电负性越小，元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。（2）判断元素的化合价 电负性数值小的元素在化
20、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.元素电负性的应用，请举例说明。（3）判断化学键的类型 一般认为：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。（4）解释“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（如图）的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。Li、Mg的电负性分别为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。它们的电负性相同或接近，说明它们对键合电子的
21、吸引力相当，表现出的性质相似。实例分析 锂和镁的相似性 a.锂与镁的沸点较为接近：元素 Li Na Be Mg 沸点/1 341 881.4 2 467 1 100 b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且 Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。4LiO2=点燃 2Li2O2MgO2=点燃 2MgOc.锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。d.锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物 Li3N 和 Mg3N2。e.锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为 Li2O、H2O 和 MgO、H2O。f.在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是较难
22、溶于水的，相应的镁盐也较难溶于水。铍和铝的相似性 a.铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。b.二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：Al（OH）33HCl=AlCl33H2O，Al（OH）3NaOH=NaAlO22H2O；Be（OH）22HCl=BeCl22H2O，Be（OH）22NaOH=Na2BeO22H2O。c.二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。d.BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。硼和硅的相似性 a.自然界中B与Si均以化合物的形式存在。b.B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：2B2KOH2H2O=2KBO2
23、3H2，Si2KOHH2O=K3SiO32H2。c.硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解。d.硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。硼和硅的卤化物的物理性质：BF3 BCl3 BBr3 BI3 SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4 室温时的状态 气 液（加压）液 固 气 液 液 固 熔点/K 146 166.2 227 316 182.8 203 278.4 393.6 沸点/K 173 285.5 363 483 177.3 330.6 427 563 水解反应：4BF33H2O=H3BO33HBF4，BCl33H2O=B（OH）33HCl，SiF44H2O=H4SiO44
24、HF。A.电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 B.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 C.元素的电负性越大，则元素的非金属性越强 D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关 解析 一般来说，同周期主族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，因此电负性与原子结构有关，D项错误。答案 D【典题例证3】下列对电负性的理解不正确的是（）Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；Y原子价电子（外围电子）排布式为msnmpn；R原子核外L层电子数为奇数；Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：（1）Z2的核外电子排布式是_。（2）Q
25、、R、Y 三 种 元 素 的 第 一 电 离 能 数 值 由 小 到 大 的 顺 序 为_（用元素符号作答）。（3）五 种 元 素 中，非 金 属 元 素 的 电 负 性 由 小 到 大 的 顺 序 是 ，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物是 （填化学式）。【学以致用3】Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：解析 先由题给信息推断元素：由知Z为Cu，由Y的原子序数比Z小和推测，则msnmpn中m3，n2，价电子排布式为3s23p2的是Si。由，因原子序数按Q、R、X、Y、Z递增，故Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4，只能为L层的p轨道，二者分别为C、O，则R只能为A族元素氮，正好满足。即Q、R、X、Y、Z五种元素依次为C、N、O、Si、Cu。（1）Z2是Cu2。由铜原子的电子排布式1s22s22p63s23p63d104s1可写出Cu2的电子排布式。（2）根据电离能的变化规律，C、N、Si三种元素中，第一电离能N最大，Si最小。（3）五种元素中电负性最大的非金属元素是氧，电负性最小的非金属元素是硅，二者形成的化合物是SiO2。答案（1）1s22s22p63s23p63d9（2）SiCN（3）SiCNO SiO2