1、第2课时元素性质的递变规律提示 每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。提示 周期数电子层数主族(AA)和副族B、B的族序数最外层电子数(nsnp或ns)，副族BB的族序数最外层(s)电子数次外层(d)电子数。1原子核外电子排布周期性变化的具体内容是什么？2原子核外电子排布与周期表的结构之间的关系是什么？掌握元素第一电离能和电负性的概念及其周期性变化的规律。2了解电离能和电负性的简单应用。1某元素的_态原子失去_个电子形成_ 价_态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，单位为kJmol1。第一电离能可以衡量元素的气态原子_电
2、子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易_一个电子；第一电离能越大，原子越_失去一个电子。笃学一 元素第一电离能的周期性变化1.气一1气失去失去难由电离能的定义推知，电离能越小，表示在气态时该原子_，反之电离能越大，表明气态时该原子_，因此运用电离能的数值可以判断_。2电离能与金属活泼性的关系活泼性强，易失电子活泼性弱，难失电子金属原子在气态时失电子的难易程度由电离能大小可以看出，对同一周期元素：_第一电离能最小，_的第一电离能最大；从左到右呈现_的变化趋势，原因是同周期元素_相同，但随着核电荷数的增大和原子半径的减小，_的必然的结果。同主族元素自上而下，第一电离能_，表明自上而下元素的_
3、。原因：同主族元素的原子价电子数相同，随着原子序数的增大，原子半径逐渐增大，_。过渡元素同周期从左到右，第一电离能变化不太规则，原因是：增加的电子大部分排在d轨道上，核对外层电子的吸引力变化不是太大。总之，第一电离能的周期性递变规律是_的结果。3元素第一电离能的周期性变化规律碱金属稀有气体元素逐渐增大子层数原子核对外层电子吸引力增大减小金属性增强对外层电子吸引力减小电子排布周期性变化原子电原子核原子半径、核外电离能的数值大小主要取决于原子的_、_以及_。为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟Na、Mg、Al的化合价有什么联系？答案 因为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
4、再失去电子都是能量较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从Na、Mg、Al的电离能数值可知，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为1。而Mg的第三电离能、Al的第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为2、3。4影响电离能的因素5核电荷数层数原子半径电子为什么钠易形成Na，而不易形成Na2，Mg易形成Mg2，而不易形成Mg3？答案 因为Na、Mg2都达到了稳定结构，其电子排布式都为1s22s22p6，再失电子需要吸收的能量突然增大。为什么镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫的大？答案
5、镁的电子排布式为1s22s22p63s2，铝的电子排布式为1s22s22p63s23p1，镁的3s轨道上的电子为全充满状态，属于相对稳定结构，难失电子，所以它的第一电离能比铝的大。磷的电子排布式为1s22s22p63s23p3，硫的电子排布式为1s22s22p63s23p4，磷的3p轨道上的电子为半充满，属于相对稳定结构，难失电子，所以它的第一电离能比硫的大。67电负性是用来_。元素的电负性越大，表明元素原子在化合物中_；反之，电负性越小，相应原子在化合物中_。指定氟元素的电负性为_，Li的电负性为_，并以此为标准确定其他元素的电负性。笃学二 元素电负性的周期性变化1.电负性的意义2电负性的标
6、准衡量元素在化合物中吸引电子的能力能力越大吸引电子的能力越小4.01.0吸引电子的(1)同一周期从左到右，元素的电负性_。(2)同一主族，自上而下，元素的电负性_。因此电负性大的元素集中在_，电负性小的元素集中在_。(1)元素的电负性可用于判断一种元素是金属还是非金属，以及其活泼性强弱。一般认为，电负性大于_的元素为非金属元素，电负性小于_的元素为金属元素。(2)利用电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负：_。(3)利用电负性判断化合物中化学键的类型：一般认为：如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素的电负性的差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
7、3元素电负性的周期性变化规律4电负性的应用逐渐增大减小周期表的右上角周期表的左下角1.81.8电负性大的元素呈现负价，电负性小的呈现正价下列说法中正确的是()。A第3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不正确；B不正确，由于Mg的外围电子排布为3s2，而s轨道处于全充满状态；Al的外围电子排布为3s23p1，故Al的第一电离能小于Mg的第一电离能。钾比镁更易失电子，钾的小于镁的，D不正确。答案A【慎思1】下列原子的第一电离能最大
8、的是()。ABBCCAlDSi解析B与C、Al与Si分别同周期，电离能随核电荷数递增而变大，所以电离能B小于C，Al小于Si。而C与Si同主族，电离能随着原子序数递增而减小。C的电离能大于Si，应选B项。答案B【慎思2】下列原子的外围电子排布式(或外围轨道表示式)中，第一电离能最小的是()。C.3d64s2D.6s1解析A为F，B为C，C为Fe，D为Cs，由电离能变化规律知Cs的第一电离能最小。答案D【慎思3】下列说法正确的是()。A每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束Bf区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素C铝的第一电离能小于K的第一电离能DB电负性和Si相近答案D【慎思4】元素
9、电负性随原子序数的递增而增强的是()。ANaKRb BNPAsCOSCl DSiPCl解析 根据同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小的规律来判断。答案D【慎思5】已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：【慎思6】元素AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.52.84.01.0元素MgNNaOPSSi电负性1.23.00.93.52.12.51.7已知：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。(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具
10、有的变化规律是_。(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2BeCl2AlCl3SiC解析 元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为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)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性的变化(2)Mg3N2为离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。电离能可以定量的比较元素的气态原子失去电子的难易，电离能越大，原子越难失去电子，其金属性越弱；反之则金属性
11、越强。所以它可以衡量元素的金属性强弱。应注意，元素的金属性与金属单质的活动性是两个不同的概念。同周期元素从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。由此可知，同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。要点一|电离能及其递变规律12同一主族元素从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。所以，同一主族的元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。A族、A族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为s轨道全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能分别比同周期A、VA族元素原子的第一电离能大如I1(Mg)I1(Al)I1(P)I1(S)
12、。金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。345下列叙述中正确的是(双选)()。A同周期元素中，A族元素的原子半径最大BA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子C室温时，0族元素的单质都是气体D同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小解析A项错误，在同周期元素中，A族元素的原子半径最小。B项不正确，因为在同主族元素中，原子半径越大越难得电子。因为稀有气体的沸点很低，常温下稀有气体都为气态，因此C项正确。D项正确，同周期中，碱金属元素的第一电离能最小。答案CD【例1】下列元素的
13、第一电离能依次减小的是()。AH、Li、Na、K BI、Br、Cl、FCNa、Mg、Al、Si DSi、Al、Mg、Na答案A【体验1】(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)同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，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。要点二|元素的金属性和非金属性强弱的判断对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是()
14、。A碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3B第一电离能：NaMgAlC电负性：NaMgAlD还原性：NaMgAl解析 同一周期元素从左到右电负性增大，最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，因镁的s轨道全充满且p轨道无未成对电子，所以第一电离能为镁铝钠。答案D【例2】由电负性大小可推断出元素的金属性、非金属性强弱。下列性质比较正确的是()。A第一电离能：HeNeArB电负性：FNOC最高正价：FSSiD原子半径：PNC解析 根据元素性质的变化规律可知，He、Ne、Ar为同族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，A项正确；F、N、O电负性大小顺序应为FON，B项错误；F无正化合价，C项错误；D项中正确
15、顺序为PCN。答案A【体验2】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。在化合物中，电负性数值小的元素化合价为正值，电负性数值大的元素的化合价为负值。要点三|化学键类型与化合价正负判断1化学键的类型的判断2化合物中元素化合价正负判断不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定的数值x来表示，若x值越大，其原子吸引电子的能力越强。在分子中形成负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：【例3】符号LiBeBCOFNaAlSiPSClx值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44
16、3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.55 3.16(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围。_x(Mg)_；_x(N)_。(2)推测x值与原子半径的关系为_；根据短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质_变化规律。(3)某有机化合物的结构简式为PCH3OSCH3OSCH2CONHCH，其中CN键中，你认为共用电子对偏向_(写元素符号)。(4)经验规律告诉我们，当成键的两原子的x差值即x1.7时，一般为离子键，当x1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型为_。(5)预测元素周期表中x值最小的元素是_(放射性元素除外)。解析(1)从题目所给的第2、3周期
17、元素的x值可以看出，同一周期从左到右元素的x值逐渐增大，同一主族，从上到下x值减小。则第2周期中所缺少的N的x应介于C和O的x值之间，第3周期中所缺少的Mg的x值应介于Na和Al的x值之间，且比Be的小。(2)同一周期从左到右元素的原子半径逐渐减小，可以推断出x值随原子半径的减小而增大的规律，根据两周期元素x值的变化可以看出，x值作为元素的性质之一，表现出周期性的变化。(3)x值表示不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小，从表中的x值可知，N原子吸引共用电子对能力大于C原子，则CN键中共用电子对偏向N原子一方。(4)题中未给出Br的x值，但可以从F和Cl的x值判断出同一族从上到下元素的x值减小，则x(Br)x(Cl)。Al和Cl的x值差x3.161.611.551.7，则Al和Br的x值差更小，由此可推断出AlBr3中化学键的类型为共价键。(5)从元素x值在同周期和同主族中的变化可以看出，元素的x值越小，其金属性越强，故周期表中x值最小的为铯。答案(1)0.931.572.553.44(2)原子半径越小，元素的x值越大 周期性(3)N(4)共价键(5)铯(或Cs)依据电负性差值判断化学键的类型，依据电负性的大小判断化合物中元素化合价的正负。判断下列化合物中化合价的正负并标出各元素化合价。(1)HClO(2)HCN(3)HSCN(4)CS2【体验3】
