(教用word)第1章 第3节 元素性质及其变化规律-【提分教练】2022-2023学年新教材高中化学选择性必修2(鲁科版2019)

第3节　元素性质及其变化规律 学习任务目标 1．了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释其周期性变化的原因。 2．理解电离能的概念及其变化规律，通过对电离能的认识理解原子结构与元素性质的关系。 3．理解电负性的概念及其变化规律，通过对电负性的认识理解原子结构与元素性质的关系。 4．了解常见元素的化合价及其与原子结构的关系。 1．原子核外电子排布的周期性：除第1周期外，每一周期主族元素的原子从左到右最外层电子数从1增加到8；同主族元素的原子最外层电子数相等。 2．原子半径的周期性变化规律：同主族元素，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大；同周期主族元素，自左向右随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小。 3．化合价的周期性变化：同周期主族元素从左到右最高化合价依次升高，一般最高正化合价＝最外层电子数(O、F除外)，同主族元素最外层电子数相同，最高化合价一般也相同(O、F除外)。同周期主族元素从左到右非金属元素的最低化合价也是依次升高，最低化合价＝最外层电子数－8。 一、原子半径及其变化规律 1．影响因素 2．递变规律 同主族 从上到下电子层数越多，原子半径越大 同周期 从左到右，核电荷数越大，半径越小 二、元素的电离能及其变化规律 概念 气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量 符号 I 单位 失去一个电子 分类 M(g)M＋(g) M2＋(g) M3＋(g) 意义 衡量元素的原子kJ·mol－1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 递变规律 同周期 元素 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势 同主族 元素 自上而下第一电离能逐渐减小 同种元素 的原子 电离能逐级增大 应用 (1)判断金属原子失电子能力 (2)判断元素的主要化合价 三、元素的电负性及其变化规律 1．电负性 (1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 (2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强。 2．变化规律 同一周期 从左到右，元素的电负性递增 同一主族 自上而下，元素的电负性递减 3．应用 判断金属性和非金属性的强弱 电负性小于2的元素大部分为金属元素；电负性大于2的元素大部分为非金属元素 判断化合物中元素化合价的正、负 化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价 判断化学键的类型 电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性差值小的元素原子之间主要形成共价键 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)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。 (×) (2)核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同。 (×) (3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大。 (√) (4)在所有元素中，氟的第一电离能最大。 (×) (5)同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大。 (×) (6)可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价。 (√) (7)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。 (√) (8)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。 (×) 2．下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ C．Na＜Mg＜Al＜Si D．Cs＜Rb＜K＜Na B　解析：A中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小；B中S2－与Cl－，Na＋与Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和Cl－比Na＋和Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na＞Mg＞Al＞Si；D中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs＞Rb＞K＞Na。 3．按照F、Cl、Br的顺序，下列叙述正确的是(　　) A．第一电离能依次减小 B．原子半径依次减小 C．电负性依次增大 D．对应氢化物分子中的化学键键能依次增大 A　解析：F、Cl、Br为同一主族元素，同主族元素，从上到下电离能依次减小，A正确；同主族元素从上到下原子半经依次增大，B错误；同主族元素从上到下，电负性依次减小，C错误；同主族元素自上而下非金属性逐渐减弱，对应氢化物稳定性依次减弱，氢化物分子中的化学键键能依次减小，D错误。 4．现有4种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p3；②1s22s22p5；③1s22s22p63s23p3；④1s22s22p63s23p4，则下列比较正确的是(　　) A．第一电离能：②＞①＞④＞③ B．原子半径：③＞④＞②＞① C．电负性：②＞①＞④＞③ D．最高正化合价：②＞③＝①＞④ C　解析：根据原子核外电子排布式可知①是