(讲义)专题2 第2单元 元素性质的递变规律-【提分教练】2023-2024学年新教材高中化学选择性必修2(苏教版2019)

第二单元　元素性质的递变规律 学习任务 1．能从电子排布的角度解释元素周期表的分区，周期和族的划分，解释主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律。 2．能利用电负性判断周期表中元素性质递变规律，推断化学键的类型。 3．初步形成不同事物之间存在内在联系的观点。 一、元素周期律及元素周期表的分区 1．原子核外价电子排布及化合价的周期性变化 (1)原子核外价电子排布 ①除第1周期外，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复出现从1逐渐增加到8的周期性变化。 ②第2、3周期元素周期表中元素原子的外围电子排布，从左到右呈现从ns1到ns2np6的变化。 ③第4周期元素原子的外围电子排布，从左到右，从4s1经过3d1～104s1～2逐渐过渡到4s24p6。 ④第5周期元素原子的外围电子排布也有与第4周期元素相似的变化规律。 因此，核外电子排布的周期性变化规律也可以表示为：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。 (2)主族元素原子核外价电子排布与化合价的周期性变化 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 原子核 外价电 子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 最高正 化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 (O除外) ＋7 (F除外) 最低负 化合价 －1(H) 其他无 无 无 －4 －3 －2 －1 化合价 的变化规律 随原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。 2．元素周期表中区的划分 在元素周期表中价电子排布相似的元素集中在一起。人们将元素周期表分为5个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号。 分区 元素位置 价电子排布式 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2npl～6 d区 ⅢB族～ⅦB族(镧系、锕系除外)、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 ds 区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 f区 镧系元素和锕系元素 略 　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不一定比电子层数多的元素的原子半径小。 (√) (2)第3周期所有元素中钠的金属性最强，其最高价氧化物对应的水化物碱性最弱。 (×) (3)价电子排布式为4s24p3的元素位于第4周期ⅤA族。 (√) (4)元素原子的价电子不一定是最外层电子。 (√) 二、元素的第一电离能和电负性及其变化规律 1．元素的第一电离能及其变化规律 (1)电离能的含义：某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示。 M(g)－e－―→M＋(g) (2)电离能的意义：第一电离能可以衡量元素的气态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；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。＋1价气态离子失去一个电子形成＋2价气态离子所需要的最低能量，叫做该元素的第二电离能，用符号I2表示，以此类推。 (3)电离能的规律：一般来说，同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。因此，对于同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，而稀有气体元素的第一电离能最大。 (4)影响电离能的因素：元素的第一电离能大小还与其原子的核外电子排布(特别是外围电子排布)有关。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)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因此Mg、P的第一电离能相对较高。 2．元素电负性及其周期性变化规律 (1)电负性含义：用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的标度。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)电负性规律：同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 (3)电负性的简单应用 ①元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素是金属元素。 ②电负性数值的大小能够衡量