第1章 第3节 元素性质及其变化规律（Word教参）-【优化指导】2024-2025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 课程内容标准 1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 2．了解元素周期律的应用价值。 一、原子半径及其变化规律 1．元素的原子半径及相应的比例模型 2．递变规律及原因 (1)同周期： ①同周期主族中，随着原子序数的增大，元素的原子半径自左至右呈逐渐减小的趋势。这是由于增加的电子排布在同一层上，增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用，结果使原子半径逐渐减小。 ②同一周期的过渡元素，从左到右原子半径的变化幅度不大。这是因为增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大。 (2)同主族：自上而下，随着原子序数的逐渐增大，原子半径逐渐增大。这是因为随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷数增加的影响，导致原子半径增大。 3．应用 利用原子半径和价电子数，人们可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。原子半径越小，原子核对外层电子的吸引作用越强；原子半径越大，原子核对外层电子的吸引作用越弱。 (1)除稀有气体外，从左到右，元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强。 (2)同主族自上而下，金属元素原子失去电子的能力越来越强，非金属元素原子获得电子的能力越来越弱。 二、元素的电离能及其变化规律 1．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叫做电离能，常用符号I表示，单位是kJ·mol－1。 2．意义：判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难失去电子。 3．分类 (1)第一电离能是元素原子失去1个电子的电离能，符号为I1。表示为M(g)===M＋(g)＋e－　I1 (2)第二电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子的电离能，符号为I2。表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－　I2 (3)依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。 4．元素逐级电离能的变化规律：同一元素的电离能按I1、I2、I3…顺序逐级增大。 5．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现周期性变化。 (1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现增大的趋势。 (2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐减小。 (3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有增加。 三、元素的电负性及其变化规律 1．电负性 (1)定义：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，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。 (3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。 (3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。 3．电负性的应用 (1)判断元素的类别 通常，电负性小于2的元素大部分是金属元素，电负性大于2的元素大部分是非金属元素。 (2)判断元素的性质 非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。 (3)判断化合物中元素化合价的正负 在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的易呈现正价。 (4)利用元素的电负性差值可以判断化学键的性质 电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键，电负性差值小或相同的非金属元素的原子之间主要形成共价键。 1．巧判断(对的打“√”，错的打“×”) (1)原子序数越大，核外电子越多，原子半径越大。(×) (2)同周期，从左到右，最高正价一定由＋1价递变为＋7价。(×) (3)同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势，故第一电离能C<N<O。(×) (4)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小。(×) (5)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。(×) (6)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素。(√) (7)元素的逐级电离能中，当电离能的值发生突变时，该电子所处的电子层发生了改变。(√) 2．下列比较中，错误的是(　　) A．原子半径：K>Ga>Se>S B．第一电离能：Si>Al>Mg>Na C．电负性：O>N>P>As D．非金属性：P>Si>Ge>Ga B　[因同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大，则K>Ga>Se>S，A正确；因同周期第一电离能有突变，因此第一电离能为Na<Al<Mg，B错误；在同主族中电负性O>N>P>As，C正确；同周期，非金属性：P>Si>Al，Ge>Ga，同主族，非金属性：Ga<Al，D正确。] 3．在下列横线上，填上适当的元素符号。 (1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。 (2)第二、三、四周期元素中p轨道半充满的原子分别是____________。 (3)电负性相差最大的两种元素是________(放射性元素除外)。 解析　一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除第ⅡA族、第ⅤA族元素反常外)，同周期中碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的元素为Na，第一电离能最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。 答案　(1)Na　Ar　(2)N、P、As　(3)F、Cs 学习任务一　探究比较粒子半径大小的方法 阅读教材P20～21原子半径的内容，结合主族元素原子半径的周期性变化图示，交流讨论： 1．元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？怎样解释这种趋势？ 提示　同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其主要原因是同周期主族元素的电子层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的引力也就越大，将使原子半径减小。 2．元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？怎样解释这种趋势？ 提示　同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，其原因是电子层数增加，电子间的负电排斥使原子半径增大。 1．原子半径的大小比较 (1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(除稀有气体外)，有“序小径大”的规律。如r(11Na)>r(12Mg)。 (2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。如：r(Na)<r(K)、r(F)<r(Cl)。 (3)当电子层和最外层电子层均不同时，运用三角规律(A、B、C的相对位置如图所示)： 原子半径：C>A>B，如：r(K)>r(Na)>r(Mg)。 2．离子半径的大小比较 (1)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－)。 (2)对于同种元素的各种粒子，核外电子数越多，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＋)。 (3)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＋)。但须注意，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。 1．(双选)下列有关微粒半径的大小比较错误的是(　　) A．K>Na>Li　　　　　 B．Na＋>Mg2＋>Al3＋ C．Mg2＋>Na＋>F－ D．Cl－>F>F－ CD　[A项，同一主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小；C项，应为Mg2＋<Na＋<F－；D项，Cl－比F－多一个电子层，故半径Cl－>F－，F－比F多一个电子，故半径F－>F。] 2．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A>B>D>C B．原子序数d>c>b>a C．离子半径C3－>D－>B＋>A2＋ D．单质的还原性A>B>D>C C　[四种元素在元素周期表中的相对位置为： 即某周期活泼非金属与下一周期活泼的金属形成的简单阴、阳离子具有相同的电子层排布，由此可知，原子半径B>A>C>D，原子序数a>b>d>c，离子半径C3－>D－>B＋>A2＋。单质还原性B>A(金属)，非金属还原性一般较弱(F2无还原性)，且只能D<C。] [归纳总结]　粒子半径比较的一般思路 (1)“一层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。 (2)“二核”：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 (3)“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大 学习任务二　电离能及其应用 前四周期元素第一电离能(I1)的变化如图所示。 1．据图可知，第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。 提示　同周期中，第ⅡA族元素的价电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，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。 2．下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 元素 Na Mg Al 496 738 578 4 562 1 451 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 (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? 提示　(1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<……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>I2、I4>I3……In＋1>In。 (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。 1．认识电离能 (1)由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期第ⅢA族的B、Al、Ga的第一电离能要大；第ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于第ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，np为全空较稳定状态比第ⅢA族的ns2np1状态稳定。而第ⅤA族元素的最外层电子排布为np3，为半充满状态，比第ⅥA族的np4状态稳定。 (2)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致： 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。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。 2．电离能的应用 (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。 (3)确定元素的化合价：如果≫，即电离能在In与In＋1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I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。 1．下列有关电离能的说法中，正确的是(　　) A．第一电离能是原子失去核外第一个电子需要的能量 B．在元素周期表中，主族元素原子第一电离能从左到右一定越来越大 C．可通过各级电离能的数值，判断元素可能有的化合价 D．第一电离能越大的元素，元素的电负性一定越大 C　[第一电离能是基态的气态原子失去核外第一个电子需要的最低能量，A项错误；总体趋势：同一周期中，第一电离能从左到右越来越大，其中有反常，如N>O，B项错误；电离能和电负性是元素的两种不同的性质，二者变化规律不完全一致，D项错误。] 2．某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为899 kJ·mol－1、1 757 kJ·mol－1、14 840 kJ·mol－1、18 025 kJ·mol－1，则该元素在元素周期表中位于(　　) A．第ⅠA族　　　　 B．第ⅡA族 C．第ⅢA族 D．第ⅣA族 B　[分析该元素的各级电离能可知，第一、二电离能较小，第三电离能剧增，说明该元素原子易失去2个电子，则该元素原子的最外层电子数为2，该元素位于第ⅡA族。] 学习任务三　电负性的应用 电负性是表述原子吸引键合电子能力大小的一种度量，可以用下图形象表述。阅读教材P24～26页内容，思考并回答有关问题。 1．怎样理解电负性可以度量金属性与非金属性的强弱？ 提示　金属元素原子越容易失去电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素原子越容易得到电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强，所以可以用电负性来度量元素的金属性与非金属性的强弱。 2．查阅教材中H、O、Cl的电负性数据，分析HClO中各元素的价态。 提示　H、O、Cl的电负性分别为2.1、3.5、3.0，根据HClO的结构式H—O—Cl，可知O对键合电子的吸引力最强，键合电子偏向O元素，O为－2价，H为＋1价、Cl为＋1价。 3．根据电负性的变化规律，分析预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)? 提示　电负性最大的元素为F元素，电负性最小的元素为Cs元素。 1．判断元素的金属性和非金属性 (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，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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。 2．判断元素的化合价 (1)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。 (2)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。 3．判断化学键的类型 (1)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。 (2)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．解释元素“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。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。 1．下列有关元素电负性的说法中正确的是(　　) A．主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大 B．在元素周期表中，元素电负性从左到右依次增大 C．金属元素电负性一定小于非金属元素电负性 D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 D　[主族元素的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但有特例，如电负性：O>N，但第一电离能：N>O，A项错误。B、C项没有考虑过渡元素的情况。] 2．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 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：一般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。 试结合元素周期律知识回答下列问题： (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： ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？ Mg3N2　BeCl2　AlCl3　SiC ________________________________________________________________________。 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 Li Be B C N O F 原子序数 3 4 5 6 7 8 9 电负性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 元素 Na Mg Al Si P S Cl 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 经过上述整理后可以看出：从3～9号元素，元素的电负性由小到大；从11～17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。 (3)Mg3N2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1.5、1.5、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。 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)F　Na　离子　 (3)Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC均为共价化合物。 [易错警示] 根据电负性差值判断化合物类型只是一般规律，并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，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 开发新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。 (1)Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为是怎样的？ 提示　Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为H＞B＞Li。 (2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。M的部分电离能如表所示： I1/(kJ·mol－1) 738 I2/(kJ·mol－1) 1 451 I3/(kJ·mol－1) 7 733 I4/(kJ·mol－1) 10 540 I5/(kJ·mol－1) 13 630 推测M是哪种元素？ 提示　该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族元素，为Mg元素。 (1)注意同周期元素的第一电离能在增大趋势中出现的反常现象，并理解其原因。 (2)元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置；元素原子结构的周期性变化决定了元素性质的周期性变化。通过本部分知识的学习培养证据推理与模型认知、宏观辨识与微观探析的化学核心素养。 学科网（北京）股份有限公司 $$