1.2.2　元素周期律 讲义 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修2

元素周期律 学习目标　1.认识元素的原子半径、主族元素第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化,能从电子排布的角度对这一规律进行解释。2.能明确电离能、电负性的含义和应用,能列举元素周期律的应用。 一、原子半径 1.影响因素 2.递变规律 　　　　　　　　　　　　　　　　 1.下列元素的原子半径最小的是 (　　) A.Na B.Mg C.Al D.Cl 2.下列有关粒子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 3.(2023·上海宝山中学高二检测)下列微粒半径大小关系正确的是 (　　) A.F>Cl>Br>I B.Na<Mg<Al<Si<P<S<Cl C.Na<Na+、Cl<Cl- D.O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ 4.具有下列电子排布式的基态原子中,半径最大的是 (　　) A.1s22s22p63s23p5 B.1s22s22p3 C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p2 【题后归纳】 1.原子半径大小的比较 (1)同周期: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(稀有气体除外),有“序小径大”的规律。 (2)同主族:一般来说,当最外层电子数相同时,能层数越多,原子半径越大。 2.离子半径大小的比较 (1)同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)。 (2)电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。如r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 (3)带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。如r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+),r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)。 (4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照:r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 二、电离能 1.第一电离能 定义:　　　　　　原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的　　　　　　叫做第一电离能。  符号:I1。单位:kJ·mol-1。 意义:可以衡量元素的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。 2.元素第一电离能变化规律 (1)周期性变化图示 (2)同周期元素 变化规律: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;从左到右元素的第一电离能在整体上呈现从小到大的变化趋势。 变化原因:同周期元素,原子的电子层数相同,但随着核电荷数增大,原子核对外层电子的吸引作用增强,失去电子的能力逐渐减小,电离出电子越来越困难,元素的第一电离能整体呈增大趋势。 (3)同主族元素 变化规律:自上而下第一电离能逐渐减小。 变化原因:同族元素,原子的电子层数逐渐增大,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱,失去电子能力逐渐增强,电离出电子越来越容易,元素的第一电离能逐渐减小。 3.电离能的意义 可以衡量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,元素金属性越　　　　。  　　　　　　　　　　　　　　　　 1.下列各组元素中按元素的第一电离能逐渐降低的顺序排列的是 (　　) A.Li　Na　K B.Be　B　C C.S　P　Si D.N　O　F 2.下列说法正确的是 (　　) A.第三周期所含有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 3.下列关于元素电离能的说法不正确的是 (　　) A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,故钾的活泼性强于钠 B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大 C.最外层电子排布为ns2np6(若只有 K 层时为1s2)的原子,第一电离能较大 D.对于同一元素而言,原子的电离能 I1 <I2<I3<…… 4.第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时,失去一个电子成为气态阳离子X+(g)所需的能量。如下图所示是部分元素原子的第一电离能(I1)随原子序数变化的曲线图。 请回答以下问题: (1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律,将Na~Ar八种元素用短线连接起来,构成完整的图像。 (2)从上图分析可知,同 一主族元素的第一电离能(I1)变化规律是　　　　　　　　　　。  (3)上图中5号元素在元素周期表中的位置是　　　　　　　　　　。  【题后归纳】 1.同周期的电离能曲线呈现锯齿状的解释 (1)Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→Al(3s23p1)的反常,是因Be、Mg原子的s轨道处于全充满状态,能量较低,难以失去电子,第一电离能偏大。 (2)N(2p3)→O(2p4)和P(3p3)→S(3p4)的反常,原因是N、P原子的p轨道处于半充满状态,能量较低,电子难以失去,第一电离能偏大。 (3)在所有元素中,He的第一电离能最大。 2.电离能的应用 (1)逐级电离能 原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电离能较小,以后再失去的电子多数是能量较低的电子,所需要吸收的能量多;同时,失去电子后离子所带正电荷而对电子的吸引更强,从而逐级电离能越来越大。当逐级电离能突然变大时,说明电子的能层发生了变化,即同一能层中电离能相近,不同能层中电离能有很大的差距。 (2)电离能的应用 ①判断元素的金属性、非金属性强弱:主族元素中,第一电离能越大,元素的非金属性越强;第一电离能越小,元素的金属性越强。 ②根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价。如Al的第一、第二、第三电离能差距不大,而与第四电离能差别很大,表明Al原子易失去3个电子形成+3价阳离子。 三、电负性 1.电负性 (1)键合电子 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 (2)定义 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 (3)衡量标准 以氟的电负性为4.0 和锂的电负性为 1.0 作为相对标准,得出了各元素的电负性。 (4)电负性与第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力,电负性大的原子吸引键合电子的能力强,所以一般来说,电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 2.电负性的周期性变化 (1)一般来说,同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐　　　　　　　　,元素的非金属性逐渐　　　　、金属性逐渐　　　　。  (2)一般来说,同族元素从上到下,元素的电负性逐渐　　　　　　　　　　,元素的金属性逐渐　　　　、非金属性逐渐　　　　。  3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性强弱 ①金属元素的电负性一般　　　　1.8,非金属元素的电负性一般　　　　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　　　　　,它们既有金属性,又有非金属性。  ②金属元素的电负性　　　　,金属元素越活泼;非金属元素的电负性　　　　,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　　　　,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　　　　,元素的化合价为负值。  (3)判断化合物的类型 如H的电负性为2.1,Cl的电负性为3.0,Cl的电负性与H的电负性之差为3.0-2.1=0.9<1.7,故HCl为共价化合物;如Al的电负性为1.5,Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0-1.5=1.5<1.7,因此AlCl3为共价化合物;同理,BeCl2也是共价化合物。 [特别提醒]　(1)电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物,如F的电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。 (2)电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物,如Na的电负性为0.9,与H的电负性之差为1.2,但NaH中的化学键是离子键。 　　　　　　　　　　　　　　　　 1.下列对电负性的理解不正确的是 (　　) A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性 C.根据电负性的大小,可判断化合物XY中两元素化合价的正负 D.元素的电负性是元素固有的性质,与原子结构有关 2.下列是几种原子的基态电子排布,电负性最大的原子是 (　　) A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3 C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2 3.下列各元素的电负性由大到小的排列顺序正确的是 (　　) A.K>Na>Li B.F>O>S C.As>P>N D.C>N>O 4.下列图示中纵坐标表示元素的电负性数值,横坐标表示同一主族的5种元素的原子序数的是 (　　) 元素周期律 一、 1.增大　减小　2.相同　增大　增多　增大　增大 对点训练 1.D　[同一周期元素从左到右,原子半径逐渐减小,Cl原子半径最小,故选D。] 2.C　[同一主族元素的原子,从上到下原子半径逐渐增大,A项正确;核外电子排布相同的离子,核电荷数越大,半径越小,B项正确;半径大小应为Mg2+<Na+<F-,C项错误;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,D项正确。] 3.D　[A错,同主族元素,从上到下原子半径依次增大,则原子半径由大到小的顺序为碘、溴、氯、氟;B错,同周期元素,从左到右,原子半径依次减小,原子半径由大到小的顺序为Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl;C错,同种元素的微粒,核外电子数越多,半径越大,钠原子半径大于钠离子;D对,电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小,则离子半径由大到小的顺序为氧离子、氯离子、钠离子、镁离子、铝离子。] 4.D　[由基态原子的核外电子排布式可以确定A项为Cl,B项为N,C项为C,D项为 Si,根据同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小,同主族元素自上而下原子半径逐渐增大,可知Si的原子半径最大,故选D。] 二、 1.气态基态　最低能量　　3.小　强 对点训练 1.A　[Li、Na、K的第一电离能逐渐降低,A项正确;B的第一电离能小于C的第一电离能,B 项错误;P原子的3p轨道半充满,较为稳定,P的第一电离能大于其同周期相邻元素的第一电离能,C项错误;N原子的3p轨道半充满,较为稳定,N的第一电离能大于O的第一电离能,D项错误。] 2.A　[同周期中碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体最大,A项符合题意,C项不符合题意;由于Mg的价层电子排布为3s2,而Al的价层电子排布为3s23p1,故铝的第一电离能小于Mg的,B项不符合题意;钾比镁更易失电子,钾的第一电离能小于镁的,D项不符合题意。] 3.B　[钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,说明钾失电子能力比钠强,所以钾的活泼性强于钠,故A正确;同一周期主族元素原子半径随着原子序数的增大而减小,第一电离能一般第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素,第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素,故B错误;最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构,失去电子较难,所以其第一电离能较大,故C正确;对于同一元素来说,原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大,D正确。] 4.(1) (2)从上到下依次减小 (3)第三周期第ⅤA族 解析　(1)根据处于全充满、半充满时稳定性强可知Na~Ar元素中,Mg(3s2)比Na(3s1)、Al(3s23p1)失去一个电子成为气态阳离子X+(g)所需的能量大,P(3s23p3)比Si(3s23p2)、S(3s23p4)失去一个电子成为气态阳离子X+(g)所需的能量大,因此图像为;(2)同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是从上到下,随着原子核外电子层数的增加,第一电离能依次减小;(3)上图中5号元素是15号元素P,其在周期表中的位置是第三周期第ⅤA族。 三、 　2.(1)变大　增强　减弱　(2)变小　增强　减弱　3.(1)①小于　大于　1.8左右　②越小　越大　(2)①弱　②强 对点训练 1.B　[电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准,A 项正确。部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性,如 Au(金)的电负性为2.4,B(硼)的电负性为2.0,B项错误。元素的电负性越大,则元素的非金属性越强,反之则元素的金属性越强,故在化合物 XY 中电负性大的元素显负价,电负性小的元素显正价,C项正确。一般来说,同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐增大;同族元素从上到下,元素的电负性逐渐减小,因此电负性与原子结构有关,D项正确。] 2.A　[A、B、C、D项依次为O、P、Si、Ca,O的非金属性最强,电负性最大。] 3.B　[A、C两项中元素电负性的排序与同主族从上到下,元素的电负性逐渐减小的规律不符,不符合题意;B项中元素电负性的排序与同周期从左到右,主族元素的电负性逐渐增大的规律相符,符合题意;D项中元素电负性的排序与同周期从左到右,主族元素的电负性逐渐增大的规律不符,不符合题意。] 4.B　[同主族元素自上而下原子半径增大,原子对键合电子的吸引力减小,元素的电负性减小,即同主族元素随原子序数的增大,电负性减小,选项中符合变化规律的为B中所示图像。] 学科网（北京）股份有限公司 $$