主题4 第二讲 第2课时 元素周期律（学生正文）-【新高考方案】2026年高考化学Ⅰ一轮总复习

第2课时　元素周期律 逐点清(一)　电离能　电负性 系统教材·固本强基 　 (一)电离能 1.电离能的含义 第一电离能:气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的　　　　,符号:　　　,单位:　　　　　。  2.电离能的变化规律 同周期 第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大,总体呈现从左到右增大的变化趋势。ⅡA族元素的np轨道为全空,第一电离能大于ⅢA族元素,ⅤA族元素np轨道为半充满,第一电离能大于ⅥA族元素 同主族 从上到下,第一电离能逐渐减小 同一 元素 逐级电离能越来越大,即I1<I2<I3……,同时逐级电离能相差很大,出现突变 3.电离能的应用 (1)判断元素金属性的强弱 电离能越小,金属越容易失去电子,金属性越强;反之金属性越弱。 (2)判断元素的化合价 如果某元素的In+1≫In,则该元素的常见化合价为+n,如钠元素的I2≫I1,所以钠元素的化合价为+1。 (3)判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中,元素的各级电离能逐渐增大,有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时,电子层数就可能发生变化。 (二)电负性 1.电负性的含义 不同元素的原子　　　　　　　　　的大小。元素的电负性越大,表示其原子对键合电子的吸引力　　　　。  2.电负性的标准 以氟的电负性为　　　　和锂的电负性为1.0作为相对标准,计算得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。如O:3.5,N:3.0,Cl:3.0。  3.电负性的应用 (三)对角线规则 　　在元素周期表中,某些主族元素与　　　　的主族元素的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物,而不是过氧化物),这种相似性被称为对角线规则。  基本能力自查 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)铝的第一电离能比镁的第一电离能大 (　) (2)金属元素电负性一定小于非金属元素电负性 (　) (3)电负性的大小可以作为判断元素非金属性强弱的依据 (　) (4)同一周期主族元素,从左到右第一电离能和电负性均逐渐增大 (　) (5)非金属性越强,第一电离能和电负性一定越大 (　) (6)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能 (　) (7)(2024·浙江卷)第一电离能: Ge<Se<As (　) (8)(2024·上海卷)氟元素原子第一电离能最大 (　) 2.比较S原子和O原子的第一电离能大小,从原子结构的角度说明理由。 3.(1)第一电离能I1(Zn)　　　　I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是 。  (2)Cu与Zn相比,第二电离能与第一电离能差值更大的是　　　,原因是 _______。  4.请结合核外电子排布相关知识解释,电负性:C小于O的原因。 迁移应用·深化学习 　 1.下列四种元素中,其第一电离能最大的是 (　　) A.原子含有未成对电子最多的第二周期元素 B.位于周期表中第三周期ⅢA族的元素 C.原子最外层电子排布为2s22p4的元素 D.原子最外层电子排布为3s23p3的元素 2.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示,单位为kJ·mol-1)。 元素 I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 下列关于元素R的推断中,一定正确的是 (　　) A.R元素的最高正化合价为+3价 B.R元素位于元素周期表中第ⅡB族 C.R元素的第一电离能高于同周期相邻元素的第一电离能 D.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 3.Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素,两元素的部分电离能数据列于下表: 元素 Mn Fe 电离能/(kJ·mol-1) I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 3 248 2 957 锰元素位于第四周期第ⅦB族。比较两元素的I2、I3可知,气态Mn2+再失去1个电子比气态Fe2+再失去1个电子难,原因是 。  4.根据信息回答下列问题: 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示,该数值称为电负性。一般认为:如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7,原子之间通常形成离子键;如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7,通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值: 元素符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (1)通过分析电负性值的变化规律,确定Mg元素的电负性值的最小范围:　　　　　。  (2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系:　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物: AlF3　　 　,AlCl3　　 　,AlBr3　 　　。  (4)在P与Cl组成的化合物中,Cl元素显　　　(填“正”或“负”)价,理由是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  逐点清(二)　主族元素的结构与性质递变性 系统教材·固本强基 　 1.元素周期律 2.主族元素周期性变化规律 项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正化合价:+1→+7(O、F除外),负化合价=主族序数-8(H为-1价) 相同,最高正化合价=主族序数(O、F除外) 第一 电离能 总体呈现逐渐增大的变化趋势(但ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA) 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强, 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱, 碱性逐渐增强 简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 3.元素金属性和非金属性强弱的比较 (1)金属性比较 原子越易失电子,金属性越强(与原子失电子数目无关) ①在金属活动性顺序表中越靠前,金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱,金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强 ⑤若Xn++YX+Ym+,则Y比X的金属性强 ⑥元素在周期表中的位置:左边或下方元素的金属性强 (2)非金属性比较 原子越易得电子,非金属性越强(与原子得电子数目无关) ①与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱,非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性越强 ④元素在周期表中的位置:右边或上方元素的非金属性强 基本能力自查 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)C、N、O、F的最高正价分别为+4、+5、+6、+7 (　) (2)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小 (　) (3)元素的氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强 (　) (4)元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强,其水溶液的酸性越强,还原性越弱 (　) (5)(2023·天津卷)通过最高价氧化物的熔点可判断C、Si的非金属性强弱 (　) (6)(2024·湖北卷)元素性质随着原子序数递增而呈周期性变化的规律称为元素周期律 (　) 2.根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空): (1)粒子半径:①Na　　Mg　　Cl。  ②Li　　Na　　K。  ③Na+　　Mg2+　　Al3+。  ④F-　　Cl-　　Br-。  ⑤Cl-　　O2-　　Na+　　Mg2+。  ⑥Fe2+　　Fe3+。  (2)金属性:K　　Na　　Mg;  非金属性:F　　O　　S。  (3)碱性:Mg(OH)2　　Ca(OH)2　　KOH。  (4)酸性:HClO4　　H2SO4　　HClO。  (5)热稳定性:CH4　　NH3　　H2O。  (6)还原性:HBr　　HCl,I-　　S2-。  (7)氧化性:Fe3+　　Cu2+　　Fe2+。  迁移应用·深化学习 　 1.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是 (　　) 选项 事实 结论 A 与冷水反应,Na比Mg强烈 金属性:Na>Mg B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性:Ca>Mg C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性:S>C D T ℃时,Br2+H22HBr　K=5.6×107 I2+H22HI　K=43 非金属性:Br>I 2.已知aAn+、bB(n+1)+、cCn-、dD(n+1)-是具有相同电子层结构的离子。下列关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是 (　　) A.离子半径:An+>B(n+1)+>Cn->D(n+1)- B.原子序数:a>b>c>d C.原子半径:A>B>D>C D.四种元素一定均属于短周期元素 3.(2024·上海卷)下列关于氟元素的性质说法正确的是 (　　) A.原子半径最小 B.原子第一电离能最大 C.元素的电负性最强 D.最高正化合价为+7 4.短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。根据下表中信息判断下列说法正确的是 (　　) 最高价氧化 物的水化物 元素 X Y Z W 分子式 H3ZO4 0.1 mol·L-1溶 液对应的pH(25 ℃) 1.00 13.00 1.57 0.70 A.元素电负性:Z<W B.简单离子半径:W<Y C.元素第一电离能:Z<W D.简单氢化物的沸点:X<Z 课下请完成课时跟踪检测(十三) 8 / 8 学科网（北京）股份有限公司 $$