1.2 原子结构与元素的性质 第2课时（导学案）化学人教版选择性必修2

1.2 原子结构与元素性质 第2课时 元素周期律 一、知识目标 1.理解原子半径、第一电离能、电负性的概念，掌握其递变规律，并能利用规律比较原子（离子）半径、元素第一电离能和电负性的相对大小。 2.能从电子排布的角度解释元素性质的周期性变化，建立“结构决定性质”的认知模型，解释元素性质的规律性和特殊性。 3.了解电离能和电负性的应用，如判断元素的金属性强弱、化合价、化学键类型等。 二、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观上认识元素性质的周期性变化，从微观上理解原子结构对元素性质的影响。 2.证据推理与模型认知：通过分析实验数据和图表，总结元素性质的递变规律，建立相关的认知模型。 3.科学探究与创新意识：通过思考讨论、分析实例，探究元素性质的变化规律，培养创新思维和探究能力。 一、学习重点 1.原子半径、第一电离能、电负性的递变规律及应用。 2.“结构决定性质”认知模型的建立。 二、学习难点 1.第一电离能递变规律中的反常现象的解释。 2.利用电离能和电负性数据解决实际问题。 一、原子半径 1.原子半径的种类（根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为_____半径、_____半径、_____半径） （1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的_____即是该原子的共价半径。 （2）金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的_____即是该金属原子的金属半径。 （3）范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的_____即是范德华半径。 2.影响原子半径大小的因素：。 3.影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 3.微粒半径大小比较 ①同种元素的微粒：阴离子_____原子_____阳离子；低价离子_____高价离子。 ②电子层数越多，半径越_____（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。 ③电子层数相同时，原子序数越_____，半径越_____，即“序小径大”。 二、电离能 1.第一电离能 （1）定义：气态电中性基态原子失去__________转化为气态基态正离子所需要的_____能量叫做第一电离能。 【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。 （2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1 （3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即第一电离能数值越_____，原子越_____失去一个电子；第一电离能数值越_____，原子越_____失去一个电子。 （4）变化规律 ①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增_____；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减_____。 ②特例：具有_____、_____及_____的电子构型的原子稳定性较_____，其电离能数值较_____。 例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族 ③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。 总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。 【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。 2、逐级电离能 （1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) （2）变化规律 ①同一元素的逐级电离能是逐渐增_____的，即I1< I2< I3<… ②当相邻逐级电离能突然变_____时，说明失去的电子所在电子层发生了_____，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。 3、电离能的应用 （1）推断元素原子的__________排布 例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子 （2）判断主族元素的_____正化合价或最外层_____ 如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 （3）判断元素的_______________、__________强弱 I1越大，元素的非金属性越_____（稀有气体元素除外）；I1越小，元素的金属性越_____。 【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。 三、电负性 1、键合电子: 元素相互化合时，原子中用于形成_____的电子称为键合电子 2、电负性 （1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的_____ （2）意义：电负性越_____的原子，对键合电子的吸引力越_____。 （3）大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为_____标准，得出各元素的电负性。 （4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变_____；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变_____。金属元素的电负性较_____，非金属元素的电负性较_____。电负性最大的是_____，最小的是_____。 【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都是2.5）。 （5）应用 ①判断元素的金属性或非金属性强弱 I、金属元素的电负性一般小于_____，非金属元素的电负性一般大_____，而位于非金属三角区边界的“类金属 ”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，如锗、锑等)的电负性则在_____左右，它们既有金属性，又有非金属性。 【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 II、金属元素的电负性越小，金属元素越_____；非金属元素的电负性越大，非金属元素越_____。 ②判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于_____，它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于_____，它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。 ③判断元素的化合价 I、电负性小的元素易呈现_____ II、电负性大的元素易呈现_____价 ④解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别_____，对键合电子的吸引力相当，故表现出_____的性质。 （6）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_____的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也_____。 （一）课堂导入 【展示生活实例】同学们，在日常生活中，我们会接触到各种各样的金属制品，比如铝合金门窗、铁锅、铜质电线等。不知道大家有没有注意到，不同金属的性质差异很大。像铝比较耐腐蚀，铁容易生锈，而铜则具有良好的导电性。大家能说一说生活中还有哪些金属制品，以及它们表现出的不同特性吗？（给学生一些时间思考和发言，鼓励他们分享自己的观察和体验，如金首饰很稳定不易变色，钠在空气中很快就会变暗等） 【引入化学史故事】大家说得都很精彩。其实，早在古代，人们就已经开始利用金属的不同性质了。比如，在古代的冶炼技术中，人们发现不同的金属矿石冶炼出的金属，其硬度、延展性等性质各不相同。而随着科学的发展，科学家们逐渐发现元素的性质并不是孤立存在的，而是存在着一定的规律。在化学史上，门捷列夫发现了元素周期表，这一伟大的发现让人们对元素的性质有了更系统的认识。元素周期表就像是一张化学的“地图”，它不仅能帮助我们预测元素的性质，还能揭示元素之间的内在联系。那么，元素的性质究竟存在着怎样的规律呢？这些规律又是由什么因素决定的呢？今天，就让我们一起从原子结构的角度来探究元素周期律。 （二）原子半径 问题探究 1.请观察元素周期表中原子半径的变化图，思考并回答：元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径如何变化？如何解释这种变化趋势？ 答案：同周期主族元素从左到右，原子半径减小。因为同周期元素电子能层数相同，但核电荷数增加，核电荷数增加占主导因素，使得原子核对电子的引力增加，从而使原子半径减小。 2.元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径如何变化？如何解释这种变化趋势？ 答案：同主族元素从上到下，原子半径增大。因为同主族元素电子能层数增加，电子能层数增加占主导因素，所以原子半径增大。 问题思考 1.总结原子半径的递变规律及影响因素，填写如下表格： 元素位置 递变规律 影响因素 同主族元素从上到下 原子半径增大 电子能层数增多 同周期主族元素从左到右 原子半径减小 核电荷数增加 归纳总结 我们要牢记原子半径的递变规律，并且能从原子结构的角度去解释这种规律，这体现了“结构决定性质”的化学思想。 对应训练 1.下列各组微粒中微粒半径由大到小的是(　　) A. 、、、 B. 、、、 C. 、、、 D. 、、、 2.下列关于粒子半径大小比较中正确的是（ ） ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ A. ①②③⑥ B. ①②③ C. ②③⑥ D. ③④⑤ （三）电离能 问题探究 1.什么是第一电离能呢？ 答案：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。用符号表示，单位：，可以用式子 （第一电离能）表示，其中就是第一电离能。 2.观察元素第一电离能的变化图，总结元素第一电离能的规律。 答案： 同主族从上到下元素的第一电离能整体趋势变小。 同周期从左到右元素的第一电离能整体趋势变大，但存在反常情况，如 ； 。 每周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小。 每周期最后一种元素（稀有气体）的第一电离能最大。 3.分析和的电离能曲线呈现锯齿状变化的原因，阅读教材资料卡片，结合电子排布知识进行解释。 答案：对于同周期元素第一电离能的反常情况，要从电子排布的角度去理解。比如和第一电离能失去的电子是能级的，该能级的能量比左边的能级的能量高，不稳定，容易失去电子，第一电离能较低；而和的电子排布是半充满的，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 4.思考为什么的第一电离能大于，的第一电离能大于 。 答案：的电子排布式为，轨道处于全充满状态，比较稳定，难失去电子，所以第一电离能较大；而的电子排布式为，失去能级的一个电子后会趋向于更稳定的结构，所以第一电离能相对较小。的电子排布式为，轨道处于半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较大；的电子排布式为，失去一个电子后轨道会变成半充满的稳定结构，所以第一电离能相对较小。 问题思考 1.举例说明不同元素第一电离能的差异，并分析其与金属性的关系。 答案：第一电离能是衡量气态原子失电子难易程度的一个重要物理量。电离能越小，气态原子越易失电子，元素的金属性越强；电离能越大，气态原子越难失电子，元素的金属性越弱。例如，碱金属元素的第一电离能较小，金属性较强；稀有气体元素的第一电离能较大，金属性很弱。 2.展示第族碱金属元素的第一电离能数据，分析其与元素金属性的关系。 答案：第族碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，说明原子越容易失电子，碱金属元素的金属性逐渐增强，碱金属的活泼性越强。 3.给出、、的各级电离能数据，观察数据，总结其递变规律并解释原因。 答案：原子的逐级电离能越来越大。因为原子内的电子越靠近原子核，受到的吸引力越大，则要离开原子所需要的能量越大；并且随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。 通过比较各级电离能的差值，可以判断元素的化合价。比如钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以容易失去一个电子形成；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明容易失去两个电子形成；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明容易失去三个电子形成。 归纳总结 通过对第一电离能递变规律及反常情况的分析，我们进一步理解了电子排布对元素性质的影响，再次体现了“结构决定性质”的化学思想。 对应训练 1.下列叙述正确的是(　　) A. 同周期元素中第族元素的第一电离能最大 B. 主族元素的原子形成单原子离子时的化合价的绝对值都等于它的族序数 C. 第、族元素的原子，其原子半径越大，元素的第一电离能越大 D. 同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小 2.下列各组元素中，原子半径减小，元素第一电离能逐渐升高的是（ ） A. 、、 B. 、、 C. 、、D.、、 3.已知某元素的各级电离能数据如下：，，，，判断该元素的化合价。 答案：该元素的和差值很大，说明失去前三个电子相对容易，而失去第四个电子非常困难，所以该元素容易失去三个电子，其化合价为价。 （四）电负性 问题探究 1.什么是电负性呢？ 答案：电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大。以氟的电负性为，锂的电负性为作为相对标准，得出了各元素的电负性（稀有气体未计），电负性是相对值，没有单位。 2.观察元素电负性的变化图，总结元素电负性的递变规律。 答案： 同一主族：从上到下，元素的电负性逐渐减小，说明原子吸电子能力减弱。 同一周期：从左到右，元素的电负性逐渐增大，说明原子吸电子能力增强。 金属元素的电负性较小，一般小于；非金属元素的电负性较大，一般大于。 位于非金属三角区边界的“类金属”，电负性在左右，既有金属性，又有非金属性。 3.请同学们思考，元素电负性可以在哪些方面得到应用？ 答案：可以根据电负性判断元素的金属性和非金属性强弱、判断化合物中元素的化合价、判断化学键的类型等。 问题思考 1.举例说明不同元素电负性的差异。 答案：例如，氟的电负性为，是电负性最大的元素，说明氟原子对键合电子的吸引力很强；而锂的电负性为，电负性较小，说明锂原子对键合电子的吸引力较弱。 2.详细说明元素电负性在判断元素的金属性和非金属性强弱、判断化合物中元素的化合价、判断化学键的类型等方面的应用。 答案： 判断元素的金属性和非金属性强弱：一般来说，电负性小于的元素为金属元素，电负性大于的元素为非金属元素，位于非金属三角区边界的“类金属”，电负性在左右，既有金属性，又有非金属性。 判断化合物中元素的化合价：电负性小的元素在化合物中显正价，电负性大的元素在化合物中显负价。 判断化学键的类型：一般电负性差值＞为离子键；电负性差值＜为共价键。 归纳总结 元素电负性的递变规律与原子结构密切相关，同主族元素从上到下原子半径增大，吸引电子能力减弱，电负性减小；同周期元素从左到右原子半径减小，吸引电子能力增强，电负性增大。 对应训练 1.下列关于电负性的叙述不正确的是( ) A. 电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大 B. 电负性是以氟为作为标准的相对值 C. 元素的电负性越大，元素的非金属性越强 D. 同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大 2.下列化合物中，化学键类型判断正确的是(　　) A．：离子键 B．：共价键 C．：共价键 D．：共价键 1.已知短周期元素的离子a A2＋、b B＋、c C3－、d D－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>C>D) B．原子序数：(d>c>b>a) C．离子半径：(C>D>B>A) D．元素的第一电离能：(A>B>D>C) 2.下表列出了某短周期元素(R)的各级电离能数据（用(I1)、(I2) …）关于(R)元素下列推断错误的是(　　) 元素电离能(I /（kJ•mol-1) (I1) (I2) (I3) (I4) …… (R) 740 1500 7700 10500 …… A．(R)元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B．(R)元素位于元素周期表中第(IIA)族 C．(R)的最高正价为＋2价 D．(R)元素的第一电离能高于同周期相邻元素的 3.下列判断正确的是(　　) A. 第一电离能：(B>Al>Ga) B. 电负性：(F>N>O) C. 最高正化合价：(F>S>Si) D. 原子半径：(P>N>C) 4.(A)元素的阳离子与(B)元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述： ①原子半径(A<B)，②离子半径(A>B)， ③原子序数(A>B)， ④原子最外层电子数(A<B)， ⑤电负性(A<B)， ⑥第一电离能(A>B)， 其中正确的是(　　) A. ① ② ⑥ B. ③ ④ ⑤ C. ③ ⑥ D. ③ ④ ⑤ ⑥ 1．主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 元素的性 质 　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－1 非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同 最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强 得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱 单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强 单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱 阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 2．微粒半径 （1）影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 （2）影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 （3）微粒半径大小比较 原子半径大小的比较方法 ①同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) ②同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) ③不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al) 离子半径大小的比较方法 ①同种元素的粒子半径，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。 例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。 例：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。 例：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。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋) 3.电离能 （1）第一电离能 ①定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 ②符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1 ③意义：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；第一电离能数值越，原子越难失去一个电子。 ④变化规律 每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。 同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一电离能要大，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大，这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定。 总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。 （2）逐级电离能 ①含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) ②变化规律 同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… 当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 （3）电离能的应用 ①推断元素原子的核外电子排布 例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子 ②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 ③判断元素的金属性、非金属性强弱 I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。 4.电负性 （1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 （2）电负性 ①定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 ②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 ③大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 ④变化规律： 一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。 ⑤应用 判断元素的金属性或非金属性强弱 I、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1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 II、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。 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。 判断元素的化合价 I、电负性小的元素易呈现正价 II、电负性大的元素易呈现负价 解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 ⑥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。 1．下列说法正确的是 A．基态某原子的价层电子排布式为3d104s1，推断该元素位于第四周期第IA族 B．Li、Be、B三种元素第一电离能从大到小的顺序是Li<Be<B C．Ge(锗)、As(砷)、Se(硒)的电负性依次增大 D．硼原子核外电子由1s22s22p1→1s22s12p2，原子释放能量 2．“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其主要由和(钇，原子序数比Fe大13)组成，下列说法错误的是 A．Y位于元素周期表的第ⅢB族 B．基态Ca原子的核外电子填充在6个轨道中 C．Ca第一电离能小于Fe D．5种元素中，电负性最大的是O 3．①～④分别是具有下列电子层结构或性质的原子：①基态原子2p轨道有1对成对电子；②基态原子的2p轨道是半充满状态；③短周期元素当中第一电离能最小；④第三周期元素，基态原子p电子比s电子多1个。下列有关比较中正确的是 A．第一电离能：①>②>④>③ B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：①>②>④>③ D．最高正化合价：①>②>④>③ 4．我国将硅基芯片植入足球内胆，辅助裁判判罚，获国际足联赞赏。下列相关说法正确的是 A．基态硅原子有5种不同能量的电子 B．基态硅原子有14种不同空间运动状态的电子 C．硅原子不同能级电子的能量关系为 D．用表示硅的第电离能，则： 5．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用……表示，单位为). …… R 740 1500 7700 10500 下列关于元素R的判断中一定正确的是 A．R的最高正价为+3价 B．R元素位于元素周期表的P区 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为 6．下表是元素周期表的一部分，表中所列字母分别代表一种元素。请回答： （1）下列描述的a原子核外电子运动状态中，能量最高的是_______(填字母)。 A． B． C． D． （2）c的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，用原子结构的知识解释发光的原因： 。 （3）上表所列某主族元素的各级电离能数据如图所示，则该元素是 (填元素符号)，它位于周期表的 区。该元素在元素周期表中与短周期元素X处于对角线位置，请写出X元素的单质与氢氧化钠溶液反应的化学方程式 。 （4）基态m与n原子中未成对电子数之比为 ，基态p原子的第二电离能 基态q原子的第二电离能(填“>”“<”或“=”)，原因是 。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $ 1.2 原子结构与元素性质 第2课时 元素周期律 一、知识目标 1.理解原子半径、第一电离能、电负性的概念，掌握其递变规律，并能利用规律比较原子（离子）半径、元素第一电离能和电负性的相对大小。 2.能从电子排布的角度解释元素性质的周期性变化，建立“结构决定性质”的认知模型，解释元素性质的规律性和特殊性。 3.了解电离能和电负性的应用，如判断元素的金属性强弱、化合价、化学键类型等。 二、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观上认识元素性质的周期性变化，从微观上理解原子结构对元素性质的影响。 2.证据推理与模型认知：通过分析实验数据和图表，总结元素性质的递变规律，建立相关的认知模型。 3.科学探究与创新意识：通过思考讨论、分析实例，探究元素性质的变化规律，培养创新思维和探究能力。 一、学习重点 1.原子半径、第一电离能、电负性的递变规律及应用。 2.“结构决定性质”认知模型的建立。 二、学习难点 1.第一电离能递变规律中的反常现象的解释。 2.利用电离能和电负性数据解决实际问题。 一、原子半径 1.原子半径的种类（根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径） （1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。 （2）金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。 （3）范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。 2.影响原子半径大小的因素：。 3.影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 3.微粒半径大小比较 ①同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子。 ②电子层数越多，半径越大（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。 ③电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。 二、电离能 1.第一电离能 （1）定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。 （2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1 （3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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。 （4）变化规律 ①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小。 ②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。 例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族 ③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。 总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。 【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。 2、逐级电离能 （1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) （2）变化规律 ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… ②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。 3、电离能的应用 （1）推断元素原子的核外电子排布 例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子 （2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 （3）判断元素的金属性、非金属性强弱 I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。 【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。 三、电负性 1、键合电子: 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子 2、电负性 （1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 （2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （3）大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 （4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。 【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都是2.5）。 （5）应用 ①判断元素的金属性或非金属性强弱 I、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1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属 ”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 II、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判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。 ③判断元素的化合价 I、电负性小的元素易呈现正价 II、电负性大的元素易呈现负价 ④解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 （6）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。 （一）课堂导入 【展示生活实例】同学们，在日常生活中，我们会接触到各种各样的金属制品，比如铝合金门窗、铁锅、铜质电线等。不知道大家有没有注意到，不同金属的性质差异很大。像铝比较耐腐蚀，铁容易生锈，而铜则具有良好的导电性。大家能说一说生活中还有哪些金属制品，以及它们表现出的不同特性吗？（给学生一些时间思考和发言，鼓励他们分享自己的观察和体验，如金首饰很稳定不易变色，钠在空气中很快就会变暗等） 【引入化学史故事】大家说得都很精彩。其实，早在古代，人们就已经开始利用金属的不同性质了。比如，在古代的冶炼技术中，人们发现不同的金属矿石冶炼出的金属，其硬度、延展性等性质各不相同。而随着科学的发展，科学家们逐渐发现元素的性质并不是孤立存在的，而是存在着一定的规律。在化学史上，门捷列夫发现了元素周期表，这一伟大的发现让人们对元素的性质有了更系统的认识。元素周期表就像是一张化学的“地图”，它不仅能帮助我们预测元素的性质，还能揭示元素之间的内在联系。那么，元素的性质究竟存在着怎样的规律呢？这些规律又是由什么因素决定的呢？今天，就让我们一起从原子结构的角度来探究元素周期律。 （二）原子半径 问题探究 1.请观察元素周期表中原子半径的变化图，思考并回答：元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径如何变化？如何解释这种变化趋势？ 答案：同周期主族元素从左到右，原子半径减小。因为同周期元素电子能层数相同，但核电荷数增加，核电荷数增加占主导因素，使得原子核对电子的引力增加，从而使原子半径减小。 2.元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径如何变化？如何解释这种变化趋势？ 答案：同主族元素从上到下，原子半径增大。因为同主族元素电子能层数增加，电子能层数增加占主导因素，所以原子半径增大。 问题思考 1.总结原子半径的递变规律及影响因素，填写如下表格： 元素位置 递变规律 影响因素 同主族元素从上到下 原子半径增大 电子能层数增多 同周期主族元素从左到右 原子半径减小 核电荷数增加 归纳总结 我们要牢记原子半径的递变规律，并且能从原子结构的角度去解释这种规律，这体现了“结构决定性质”的化学思想。 对应训练 1.下列各组微粒中微粒半径由大到小的是(　　) A. 、、、 B. 、、、 C. 、、、 D. 、、、 【答案】B 【解析】A选项中，同周期元素从左到右原子半径减小，同主族元素从上到下原子半径增大，所以原子半径大小顺序为(P > Si > Al > N)，A错误；B选项中，O2-、F-、Na+、Mg2+具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，所以离子半径大小顺序为O2-＞F-＞Na+＞Mg2+，B正确；C选项中，K+有三个电子层，Al3+、Mg2+有两个电子层，Li+有一个电子层，电子层越多，半径越大，所以离子半径大小顺序为K+ > Mg2+ > Al3+> Li+，C错误；D选项中，同主族元素从上到下原子半径增大，所以原子半径大小顺序为(I > Br > Cl > F)，D错误。 2.下列关于粒子半径大小比较中正确的是（ ） ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ A. ①②③⑥ B. ①②③ C. ②③⑥ D. ③④⑤ 【答案】B 【解析】①同主族元素的阳离子半径随原子序数增大而增大，所以r(Li＋) < r(Na＋) < r(K＋) < r(R＋) < r(Cs＋) ，①正确；②同主族元素原子半径随原子序数增大而增大，所以(r(F) < r(Cl) < r(Br) < r(I))，②正确；③原子失去电子形成阳离子，半径减小，所以(r(Na) >r(Na＋) ，③正确；④原子得到电子形成阴离子，半径增大，所以(r(Cl) <r(Cl－)，④错误；⑤同周期元素从左到右原子半径减小，所以(r(Si) > r(P) > r(S) > r(Cl))，⑤错误；⑥具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以r(Al3＋) < r(Mg2＋) <r(Na＋) < r(F－) < r(O2－) ，⑥错误。综上，答案选B。 （三）电离能 问题探究 1.什么是第一电离能呢？ 答案：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。用符号表示，单位：，可以用式子 （第一电离能）表示，其中就是第一电离能。 2.观察元素第一电离能的变化图，总结元素第一电离能的规律。 答案： 同主族从上到下元素的第一电离能整体趋势变小。 同周期从左到右元素的第一电离能整体趋势变大，但存在反常情况，如 ； 。 每周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小。 每周期最后一种元素（稀有气体）的第一电离能最大。 3.分析和的电离能曲线呈现锯齿状变化的原因，阅读教材资料卡片，结合电子排布知识进行解释。 答案：对于同周期元素第一电离能的反常情况，要从电子排布的角度去理解。比如和第一电离能失去的电子是能级的，该能级的能量比左边的能级的能量高，不稳定，容易失去电子，第一电离能较低；而和的电子排布是半充满的，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 4.思考为什么的第一电离能大于，的第一电离能大于 。 答案：的电子排布式为，轨道处于全充满状态，比较稳定，难失去电子，所以第一电离能较大；而的电子排布式为，失去能级的一个电子后会趋向于更稳定的结构，所以第一电离能相对较小。的电子排布式为，轨道处于半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较大；的电子排布式为，失去一个电子后轨道会变成半充满的稳定结构，所以第一电离能相对较小。 问题思考 1.举例说明不同元素第一电离能的差异，并分析其与金属性的关系。 答案：第一电离能是衡量气态原子失电子难易程度的一个重要物理量。电离能越小，气态原子越易失电子，元素的金属性越强；电离能越大，气态原子越难失电子，元素的金属性越弱。例如，碱金属元素的第一电离能较小，金属性较强；稀有气体元素的第一电离能较大，金属性很弱。 2.展示第族碱金属元素的第一电离能数据，分析其与元素金属性的关系。 答案：第族碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，说明原子越容易失电子，碱金属元素的金属性逐渐增强，碱金属的活泼性越强。 3.给出、、的各级电离能数据，观察数据，总结其递变规律并解释原因。 答案：原子的逐级电离能越来越大。因为原子内的电子越靠近原子核，受到的吸引力越大，则要离开原子所需要的能量越大；并且随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。 通过比较各级电离能的差值，可以判断元素的化合价。比如钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以容易失去一个电子形成；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明容易失去两个电子形成；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明容易失去三个电子形成。 归纳总结 通过对第一电离能递变规律及反常情况的分析，我们进一步理解了电子排布对元素性质的影响，再次体现了“结构决定性质”的化学思想。 对应训练 1.下列叙述正确的是(　　) A. 同周期元素中第族元素的第一电离能最大 B. 主族元素的原子形成单原子离子时的化合价的绝对值都等于它的族序数 C. 第、族元素的原子，其原子半径越大，元素的第一电离能越大 D. 同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小 【答案】D 【解析】A选项，同周期元素中稀有气体元素的第一电离能最大，而不是第VIIA族元素，A错误；B选项，主族元素的原子形成单原子离子时的化合价的绝对值不一定都等于它的族序数，比如氧元素形成O2－，化合价绝对值为2，但氧是第VIA族元素，B错误；C选项，第IA、IIA族元素的原子，原子半径越大，原子核对最外层电子的吸引力越小，越容易失去电子，第一电离能越小，C错误；D选项，同一主族中，自上而下原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力减小，元素的第一电离能逐渐减小，D正确。 2.下列各组元素中，原子半径减小，元素第一电离能逐渐升高的是（ ） A. 、、 B. 、、 C. 、、D.、、 【答案】A 【解析】A选项，K、Na、Li是同主族元素，从上到下原子半径增大，第一电离能减小，反过来从下到上原子半径减小，第一电离能升高，A正确；B选项，C、N、O是同周期元素，从左到右原子半径减小，但N的第一电离能大于O，因为N的(2p)轨道是半充满结构，比较稳定，难失去电子，B错误；C选项，Cl、S、P是同周期元素，原子半径(P > S > Cl)，第一电离能(Cl > P > S)，不符合原子半径减小且第一电离能逐渐升高的要求，C错误；D选项，Al、Mg、Na是同周期元素，原子半径(Na > Mg > Al)，第一电离能(Mg > Al > Na)，不符合要求，D错误。 3.已知某元素的各级电离能数据如下：，，，，判断该元素的化合价。 答案：该元素的和差值很大，说明失去前三个电子相对容易，而失去第四个电子非常困难，所以该元素容易失去三个电子，其化合价为价。 （四）电负性 问题探究 1.什么是电负性呢？ 答案：电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大。以氟的电负性为，锂的电负性为作为相对标准，得出了各元素的电负性（稀有气体未计），电负性是相对值，没有单位。 2.观察元素电负性的变化图，总结元素电负性的递变规律。 答案： 同一主族：从上到下，元素的电负性逐渐减小，说明原子吸电子能力减弱。 同一周期：从左到右，元素的电负性逐渐增大，说明原子吸电子能力增强。 金属元素的电负性较小，一般小于；非金属元素的电负性较大，一般大于。 位于非金属三角区边界的“类金属”，电负性在左右，既有金属性，又有非金属性。 3.请同学们思考，元素电负性可以在哪些方面得到应用？ 答案：可以根据电负性判断元素的金属性和非金属性强弱、判断化合物中元素的化合价、判断化学键的类型等。 问题思考 1.举例说明不同元素电负性的差异。 答案：例如，氟的电负性为，是电负性最大的元素，说明氟原子对键合电子的吸引力很强；而锂的电负性为，电负性较小，说明锂原子对键合电子的吸引力较弱。 2.详细说明元素电负性在判断元素的金属性和非金属性强弱、判断化合物中元素的化合价、判断化学键的类型等方面的应用。 答案： 判断元素的金属性和非金属性强弱：一般来说，电负性小于的元素为金属元素，电负性大于的元素为非金属元素，位于非金属三角区边界的“类金属”，电负性在左右，既有金属性，又有非金属性。 判断化合物中元素的化合价：电负性小的元素在化合物中显正价，电负性大的元素在化合物中显负价。 判断化学键的类型：一般电负性差值＞为离子键；电负性差值＜为共价键。 归纳总结 元素电负性的递变规律与原子结构密切相关，同主族元素从上到下原子半径增大，吸引电子能力减弱，电负性减小；同周期元素从左到右原子半径减小，吸引电子能力增强，电负性增大。 对应训练 1.下列关于电负性的叙述不正确的是( ) A. 电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大 B. 电负性是以氟为作为标准的相对值 C. 元素的电负性越大，元素的非金属性越强 D. 同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大 【答案】A 【解析】A选项，电负性和第一电离能之间没有必然的联系，比如N的电负性较大，但第一电离能大于O，A错误；B选项，电负性是以氟的电负性为4.0作为标准的相对值，B正确；C选项，元素的电负性越大，吸引电子的能力越强，元素的非金属性越强，C正确；D选项，同一周期元素从左到右，原子半径减小，吸引电子的能力增强，电负性逐渐变大，D正确。 2.下列化合物中，化学键类型判断正确的是(　　) A．：离子键 B．：共价键 C．：共价键 D．：共价键 【答案】B 【解析】中和的电负性差值＜1.7，为共价键，A选项错误；中和的电负性差值＜1.7，为共价键，B选项正确；中和的电负性差值＞1.7，为离子键，C选项错误；中和的电负性差值＞1.7，为离子键，D选项错误。 1.已知短周期元素的离子a A2＋、b B＋、c C3－、d D－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>C>D) B．原子序数：(d>c>b>a) C．离子半径：(C>D>B>A) D．元素的第一电离能：(A>B>D>C) 【答案】C 【解析】短周期元素的离子a A2＋、b B＋、c C3－、d D－具有相同电子层结构，说明(A)、(B)在(C)、(D)的下一周期。(A)为(Mg)，(B)为(Na)，(C)为(N)，(D)为(F)。A选项，原子半径(Na>Mg>N>F)，即(B > A > C > D)，A错误；B选项，原子序数(a = 12)，(b = 11)，(c = 7)，(d = 9)，所以(a>b>d>c)，B错误；C选项，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以离子半径C3－ > D－>B＋>A2＋，C正确；D选项，元素的第一电离能(F>N>Mg>Na)，即(D > C > A > B)，D错误。 2.下表列出了某短周期元素(R)的各级电离能数据（用(I1)、(I2) …）关于(R)元素下列推断错误的是(　　) 元素电离能(I /（kJ•mol-1) (I1) (I2) (I3) (I4) …… (R) 740 1500 7700 10500 …… A．(R)元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B．(R)元素位于元素周期表中第(IIA)族 C．(R)的最高正价为＋2价 D．(R)元素的第一电离能高于同周期相邻元素的 【答案】A 【解析】由表格数据可知，(I2)与(I3)差距很大，说明该元素最外层有2个电子。A选项，该元素为Mg，基态原子电子排布式为1s22s22p63s2，A错误；B选项，最外层有（2）个电子，位于第(IIA)族，B正确；C选项，最外层2个电子，最高正价为 + 2价，C正确；D选项，Mg的3s轨道为全满稳定结构，第一电离能高于同周期相邻元素，D正确。 3.下列判断正确的是(　　) A. 第一电离能：(B>Al>Ga) B. 电负性：(F>N>O) C. 最高正化合价：(F>S>Si) D. 原子半径：(P>N>C) 【答案】A 【解析】A选项，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，所以第一电离能(B>Al>Ga)，A正确；B选项，电负性(F>O>N)，B错误；C选项，(F)无正价，(S)最高正价为( + 6)价，(Si)最高正价为( + 4)价，C错误；D选项，原子半径(P>C>N)，D错误。 4.(A)元素的阳离子与(B)元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述： ①原子半径(A<B)，②离子半径(A>B)， ③原子序数(A>B)， ④原子最外层电子数(A<B)， ⑤电负性(A<B)， ⑥第一电离能(A>B)， 其中正确的是(　　) A. ① ② ⑥ B. ③ ④ ⑤ C. ③ ⑥ D. ③ ④ ⑤ ⑥ 【答案】B 【解析】(A)元素的阳离子与(B)元素的阴离子具有相同的电子层结构，说明(A)在(B)的下一周期。①原子半径(A>B)，①错误；②离子半径(B^{n - }>A^{m + })，②错误；③原子序数(A>B)，③正确；④(A)为金属，最外层电子数少，(B)为非金属，最外层电子数多，所以原子最外层电子数(A<B)，④正确；⑤电负性(A<B)，⑤正确；⑥第一电离能(B>A)，⑥错误。所以正确的是③④⑤，答案选B。 1．主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 元素的性 质 　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－1 非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同 最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强 得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱 单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强 单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱 阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 2．微粒半径 （1）影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 （2）影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 （3）微粒半径大小比较 原子半径大小的比较方法 ①同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) ②同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) ③不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al) 离子半径大小的比较方法 ①同种元素的粒子半径，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。 例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。 例：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。 例：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。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋) 3.电离能 （1）第一电离能 ①定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 ②符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1 ③意义：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。 ④变化规律 每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。 同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一电离能要大，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大，这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定。 总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。 （2）逐级电离能 ①含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) ②变化规律 同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… 当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 （3）电离能的应用 ①推断元素原子的核外电子排布 例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子 ②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 ③判断元素的金属性、非金属性强弱 I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。 4.电负性 （1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 （2）电负性 ①定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 ②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 ③大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 ④变化规律： 一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。 ⑤应用 判断元素的金属性或非金属性强弱 I、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1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 II、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。 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。 判断元素的化合价 I、电负性小的元素易呈现正价 II、电负性大的元素易呈现负价 解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 ⑥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。 1．下列说法正确的是 A．基态某原子的价层电子排布式为3d104s1，推断该元素位于第四周期第IA族 B．Li、Be、B三种元素第一电离能从大到小的顺序是Li<Be<B C．Ge(锗)、As(砷)、Se(硒)的电负性依次增大 D．硼原子核外电子由1s22s22p1→1s22s12p2，原子释放能量 【答案】C 【解析】A．基态原子的价层电子排布为3d104s1，属于第四周期ⅠB族，而非ⅠA族，故A错误； B．同周期元素，电离能随原子序数的增大有增大趋势， Be的2s2全充满结构更稳定，第一电离能高于B，Li、Be、B三种元素的第一电离能顺序应为Be＞B＞Li，故B错误； C．Ge、As、Se为同周期主族元素，电负性从左到右逐渐增大，顺序为Ge＜As＜Se，故C正确； D．电子从低能级（2s22p1）跃迁到高能级（2s12p2）需吸收能量，而非释放能量，故D错误； 故选C。 2．“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其主要由和(钇，原子序数比Fe大13)组成，下列说法错误的是 A．Y位于元素周期表的第ⅢB族 B．基态Ca原子的核外电子填充在6个轨道中 C．Ca第一电离能小于Fe D．5种元素中，电负性最大的是O 【答案】B 【解析】A．Fe的原子序数为26，Y的原子序数比Fe大13，钇的原子序数为39，位于周期表第五周期第ⅢB族，A正确； B．基态Ca的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，共填充10个轨道，B错误； C．Ca位于第ⅡA族，Fe为过渡金属，同周期第一电离能从左至右增强，第一电离能Ca＜Fe，C正确； D．非金属元素的电负性大于金属元素，非金属元素中，O的电负性大于P，故在5种元素中O的电负性最大，D正确； 故选B。 3．①～④分别是具有下列电子层结构或性质的原子：①基态原子2p轨道有1对成对电子；②基态原子的2p轨道是半充满状态；③短周期元素当中第一电离能最小；④第三周期元素，基态原子p电子比s电子多1个。下列有关比较中正确的是 A．第一电离能：①>②>④>③ B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：①>②>④>③ D．最高正化合价：①>②>④>③ 【答案】C 【解析】A．同一周期从左到右，第一电离能增大，同主族元素，从上到下第一电离能减小，由于氮原子的轨道处于半充满的稳定状态，所以第一电离能大小为：，A错误； B．同周期元素从左至右半径逐渐减小，同主族元素从上至下半径逐渐增大：，B错误； C．电负性变化主要表现为同一周期内从左到右递增、同一主族中自上而下递减‌，所以电负性大小为：，C正确； D．最高正价：O无正价，N和P均为+5价，Na为+1价，D错误； 故选C。 4．我国将硅基芯片植入足球内胆，辅助裁判判罚，获国际足联赞赏。下列相关说法正确的是 A．基态硅原子有5种不同能量的电子 B．基态硅原子有14种不同空间运动状态的电子 C．硅原子不同能级电子的能量关系为 D．用表示硅的第电离能，则： 【答案】A 【解析】A．基态硅原子电子排布式为1s22s22p63s23p2，基态硅原子有5种不同能量的电子，A正确； B．基态硅原子核外电子占据8个轨道，有8种不同空间运动状态的电子，B错误； C．硅原子没有1p轨道，C错误； D．用表示硅的第电离能，硅原子最外层有4个电子，，相比增加值小于相比增加的倍数，则：，D错误； 故选A。 5．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用……表示，单位为). …… R 740 1500 7700 10500 下列关于元素R的判断中一定正确的是 A．R的最高正价为+3价 B．R元素位于元素周期表的P区 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为 【答案】C 【解析】A．因I3显著增大，表明R失去第三个电子困难，则R最外层应有2个电子，所以R的最高正价为+2价，故A错误； B．R应为第IIA族元素，第ⅡA族元素价电子在s轨道，属于s区，故B错误； C．第ⅡA族元素因s轨道全满，第一电离能高于同周期相邻ⅠA和ⅢA族，故C正确； D．R元素可能是Be或Mg，基态原子的电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，故D错误； 故选C。 6．下表是元素周期表的一部分，表中所列字母分别代表一种元素。请回答： （1）下列描述的a原子核外电子运动状态中，能量最高的是_______(填字母)。 A． B． C． D． （2）c的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，用原子结构的知识解释发光的原因： 。 （3）上表所列某主族元素的各级电离能数据如图所示，则该元素是 (填元素符号)，它位于周期表的 区。该元素在元素周期表中与短周期元素X处于对角线位置，请写出X元素的单质与氢氧化钠溶液反应的化学方程式 。 （4）基态m与n原子中未成对电子数之比为 ，基态p原子的第二电离能 基态q原子的第二电离能(填“>”“<”或“=”)，原因是 。 【答案】（1）C （2）电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，以光的形式释放能量 （3）Al p (或) （4）3:2 > 铜的价电子为，锌的价电子为，铜失去一个电子可以达到稳定的3d全满结构，再失去一个电子较困难，因此第二电离能大于锌 【分析】根据元素在周期表的位置可知，a为Li，b为N，c为Mg，d为Al，e为S，m为Cr，n为Fe，p为Cu，q为Zn； 【解析】（1）2p能级能量大于2s和1s能级，C中有2个电子跃迁到2p轨道，故能量最高的为C； （2）镁在空气中燃烧发出耀眼的白光，在反应过程中电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道或者基态时，以光的形式释放能量； （3）根据图中所列的某主族元素的电离能可知，该元素原子最外层电子数为3，所以该元素为Al元素，Al元素是p区元素，Al在元素周期表中与短周期元素Be处于对角线位置，Be与NaOH溶液反应的化学方程式为； （4）m为Cr元素，未成对电子6，n为Fe元素，未成对电子为4，未成对电子数之比为3：2，元素p为Cu，Cu+的价电子排布式为3d10，q为Zn，Zn+的价电子排布式为3d104s1，则Cu的基态原子的第二电离能＞Zn的基态原子的第二电离能，原因是：铜的价电子为，锌的价电子为，铜失去一个电子可以达到稳定的3d全满结构，再失去一个电子较困难，因此第二电离能大于锌。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $