第1章 第2节 第2课时 元素周期律-【优学精讲】2024-2025学年高中化学选择性必修2教用Word(人教版)

第2课时　元素周期律 【学习目标】　1.认识元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释。 2．通过对元素性质递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该模型解释元素性质的规律性和特殊性。 知识点一　原子半径 1．影响原子半径大小的因素 （1）电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的____________作用将使原子的半径增大。 （2）核电荷数：核电荷数越大，核对电子的____________作用也就越大，将使原子的半径减小。 2．主族元素原子半径的周期性变化 （1）同周期主族元素：从左到右，随核电荷数增大，原子半径逐渐____________。 （2）同主族元素：从上到下，随核电荷数增大，原子半径逐渐____________。 　能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径吗？ 提示：不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如Li的原子半径大于Cl的原子半径。 3．离子半径的比较方法 （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。例如，r（Cl－）__________________r（Cl），r（Fe）________________r（Fe2＋）____________r（Fe3＋）。 （2）能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如，r（O2－）______________r（F－）____________r（Na＋）____________r（Mg2＋）____________r（Al3＋）。 （3）带相同电荷的离子：能层越多，半径越大。例如，r（Li＋）________________r（Na＋）______________r（K＋）________________r（Rb＋）__________________r（Cs＋），r（O2－）____________r（S2－）____________r（Se2－）____________r（Te2－）。 （4）核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如，比较r（K＋）与r（Mg2＋），可选r（Na＋）为参照，r（K＋）________________r（Na＋）______________r（Mg2＋）。　 　若短周期元素的离子aA2＋、 bB＋、cC3－、dD－具有相同的能层结构，则这四种元素的原子序数从大到小的顺序是什么？这四种离子的半径从大到小的顺序是什么？ 提示：原子序数从大到小的顺序是a＞b＞d＞c。半径从大到小的顺序是r（C3－）＞r（D－）＞r（B＋）＞r（A2＋）。 粒子半径比较的一般思路 （1）“一层”：先看能层数，能层越多，一般微粒半径越大。 （2）“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 （3）“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 [答案自填] 排斥　吸引　减小　增大 ＞　＞　＞　＞　＞　＞　＞ ＜　＜　＜　＜　＜　＜　＜ ＞　＞ 1．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（　　） A.Na、K、Rb 　　　　　 B．F、Cl、Br C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－ 解析：选C。同主族元素，从上到下，半径逐渐增大，故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大；能层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋、Al3＋能层结构相同，但铝元素的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C项中微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。 2．（2024·济南高二月考）已知某些元素的原子半径见下表，根据表中的数据推测磷原子的半径可能是（　　） 原子 N S O Si 半径r/（×10－10 m） 0.75 1.02 0.74 1.17 A.0.70×10－10m B．0.80×10－10m C．1.10×10－10m D．1.20×10－10m 解析：选C。同周期主族元素的原子半径，随着原子序数的增大而减小，同主族元素的原子半径，随着原子序数的增大而增大，由此可推知，磷原子的半径在1.02×10－10～1.17×10－10m之间，C项正确。 3．下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（　　） A．NaF B．MgI2 C．BaI2 D．KBr 解析：选B。题中阳离子半径由小到大的顺序为r（Mg2＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Ba2＋），阴离子半径由大到小的顺序为r（I－）＞r（Br－）＞r（F－）。要使最小，应取r（阳离子）最小、r（阴离子）最大，故最小。 知识点二　电离能 1．电离能的概念 （1）第一电离能：______________原子失去____________转化为气态基态正离子所需要的____________。通常用I1表示。 （2）意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的____________。第一电离能数值越小，原子越____________失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越______________失去一个电子。 （3）逐级电离能 ①含义：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能（I2），以此类推，可以表示为 M（g）－e－===M＋（g）　I1（第一电离能） M＋（g）－e－===M2＋（g）　I2（第二电离能） M2＋（g）－e－===M3＋（g）　I3（第三电离能） …… ②变化规律 a．同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。 b．当相邻逐级电离能发生突变时，说明失去的电子所在的能层发生了变化。 2．元素的第一电离能的周期性变化 （1）同周期元素：一般来说，越靠右的元素，越不易失去电子，第一电离能也就越____________。　 （2）同族元素：从上到下，第一电离能____________。　 　为什么第ⅡA族、ⅤA族元素比同周期相邻元素的第一电离能大？ 提示：第ⅡA族元素和第ⅤA族元素原子的价层电子排布式分别为ns2全充满结构和ns2np3半充满结构，稳定性较高，故出现反常。 3．电离能的应用 （1）判断元素的金属性、非金属性强弱：一般来说，I1越大，元素的非金属性越____________________；I1越小，元素的金属性越____________。　 （2）根据电离能数据确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价，如Li：I1≪I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上（K、L能层），且最外层上只有一个电子，易失去________________电子形成____________价阳离子。 　下表是第三周期部分元素的电离能[单位：eV（电子伏特）]数据，思考并回答下列问题。 元素 I1/eV I2/eV I3/eV 甲 5.7 47.4 71.8 乙 7.7 15.1 80.8 丙 13.0 23.9 40.0 丁 15.7 27.6 40.7 （1）四种元素中哪种元素的金属性最强？ （2）甲、乙的价层电子排布式是什么？它们在化合物中的常见化合价是多少？ （3）丁一定是非金属元素吗？试说明理由。 提示：（1）甲元素的金属性最强。 （2）由表推知，甲易失去1个电子，而乙易失去2个电子，故甲为Na元素，乙为Mg元素，价层电子排布式分别为3s1、3s2，在化合物中的常见化合价分别为＋1价、＋2价。 （3）一定是。第三周期有三种金属元素，甲、乙、丙、丁四种元素中，丁的I1最大，一定是非金属元素。 [答案自填] 气态基态　一个电子　最低能量 难易程度　容易　难　大　变小　强 强　一个　＋1 （1）第一电离能越大的原子失电子的能力越强　（　　） （2）第三周期所含元素中钠的第一电离能最小（　　） （3）铝的第一电离能比镁的第一电离能大（　　） （4）在所有元素中，氟元素的第一电离能最大（　　） （5）同一周期从左到右，元素的第一电离能越来越大（　　） （6）可通过一种元素各级电离能的数值，判断该元素可能的化合价（　　） 答案：（1）×　（2）√　（3）×　（4）×　（5）× （6）√ 1．下图表示前18号元素的原子序数和气态基态原子失去核外第一个电子所需能量的关系，其中A、B、C表示的元素分别是（　　） A．N、S、P　　　　　　　　 B．F、Cl、O C．He、Ne、Ar D．Si、C、B 解析：选C。稀有气体元素原子为稳定结构，失去一个电子所需能量是同周期元素中最高的，故A、B、C分别代表He、Ne、Ar。 2．（教材习题改编）下表为某短周期元素R的各级电离能数据（用I1、I2、I3、I4、I5……表示，单位为kJ·mol－1）。下列关于元素R的判断不正确的是（　　） 元素 I1 I2 I3 I4 I5 …… R 738 1 451 7 733 10 540 13 630 …… A.R元素位于元素周期表的第ⅡA族 B．R元素同周期相邻元素的第一电离能均小于738 kJ·mol－1 C．R元素位于元素周期表的s区 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2　 解析：选D。A.R元素的第一电离能和第二电离能相差不大，第三电离能明显增大，位于元素周期表的第ⅡA族，该原子核外电子数大于5，故R元素为Mg元素，A正确；B.同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但Mg的3s轨道全充满，Mg元素的第一电离能比Na和Al的第一电离能大，故R元素同周期相邻元素的第一电离能均小于738 kJ·mol－1，B正确；C.Mg元素位于元素周期表的s区，C正确；D.Mg元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s2，D错误。 3．（2024·开封五县高二联考）回答下列问题： （1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________（填字母）。 （2）下列曲线表示氧族元素性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________（填字母）。 （3）Li2O是离子化合物，下图是Born­Haber循环。 则Li原子的第一电离能为________kJ·mol－1。 解析：（1）由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A＞B；3p能级的能量高于3s，3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量A>C、A>D，选A。 （2）氧族元素从上到下，能层数增多，基态原子失电子能力增强，故第一电离能随原子序数的增大呈减小趋势，A正确；氧族元素中，O无最高正化合价，S和Se的最高正化合价为＋6价，B错误；氧族元素从上到下，非金属性依次减弱，C错误；氧族元素从上到下，电负性依次减小，D正确。 （3）根据第一电离能的定义可知，Li原子的第一电离能为＝520 kJ·mol－1。 答案：（1）A　 （2）AD　（3）520 知识点三　电负性 1.相关概念 （1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成____________的电子。 （2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力____________。 2．衡量标准 以__________________的电负性为4.0和____________的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 3．递变规律（一般情况） （1）同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐____________。 （2）同族元素从上到下，元素的电负性逐渐____________。　 4．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____________，金属元素的金属性越强；非金属元素的电负性__________，非金属元素的非金属性越强。 （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键合电子的能力____________，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键合电子的能力____________，元素的化合价为负值。 （3）判断化学键的类型 　（1）按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于元素周期表中的哪个位置？ （2）电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？ 提示：（1）根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于元素周期表的右上方，最小的元素位于元素周期表的左下方。 （2）元素的电负性越大，元素的非金属性越强；但第一电离能不一定越大，如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。 [答案自填] 化学键　越大　氟　锂 变大　变小　小于　大于　1.8左右　越小　越大　弱　强 （1）元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小（　　） （2）在元素周期表中，同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大（　　） （3）形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价（　　） （4）同一周期电负性最大的元素为碱金属元素　（　　） 答案：（1）√　（2）√　（3）√　（4）× 1．已知X、Y两元素同周期，且电负性：X＞Y。下列说法错误的是（　　） A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B．Y的第一电离能可能小于X的 C．最高价氧化物对应的水化物的酸性：X<Y D．气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX 解析：选C。同周期主族元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径逐渐减小，非金属性逐渐增强，电负性逐渐增大。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，故A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素反常，大于同周期相邻元素，Y的第一电离能可能大于X的，也可能小于X的，故B正确；元素非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X＞Y，最高价氧化物对应的水化物的酸性：X>Y，故C错误；元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX，故D正确。 2．已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是　（　　） 元素 Li B C O F Na Mg Cl Ge 电负性 1.0 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.2 3.0 1.8 A.Be元素电负性的最小范围为1.0～2.0 B．Ge既具有金属性又具有非金属性 C．C和Cl可形成共价键 D．O和F形成的化合物中O显正价 解析：选A。Be元素电负性的最小范围为1.2～2.0，A错误；Ge的电负性为1.8，既具有金属性又具有非金属性，B正确；根据C和Cl的电负性可知，两元素电负性差值小于1.7，可形成共价键，C正确；F的电负性大于O的，故O和F形成的化合物中O显正价，D正确。 3．一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物是共价化合物还是离子化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 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 （1）属于共价化合物的是________________（填序号，下同）。 （2）属于离子化合物的是______________________________。 解析：根据题表中的数据分别分析题述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较，得出结论。 答案：（1）②③⑤⑥　（2）①④ 1.元素性质呈现周期性变化的根本原因是（　　） A．元素的电负性呈周期性变化 B．元素的第一电离能呈周期性变化 C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D．元素的金属性、非金属性呈周期性变化 解析：选C。元素原子的核外电子排布呈周期性变化是元素性质呈现周期性变化的根本原因。 2．（教材习题改编）下列有关元素性质的说法错误的是（　　） A．电负性：Na＜P＜O B．第一电离能：S＞P＞Si C．最高正化合价：Mn＞Cr＞V D．离子半径：Cl－＞K＋＞Na＋ 解析：选B。A.一般来说，元素的非金属性越强，电负性越大，元素的非金属性：Na＜P＜O，故电负性：Na＜P＜O，A正确；B.同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA、ⅤA族元素的原子核外电子排布是全充满、半充满的稳定状态，第一电离能比同周期相邻元素的大，所以第一电离能：P＞S＞Si，B错误；C.Mn元素的最高正化合价为＋7价，Cr元素的最高正化合价为＋6价，V元素的最高正化合价为＋5价，所以元素的最高正化合价：Mn＞Cr＞V，C正确；D.一般地，能层越多，离子半径越大，当离子核外能层结构相同时，核电荷数越大，离子半径越小，所以离子半径：Cl－＞K＋＞Na＋，D正确。 3．（2024·邯郸高二联考）食用碱是人们生活中常用的食品疏松剂和肉类嫩化剂，成分为纯碱（Na2CO3）和小苏打（NaHCO3）。下列说法正确的是（　　） A．离子半径：Na＋＞O2－ B．电负性：C＞O C．非金属性：C＞O＞H D．第一电离能：O＞C＞Na 解析：选D。A.钠离子和氧离子的核外电子排布相同，氧离子的核电荷数小，半径大，故A错误；B.同周期主族元素，核电荷数越大，电负性越大，故电负性： C＜O，故B错误；C.同周期主族元素核电荷数越大，非金属性越强，故非金属性：O＞C＞H，故C错误；D.同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下，核电荷数越大，第一电离能越小，故第一电离能：O＞C＞Na，故D正确。 4．下列说法不正确的是（　　） A．第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA 族元素的电负性从上到下逐渐增大 B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强 D．NaH的存在能支持将氢元素放在第ⅦA族的观点 解析：选A。第ⅠA族和第ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小，A项错误；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；元素的电负性越大，其原子在化合物中对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H元素化合价为－1价，与卤素相似，能支持将氢元素放在第ⅦA族的观点，D项正确。 5．碳、氧、氟、硅、氯、锗、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。 （1）第二周期中基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________（填元素符号）。 （2）从电负性角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强到弱的顺序为______________________________________________。 （3）CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，C、Si、H的电负性由大到小的顺序为____________________________。 （4）基态锗（Ge）原子的电子排布式是______________，Ge的最高价氯化物的分子式是____________。该元素可能的性质或应用正确的是____________（填字母）。 A．锗是一种活泼的金属元素 B．锗的电负性大于硫的 C．锗的单质可作为半导体材料 D．锗的第一电离能大于碳的而电负性小于碳的 （5）溴与氯能以________键结合形成BrCl，其中________显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为________________________。 解析：（1）基态Ni原子的价层电子排布式为3d84s2，有2个未成对电子，第二周期中基态原子有2个未成对电子的价层电子排布式为2s22p2和2s22p4，分别为C元素和O元素，而O元素的电负性大于C元素的。 （2）一般情况下，根据同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小可知，电负性由大到小的顺序为O>C>Si，元素的电负性越大，非金属性越强，故非金属性由强到弱的顺序为O>C>Si。 （3）元素的电负性越大，原子吸引键合电子的能力越强，根据CH4和SiH4中共用电子对偏向情况可知，电负性由大到小的顺序为C>H>Si。 （4）Ge是32号元素，核外有32个电子，基态Ge原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。Ge的价层电子数为4，最高正化合价为＋4价，Ge的最高价氯化物的分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，不活泼，故A错误；硫的电负性大于硅的，硅的电负性大于锗的，所以锗的电负性小于硫的，故B错误；锗单质是一种半导体材料，故C正确；锗的电负性小于碳的，第一电离能也小于碳的，故D错误。 （5）Br与Cl的电负性差别不大，所以BrCl中化学键为共价键，由于电负性：Br<Cl，所以BrCl中Br显正电性，BrCl与水发生反应的化学方程式为BrCl＋H2O⇌HCl＋HBrO。 答案：（1）C　（2）O>C>Si　（3）C>H>Si （4）1s22s22p63s23p63d104s24p2　GeCl4　C （5）共价　Br　BrCl＋H2O⇌HCl＋HBrO 学科网（北京）股份有限公司 $