人教版选修3 第一章 第二节 第2课时 元素周期律 学案

第2课时元素周期律

[明确学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。2.掌握元素原子半径、电离能、电负性周期性变化的规律。3.能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。

学生自主学习

一、原子半径

1．影响原子半径大小的因素

2．变化规律

□05逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径□06逐渐增大。

二、电离能

1．第一电离能

(1)定义：□01气态电中性基态原子失去□02一个电子转化为气态基态正离子所需要的□03最低能量叫做第一电离能，常用符号I1表示，常用单位是kJ·mol－1。

(2)变化规律：如下图所示

①同周期：从左往右，第一电离能呈□04增大趋势(有例外)。

②同主族：从上到下，第一电离能呈□05减小趋势。

2．逐级电离能

(1)定义：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，以此类推。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＜…，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，核对外层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…I n＋1＞I n。

三、电负性与对角线规则

1．电负性

2．对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与其□06右下方的主族元素的电负性接近，性质□07相似，被称为“对角线规则”。

如：

1．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？

提示：不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。

2．以钠、镁、铝为例说明元素的主要化合价与各级电离能的关系。

提示：钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说，钠的第一电离能远远小于它的第二电离能。这说明钠原子很容易失去一个电子成为＋1价的阳离子，从而形成稳定状态，此时原子核对外层电子的吸引作用变得更强，不再轻易失去第2个电子。因此，钠元素的常见化合价为＋1价。同理可分析镁和铝。

3．按照电负性的递变规律可推测：电负性最大的元素和电负性最小的元素在周期表中的哪个位置？

提示：根据电负性的递变规律，在周期表中，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周期表的右上方(稀有气体除外，即F元素)，最小的位于周期表的左下方(即：Cs元素，一般不考虑Fr——放射性元素)。

课堂互动探究

一、微粒半径的比较

三看法比较粒子半径大小

(1)“一看层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。

(2)“二看核”：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)“三看电子”：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。

[即时练]

1．根据元素周期律和元素周期表的知识，下列说法正确的是( )

A．当电子层数相同时，核电荷数越小，微粒半径越小

B．主族原子最外层电子数相同时，质子数越多半径越小

C．r(K)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)

D．半径大小S2－>Cl>Cl－>F

答案 C

解析Na＋、Mg2＋、Al3＋电子层数相同，质子数增多半径减小，故r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)，又因r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Na＋)，故r(K)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)，C正确。

2．下列四种粒子中，半径按由大到小排列顺序正确的是( )

①基态X的原子结构示意图：

②基态Y的价电子排布式：3s23p5

③基态Z2－的电子排布图：

④W 基态原子有2个能层，电子式为·W ··

··

·· A ．①＞②＞③＞④ B ．③＞④＞①＞②

C ．③＞①＞②＞④

D ．①＞②＞④＞③

答案 C

解析 由题意可知：X 、Y 、Z 2－、W 分别为S 、Cl 、S 2－、F 。S 、Cl 、S 2－、F 粒子半径大小排列顺序为r (S 2－)＞r (S)＞r (Cl)＞r (F)，故C 正确。

二、电离能

1．元素的第一电离能

(1)元素的第一电离能的意义：可以衡量元素的原子失去第一个电子的难易程度，第一电离能数值越大，原子越难失去第一个电子。

(2)同周期元素第一电离能的变化规律呈现的是一种趋势，ⅡA 族和ⅤA 族元素会出现反常变化，通常同周期ⅡA 族元素的第一电离能比ⅢA 族元素高，ⅤA 族元素的第一电离能比ⅥA 族元素高，这是因为ⅡA 族、ⅤA 族元素原子的价电子排布式分别是n s 2、n s 2n p 3，n p 能级是全空或半充满状态，原子较稳定，第一电离能较大。

2．逐级电离能

(1)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，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。

(2)当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。如表所示

钠、镁、铝的电离能(kJ ·mol －1)

3．电离能的应用

(1)确定元素核外电子的排布

如Li：I1?I2

(2)确定元素在化合物中的化合价

如K元素I1?I2

(3)判断元素的金属性、非金属性强弱

一般地，I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。

[即时练]

3．不同元素的第一电离能数据(单位kJ·mol－1)如下图所示。

试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题：

(1)同主族内不同元素的I值变化的特点是______________________，I值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。

(2)试预测下列关系式中正确的是________(填写编号)。

①I(砷)>I(硒) ②I(砷)

③I(溴)>I(硒) ④I(溴)

(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需能量(E)的范围：

______kJ

(4)10号元素I值较大的原因是_______________________________________。

答案(1)随着原子序数增大，I值变小周期性

(2)①③(3)419 738

(4)10号元素为氖，该元素原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构

解析(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，第一电离能数值变小。

(2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素I值都低。由此可推测I(砷)>I(硒)、I(溴)>I(硒)。

(3)根据同主族、同周期第一电离能的变化规律可以推测：I(K)

4．电离能是指气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最低能量。气态电中性基态原子失去第一个电子所需要的最低能量为第一电离能(I1)，失去第二个电子所需要的最低能量为第二电离能(I2)，以此类推。

现有5种元素A、B、C、D、E，其中有3种金属元素，1种稀有气体元素，其I1～

I

分别如下表。

3

根据表中数据判断其中的金属元素为________，稀有气体元素为________，最活泼的金属元素是________，显正二价的金属元素是________。

答案B、C、D E B D

解析电离能越小，说明该原子易失去电子，金属性越强；电离能越大，说明该原子不易失去电子，非金属性越强。表中B、C、D 3种元素的第一电离能相对比较小，应该属于金属元素；E元素的第一电离能最大，应该属于稀有气体元素；B元素的第一电离能最小，应该是所列的元素中最活泼的金属元素；D元素第二电离能与第三电离能相差很大，说明D元素的原子很容易失去2个电子，应该是显正二价的金属元素。

规律方法

元素电离能的变化规律主要包括横向(同周期)递增、纵向(同主族)递减的周期性变化，以及同一元素的电离能逐级增大(I1

三、电负性与对角线规则

1．电负性的应用

(1)判断金属性、非金属性强弱

(2)判断元素的化合价

①电负性大的元素一般呈现负价；

②电负性小的元素一般呈现正价。

(3)判断化学键的类型

①一般地，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；

②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键，且电负性差值越大，共价键的极性越强。

2．对角线法则及其应用

(1)方法：可由镁、铝、硅的性质分别探究锂、铍和硼的性质。

(2)实例：铍和铝的相似性

①铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。

②二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：

Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O；Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O。

③二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。

④BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。

[即时练]

5．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法中错误的是( )

A．第一电离能Y可能小于X

B．气态氢化物的稳定性：H m Y强于H n X

C．非金属性：X大于Y

D ．X 和Y 形成化合物时，X 显负价，Y 显正价

答案 B

解析

6．根据元素周期表中的对角线规则，金属铍与铝的单质及化合物性质相似，又已知氯化铝的熔、沸点较低，易升华。回答下列问题：

(1)写出铍与氢氧化钠溶液反应的离子方程式：______________________。

(2)氢氧化铍与氢氧化镁固体可用________鉴别，其反应的离子方程式是____________________。氯化铍属于________(填“离子”或“共价”)化合物。

(3)根据对角线规则，锂和镁的性质也相似。锂在空气中燃烧的主要产物的电子式是______________，同时还有少量的________生成。

答案 (1)Be ＋2OH －===BeO 2－2＋H 2↑

(2)NaOH 溶液 Be(OH)2＋2OH －===BeO 2－2＋2H 2O 共价 (3)Li ＋[··

O ······]2－Li ＋ Li 3N 解析 (1)根据铍和铝的性质相似，推断出单质铍与氢氧化钠溶液反应生成Na 2BeO 2和氢气。

(2)氢氧化铍为两性氢氧化物，与氢氧化钠反应生成Na 2BeO 2和水而溶解，氢氧化镁与氢氧化钠不反应，故可用氢氧化钠溶液鉴别氢氧化镁和氢氧化铍固体。根据氯化铝的性质可知，氯化铍的熔、沸点也较低，易升华，为共价化合物。

(3)镁能和空气中的氧气、氮气反应，锂的性质与镁类似，也会发生与镁相似的反应，生成相似的产物。

本课归纳总结

原子结构与元素周期律

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1．下列元素原子半径依次增大的是( )

A．C、N、O、F B．Mg、Al、Si、S

C．B、Be、Mg、Na D．Mg、Na、K、Ca

答案 C

解析在元素周期表中，同一周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，同一主族从上而下原子半径逐渐增大。A、B项中原子半径均依次减小，D项中原子半径的大小顺序为Mg

2．下列各组元素中，按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( )

A．K、Na、Li B．Al、Mg、Na

C．N、O、C D．Cl、S、P

答案 A

解析B、D项中元素的原子半径逐渐增大；C项中原子半径：C>N>O，第一电离能：N>O>C。

3．X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知( )

A．X的原子半径大于Y的原子半径

B．X的电负性大于Y的电负性

C．X的阴离子半径小于Y的阳离子半径

D．X的第一电离能小于Y的第一电离能

答案 B

解析X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，则Y在周期表中位于X 的下一周期，Y比X多一个电子层，故原子半径Y>X，电负性X>Y，A错误，B正确；电子层结构相同，核电荷数越大，微粒半径越小，故X的阴离子半径大于Y的阳离子半径，C错误；X易得电子形成阴离子，而Y易失电子形成阳离子，故第一电离能X>Y，D错误。

4．有A、B、C、D、E五种元素，其中A、B、C属于同一周期，A元素原子最外层p能级的电子数等于次外层的电子总数，C元素原子最外层中有2个未成对电子。已知C、D、E元素原子核内的质子数均与中子数相等，且C元素可分别与A、B、D、E生成RC2型化合物，在DC2中，D与C的质量比为7∶8，在EC2中，E与C的质量比为1∶1。

请回答下列问题：

(1)写出A、E两种元素的元素符号：A________、E________。

(2)写出D元素原子的核外电子排布式：____________。

(3)指出E在元素周期表中的位置：________________。

(4)比较A、B、C三种元素的第一电离能的大小：____________(填元素符号，下同)。

(5)比较D元素和E元素的电负性的相对大小：____________。

答案(1)C S (2)1s22s22p63s23p2

(3)第三周期第ⅥA族(4)C

解析依据题目信息推出各元素，推断出这五种元素：A为C元素，B为N元素，C为O元素，D为Si元素，E为S元素。比较第一电离能的大小时，要注意N元素的2p轨道处于半满状态，比较稳定，其第一电离能比O元素的略大一点。