人教版高中化学选择性必修第2册 第一章 原子结构与性质 第二节 第二课时 元素周期律

(3)同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,故第一电离能C<N<O
( ×)
(4)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( √ )
(5)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大( × )
2.下列有关电离能的说法正确的是(
)
A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
H37
H-140
Li152
Li+60
Na186
Na+95
K232
K+138
Be89
Be2+31
Mg160
Mg2+65
Ca197
Ca2+100
B82
C77
Al143
Al3+50
Si 117
N75
N3-171
P 110
P3-212
O74
O2-140
S 102
S2-184
F71
F-136
Cl 99
Cl-181
C.同一周期中,主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D.同主族元素,随原子序数的递增,第一电离能逐渐减小
答案 D
解析 ①第一电离能是气态电中性基态原子失去核外第一个电子转化为气
态基态正离子所需要的最低能量;②元素原子的第一电离能越大,表示该元
素的原子越难失去电子;③从总的变化趋势上看,同一周期从左到右,元素
(1)根据元素周期律,原子半径Ga
(2)原子半径Al
As(用“>”或“<”填空,下同)。
Si。
(3)随原子序数的递增,八种短周期元素(用字母x等表示)原子半径的相对大
小、最高正价或最低负价的变化如图所示。
比较d、e常见离子的半径大小
>
(用离子符号表示)。
答案 (1)>
(2)>
(3)r(O2-)
r(Na+)
Br114
Br-195
Ne 154
Ar 192
已知:短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的电子层结构。结
合上述数据分析:
(1)A、B、C、D四种元素在同一周期吗?试推测四种元素在元素周期表中
的位置。
提示 A、B、C、D不在同一周期。A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第
三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅤA族,D应位于第二周期第ⅦA族。
周期相邻元素的要高。
(3)根据材料2分析,同一元素的电离能为什么逐级增大?为什么Na、Mg、Al的化
合价分别为+1、+2、+3价?
提示 ①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,原子核
对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,即失去第二个电
第一电离能。例如P的第一电离能比硫的大,Mg的第一电离能比Al的大。
(2)第三周期元素第一电离能的大小关系为
I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
P、Mg元素的第一电离能大于同周期相邻元素
2.电离能的应用
(1)比较元素金属性的强弱
小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。
【深化拓展】
1.元素第一电离能与原子核外电子排布的关系
(1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原
子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、
d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的
常显+1价;若I3≫I2>I1,则该元素通常显+2价;若I4≫I3>I2>I1,则该元素通常显+3价。
【素能应用】
典例2根据下列主族元素的电离能数据(单位:kJ·mol-1)回答下列问题:
元素符号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
B.②>①>③>④
C.②>①>④>③
D.①>②>④>③
)
答案 B
解析 由四种元素基态原子的电子排布式可知,①为S原子,②为P原子,③为N
原子,④为F原子,其中P、S元素处于第三周期,P原子的核电荷数小于S,则P的
原子半径大于S;N和F元素处于第二周期,N原子的核电荷数小于F,则N的原子
半径大于F;S原子比N原子多一个电子层,则S的原子半径大于N原子,综上所
【问题探究】
阅读下列两则材料,思考回答问题。
材料1:元素的第一电离能的周期性
材料2:钠、镁、铝逐级失去电子的部分电离能数据
元素
电离能
(kJ·mol-1 )
Na
496
4 562
6 912
9 543
Mg
738
1 451
7 733
10 540
Al
578
1 817
2 745
11575
(1)认真分析材料1中同周期元素第一电离能的变化规律,将Na~Ar之间六
顺序为
答案 (1)①<
(2)H<C<O
。
。
,电负性大小
。
②>
> ③<
<
④>
(3)Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar
(4)F>Cl>Br>I
F>Cl>Br>I
课堂篇 素养提升
探究1
微粒半径大小比较的方法规律
【问题探究】
材料:元素周期表中部分元素原子与离子半径的对比(单位:pm)
稀有气体一般不参与原子半径的比较
第一章
第二课时 元素周期律
内
容
索
引
01
课前篇 素养初探
02
课堂篇 素养提升
素养目标
1.分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化,理解原子半径、第一
电离能和电负性的递变规律及其原因,培养宏观辨识与微观探析的核心素
养。
2.通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,掌握相关规律,培养
证据推理与模型认知的核心素养。
述,原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。
方法技巧 “三看”法快速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数:最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。
二看核电荷数:当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。
三看核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
探究2
元素电离能的变化规律
解析 (1)同周期主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小,Ga与
As在周期表中同位于第四周期,Ga位于第ⅢA族,As位于第ⅤA族,则原子半
径:Ga>As。
(2)同周期主族元素,原子序数越大,原子半径越小,故原子半径Al>Si。
(3)由图示可知,这八种元素分别为H、C、N、O、Na、Al、S、Cl,O2-和
提示 ①比较不同周期不同主族元素的原子半径,先看周期再看主族。
②比较离子半径时,要依据于电子层结构相同的离子半径的递变规律和元
素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径;同一元素的阴离子半径大于原子
半径。
【深化拓展】
“四同”比较粒子的半径大小
【素能应用】
典例1试比较以下微粒半径的大小。
失去的能量最高的电子处于np能级,该能级的能量比同周期第ⅡA族元素
的ns能级的能量高。
②第ⅥA族元素如O、S的第一电离能较第ⅤA族N、P小的原因是:第ⅤA
族N、P的最外层np能级的电子排布为半充满,比较稳定,故电离能较高。
【微思考2】非金属性越强的元素,其第一电离能就越大吗?举例说明。
提示 不是。如氧的非金属性比氮的非金属性强,但氧的第一电离能小于氮。
非金属性。
【微思考3】元素周期表中电负性最大的元素和最小的元素分别是什么元
素(放射性元素除外)?
提示 电负性最大的元素是F,电负性最小的元素是Cs。
【自我检测】
1.判断下列说法的正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)原子半径:r(Si)>r(C)>r(B)( × )
(2)离子半径:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)( √ )
Na+具有相同的电子层结构,根据“序小径大”规律可知r(O2-)>r(Na+)。
变式训练1四种元素基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5。这四种原子
按半径由大到小的顺序排列正确的是(
A.①>②>③>④
【微思考1】对于主族元素,原子半径最小和最大的元素都在第ⅠA族,该
说法是否正确?
提示 正确。原子半径最小的是H元素,原子半径最大的是Fr元素,二者都在
第ⅠA族。
2.电离能(可用符号I表示)
(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意义:判断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。
③可用I1、I2、I3……表示元素的各级电离能。
(2)第一电离能的变化规律
①同一周期:从左到右,元素的第一电离能呈增大的趋势。
②同一主族:从上到下,元素的第一电离能逐渐减小。
③同种原子:逐级电离能越来越大。
(3)第ⅢA族和第ⅥA族元素第一电离能“异常”的原因
①第ⅢA族元素如B和Al的第一电离能较第ⅡA族Be、Mg小的原因:B和Al
课前篇 素养初探
【知识铺垫】
1.元素周期律的本质:随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变
化。
2.同周期主族元素自左向右,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。
3.同周期主族元素自左向右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
【自主梳理】
1.原子半径
(1)影响因素
(2)递变规律
一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。
(2)确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此当元素原子失去不同
能层的电子时电离能会发生突变。
(3)确定元素的化合价
如果电离能在In与 +1 之间发生突变,则元素的原子易形成+n价离子,或主族元
素(O、F除外)的最高化合价为+n价。若某元素的逐级电离能I2≫I1,则该元素通
元素的电负性(稀有气体未计)。
(2)递变规律
①同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐 变大 (稀有气体元素除外)。
②同主族:自上而下,元素的电负性逐渐变小。
(3)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既有金属性,又有
种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)由材料1可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元
素都高,解释原因。
提示 同周期元素中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价
层电子排布为ns2np3,最外层s能级均为全充满,p能级分别为全空、半充满
状态,比较稳定,失去一个电子需要的能量相对较大,故其第一电离能比同
子比失去第一个电子需要更多的能量(I2>I1),同理I3>I2、I4>I3…… +1 >In。
②Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容
易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小
很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4
(2)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C3-、D-的离子
半径呢?
提示 原子半径由大到小的顺序为B>A>C>D;离子半径由大到小的顺序为
C3->D->B+>A2+。
(3)请比较A与A2+、D与D-的半径大小。
提示 A>A2+;D<D-。
(4)比较微粒半径大小的关键要素是什么?
3.电负性
(1)相关定义
①键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
化学键,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
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越大。
③衡量标准:以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各
1 500
7 700
10 500
T
580
1 820
2 750
11 600
V
420
3 100
4 400
5 900
(1)在元素周期表中,最有可能处于同一族的是
A.Q和R
B.S和T
C.T和V
D.R和T
(填字母,下同)。
E.R和V
(2)它们的氯化物的化学式,最有可能正确的是
A.QCl2
B.RCl
C.SCl3
的第一电离能逐渐增大,但有反常情况,如第一电离能N>O。
3.(1)比较下列微粒半径的大小(填“>”“=”或“<”)。
①F③F-
ຫໍສະໝຸດ Baidu2 -。②Na
O
Cl-
Mg
2Br ;④ S
Cl;
S。
(2)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为
(3)第三周期所有元素的第一电离能由小到大的顺序为
(4)F、Cl、Br、I的第一电离能大小顺序为
D.TCl
E.VCl4
(3)下列元素,最有可能与Q元素位于同一族的是
A.硼
B.铍 C.锂 D.氢
。
。
E.氦
(4)在这五种元素中,最容易与氯元素形成离子化合物的是