选修3《物质结构与性质》第二节 原子结构与元素的性质第2课时 元素周期律(导学案)

第2课时 元素周期律

▍课标要求▍

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。

要点一 原子半径 1．原子半径的影响因素

2．原子半径的变化规律

思考1：电子的能层数多的元素，原子半径一定比电子能层数少的元素大吗？

要点二 电离能和第一电离能 1．第一电离能的概念

电离能—

气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量，符号I ，单位kJ/mol

第一电离能 —

__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．第一电离能的意义

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，还原性越强。 3．第一电离能的变化规律

(1)同一周期，从左到右，元素的第一电离能有 的趋势。 (2)同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐 。 思考2：M(g)――→－2e

－

M 2＋

所需的能量是否是其第一电离能的2倍？

要点三电负性1．化学键

2．电负性

定义数值

用来描述不同元素的原子对

吸引力的大

小，以氟的电负性为

作为相对标准

变化规律

同周期从左到右，元素的电负性逐渐

同主族从上到下，元素的电负性逐渐

应用判断强弱

族

的电负性符合变化规律吗？考点一微粒半径大小的比较

原子半径(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(0族元素除外)，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)

离子半径(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：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(Ne)>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＋)

例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：

r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)

的顺序是()

A．C＞D＞B＞A B．A＞B＞C＞D

C．D＞C＞A＞B D．A＞B＞D＞C

【变式1】下列四种粒子，半径按由大到小的排列顺序是________(填序号)。

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

考点二电离能的变化规律及其应用

1．电离能的有关规律

(1)第一电离能变化规律

①同周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势(少数有反常如N和O、Mg和Al)。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。

②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。

(2)逐级电离能变化规律

①原子的逐级电离能越来越大。

首先失去能量最高的电子，故第一电离能较小，然后再失去能量较低的电子，需要(吸收)的能量较多；而且先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电离能突然变大是电子的能层发生了变化。

同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。

2．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：

I1越大，元素的非金属性就越强(稀有气体除外)；

I1越小，元素的金属性就越强。

【例题2】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。

(1)同主族不同元素的E值的变化特点是________。各主族E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。

(2)同周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式正确的是________(填序号)。

①E(砷)>E(硒)②E(砷)E(硒)④E(溴)

(3)估计 1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：________

(4)10号元素E值较大的原因是________________________________________________。【变式2】元素X的各级电离能数据如表：

I1I2I3I4I5I6

I/(kJ·mol－1)578 1 817 2 74511 57814 83118 378

A．＋1B．＋2

C．＋3D．＋6

考点三电负性的应用

1．判断元素的金属性和非金属性及其强弱

(1)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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。

(2)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(稀有气体除外)。

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弱，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强，元素的化合价为负值。3．判断化学键的类型

(1)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。

(2)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。

4．解释“对角线规则”