《元素周期律》參考課件

第一章原子結構與性質第二節(jié)原子結構與元素的性質第2課時

元素周期律學習目標1.能從原子結構的角度理解原子半徑、電離能、電負性的遞變規(guī)律。2.通過原子半徑、電離能、電負性遞變規(guī)律的學習，建立“結構決定性質”的認知模型，并能利用該認知模型解釋元素性質的規(guī)律性和特殊性。體系構建增大減小一、原子半徑1．影響因素基礎知識填充原子半徑電子的能層數(shù)核電荷數(shù)影響因素電子的能層越多，電子之間的排斥作用，使原子的半徑______核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用越大，使原子的半徑減小______2．遞變規(guī)律(1)同周期：從左到右，核電荷數(shù)越大，半徑

(稀有氣體除外)。(2)同主族：從上到下，

越多，半徑

。越小越大電子層數(shù)分析微粒半徑大小比較的關鍵是什么？[提示]

①不同周期不同主族元素原子半徑比較，先看周期再看主族。②對于離子的半徑比較，要借助于電子層結構相同的離子半徑變化規(guī)律和元素周期律進行判斷。③同一元素的陽離子半徑小于原子半徑；陰離子半徑大于原子半徑。氣態(tài)電中性基態(tài)原子最低氣態(tài)基態(tài)正離子二、電離能1．電離能的概念

失去一個電子轉化為

所需要的

能量叫做第一電離能。2．元素第一電離能變化規(guī)律(1)對同一周期的元素而言，

元素的第一電離能最小，

元素的第一電離能最大；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從

到

的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。(2)同族元素，自上而下第一電離能

，表明自上而下原子越來越

失去電子。最后一種(稀有氣體)第一種(堿金屬和氫)易變小大小小強3．電離能的應用可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越

，原子越容易失去一個電子，元素金屬性越

。鍵合電子化學鍵鍵合電子越大1.04.0三、電負性1．鍵合電子和電負性的含義(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成

的電子。(2)電負性：用來描述不同元素的原子對

吸引力的大小。電負性越大的原子，對

的吸引力

。2．衡量標準以氟的電負性為

和鋰的電負性為

作為相對標準，得出各元素的電負性(稀有氣體未計)。變大變小3．遞變規(guī)律(一般情況)(1)同周期，自左到右，元素的電負性逐漸

。(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸

。非金屬金屬強強4．應用：判斷金屬性、非金屬性強弱依據(jù)一般大于1.8一般小于1.81.8左右元素為非金屬元素，且電負性越大，非金屬性越____元素為金屬元素，且電負性越小，金屬性越____一般位于金屬元素和非金屬元素的交界線處，它們既有____性，又有_______性1．判斷正誤(對的在括號內打“√”，錯的在括號內打“×”。)(1)原子序數(shù)越大，核外電子數(shù)越多，原子半徑越大 ()(2)同周期，從左到右，最高正價一定由＋1價遞變?yōu)椋?價()(3)N、O的第一電離能和電負性均為N＜O ()(4)同周期中，稀有氣體元素的第一電離能最小 ()××××預習效果驗收2．下列各組元素各項性質的比較正確的是(

)A．第一電離能：B>Al>GaB．電負性：As>Se>BrC．最高正價：F>S>Si D．原子半徑：P>N>C[解析]

[B、Al、Ga為同主族元素，同主族元素自上而下第一電離能逐漸減小，A項正確；As、Se、Br電負性大小順序應為Br>Se>As，B項錯誤；F無正化合價，C項錯誤；原子半徑：P>C>N，D項錯誤。]A

3．在下列橫線上，填上適當?shù)脑胤枴?1)在第三周期中，第一電離能最小的元素是________，第一電離能最大的元素是________。(2)第二、三、四周期元素中p軌道半充滿的原子分別是____________。(3)電負性相差最大的兩種元素是________(放射性元素除外)。NaArN、P、As

F、Cs[解析]

一般來說，同周期從左到右，元素的第一電離能呈逐漸增大的趨勢(除第ⅡA族、第ⅤA族元素反常外)，同周期中堿金屬和氫元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大，故第三周期中第一電離能最小的元素為Na，第一電離能最大的元素為Ar。電負性的遞變規(guī)律：一般來說，同周期從左到右元素的電負性逐漸增大，同族從上到下元素的電負性逐漸減小，故周期表中電負性最大的元素是F，電負性最小的元素是Cs。重難點1：電離能規(guī)律及其應用前四周期元素第一電離能(I1)的變化如圖所示。情景探究(1)據(jù)圖可知，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一電離能比同周期的相鄰元素都高，解釋原因。提示：同周期中，第ⅡA族元素的價電子排布為ns2，第ⅤA族元素的價電子排布為ns2np3，np軌道分別為全空和半充滿狀態(tài)，比較穩(wěn)定，所以失去一個電子需要的能量大，所以第一電離能比同周期相鄰元素的要高。(2)根據(jù)Na、Mg、Al的電離能數(shù)據(jù)，回答：①為什么同一元素的電離能逐級增大？②為什么Na、Mg、Al的化合價分別為＋1、＋2、＋3?提示：①同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1＜I2＜I3＜……這是由于原子失去一個電子變成＋1價陽離子后，半徑變小，核電荷數(shù)未變而電子數(shù)目變少，核對電子的吸引作用增強，因而第二個電子比第一個電子難失去，失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。②Na的I1比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成＋1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成＋2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三個電子形成＋3價離子。1．逐級電離能(1)原子的逐級電離能越來越大。首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去的電子多數(shù)是能量較低的電子，所需要吸收的能量多；同時，失去電子后離子所帶正電荷對電子的吸引力更強，從而使電離能越來越大。(2)當電離能突然變大時說明電子的能層發(fā)生了變化，即同一能層中電離能相近，不同能層中電離能有很大的差距。核心突破2．影響電離能的因素電離能的數(shù)值大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑以及原子的電子排布。(1)一般來說，同一周期的元素具有相同的電子層數(shù)，從左到右核電荷數(shù)增大，原子的半徑減小，核對最外層電子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去電子，電離能也就越大。(2)同一主族元素電子層數(shù)不同，最外層的電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大起主要作用，因此半徑越大，核對最外層電子的吸引力越小，越易失去電子，電離能也就越小。(3)電子排布是影響電離能的第三個因素某些元素具有全充滿或半充滿的電子排布，穩(wěn)定性也較高，其電離能數(shù)值較大。如稀有氣體的第一電離能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外層s原子軌道全滿，p原子軌道全空，第ⅤA族N、P等元素原子p原子軌道為半充滿狀態(tài)，均穩(wěn)定，所以它們比右側相鄰的元素的第一電離能大，出現(xiàn)反常。3．電離能的應用(1)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布。如Li：I1?I2<I3，表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個電子。(2)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價。如K：I1?I2<I3，表明K原子易失去一個電子形成＋1價陽離子。(3)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強。1．下表列出了某短周期元素R的各級電離能數(shù)據(jù)(用I1、I2……表示，單位為kJ·mol－1)。下列關于元素R的判斷中一定正確的是(

)A．R元素的最高正價為＋3價B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族C．R元素的原子最外層共有4個電子D．R元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p1I1I2I3I4……7401500770010500……對點訓練B

[解析]

[從表中數(shù)據(jù)可以看出，R元素的第一、第二電離能都較小，所以反應時可以失去2個電子，那么其最高化合價為＋2價，最外層電子數(shù)為2，應為第ⅡA族元素，A、C錯誤，B正確；R元素可能是Mg或Be，故無法確定基態(tài)原子的電子排布式，D錯誤。]2．不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的最低能量，設其為E，如圖所示。試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并完成下列問題。(1)同主族內不同元素的E值的變化特點是_____________________。(2)同一周期內，隨著原子序數(shù)的增大，E值增大，但個別元素的E值出現(xiàn)反常現(xiàn)象。試預測下列關系式中正確的是________(填編號)。①E(砷)＞E(硒)

②E(砷)＜E(硒)

③E(溴)＞E(硒)

④E(溴)＜E(硒)(3)估計1mol氣態(tài)鈣原子失去最外層一個電子所需最低能量E值的范圍：________＜E＜________。(4)10號元素E值較大的原因是______________________________________________________________。隨著原子序數(shù)增大，E值變?、佗?8573810號元素為氖，該元素原子的最外層電子排布已達到8電子穩(wěn)定結構[解析]

本題主要考查元素第一電離能的變化規(guī)律。(1)從1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素隨著原子序數(shù)增大，E值變小。(2)從第二、三周期看，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相鄰兩元素E值都低，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)據(jù)同主族、同周期元素E值變化規(guī)律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10號元素(Ne)原子的最外層電子排布已達8電子穩(wěn)定結構。重難點2：電負性規(guī)律及其應用下表給出了16種元素的電負性數(shù)值。情景探究(1)根據(jù)表中數(shù)據(jù)分析同主族元素的電負性有何規(guī)律？同周期元素的電負性與原子半徑間有何關系？提示：同主族元素核電荷數(shù)越大，電負性越小。同周期元素的電負性隨原子半徑的減小而增大。(2)預測元素周期表中電負性最大的元素是哪種元素？電負性最小的元素是哪種元素(放射性元素除外)?提示：電負性最大的元素為F，電負性最小的元素為Cs。(3)利用表中數(shù)據(jù)估測鈣的電負性范圍。提示：由于元素金屬性強弱為K＞Ca＞Mg，所以Ca的電負性取值范圍為0.8～1.2。電負性的應用1．判斷元素的金屬性和非金屬性(1)金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于金屬、非金屬界線兩側的元素的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。(2)金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。核心突破2．判斷元素的化合價(1)電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。(2)電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。3．判斷化學鍵的類型一般認為：(1)如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵。(2)如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。4．解釋元素“對角線”規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖所示)的有些性質是相似的，被稱為“對角線規(guī)則”。這可以由元素的電負性得到解釋：Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2；Be、Al的電負性分別為1.5、1.5；B、Si的電負性分別為2.0、1.8。它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，它們表現(xiàn)出的性質相似，如Li、Mg在空氣中燃燒的產物分別為Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。3．下列說法不正確的是(

)A．第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小，而第ⅦA族元素的電負性從上到下逐漸增大B．電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度C．元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強D．NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點對點訓練A

[解析]

[同主族自上而下元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱，第ⅠA族和第ⅦA族元素的電負性從上到下都逐漸減小，A項不正確；電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度，B項正確；電負性越大，原子對鍵合電子的吸引力越大，C項正確；NaH中H為－1價，與鹵素相似，能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點，D項正確。]4．下列給出14種元素的電負性：已知兩成鍵元素的電負性差值大于1.7時，形成離子鍵；兩成鍵元素的電負性差值小于1.7時，形成共價鍵。請運用元素周期律知識完成下列各題：(1)一般來說，同一周期中，從左到右，元素的電負性________；同一主族中，從上到下，元素的電負性________。所以，元素的電負性隨原子序數(shù)遞增呈________變化。逐漸變大逐漸變小周期性(2)短周期元素中，電負性最大的元素是________，電負性最小的元素是________，由這兩種元素形成的化合物屬于________(填“離子”或“共價”)化合物，用電子式表示該化合物的形成過程____________________________________。(3)Al和F形成的化合物為________(填“離子”或“共價”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物為________化合物。在S和Cl形成的化合物中，________元素呈負價，理由是___________________________。FNa離子離子共價Cl氯元素的電負性比硫元素大(4)表中符合“對角線規(guī)則”的元素有Li和__________、Be和________、B和________，它們的性質分別有一定的相似性，其原因是_______________________________________________。寫出表示Be(OH)2顯兩性的離子方程式：__________________________________________________________。MgAlSi電負性數(shù)值相近Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO22-＋2H2O[解析]

(2)短周期元素中，F(xiàn)的電負性最大(為4.0)，Na元素的電負性最小(為0.9)，兩種元素的電負性差值為3.1，大于1.7，故NaF為離子化合物。(3)F和Al的電負性差值為2.5，大于1.7，故AlF3也為離子化合物；Cl和Al的電負性差小于1.7，故AlCl3為共價化合物；S與Cl形成的化合物中，S顯正價，Cl顯負價(電負性：Cl>S)。(4)根據(jù)“對角線規(guī)則”，Be和Al的性質相似，Be(OH)2為兩性氫氧化物，能與強酸和強堿反應。1．下列關于稀有氣體的敘述不正確的是(

)A．各原子軌道電子均已填滿B．其原子與同周期ⅠA、ⅡA族元素的陽離子具有相同的核外電子排布C．化學性質很不活潑D．同周期中第一電離能最大B

隨堂演練[解析]

[稀有氣體各原子軌道電子達到穩(wěn)定結構，所以化學性質不活潑，同周期中第一電離能最大。稀有氣體元素原子的核外電子排布與同周期的陰離子(達到穩(wěn)定結構)的電子排布相同，同時還與下一周期的ⅠA、ⅡA族元素的陽離子(失去最外層電子)具有相同的核外電子排布。]2．元素X的各級電離能數(shù)據(jù)(單位：kJ·mol－1)如下：則元素X的常見價態(tài)是(

)A．＋1價 B．＋2價C．＋3價 D．＋6價I1I2I3I4I5I657818172745115781483118378C

[解析]

[對比表中電離能數(shù)據(jù)可知，I1、I2、I3電離能數(shù)值相對較小，至I4電離能數(shù)值突然增大，說明元素X的原子中，有3個電子容易失去，因此，該元素的常見化合價為＋3價。]3．已知短周期元素的離子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的電子層結構，則下列敘述正確的是(

)A．原子半徑：A>B>C>DB．原子序數(shù)：d>c>b>aC．離子半徑：C>D>B>AD．元素的第一電離能：A>B>D>CC

[解析]

[A、B、C、D在元素周期表中的相對位置為根據(jù)遞變規(guī)律判斷。]4．下列說法中不正確的是(

)A．第一電離能、電負性的周期性遞變規(guī)律是原子核外電子排布周期性變化的結果B．元素電負性：N<OC．電負性是相對的，所以沒有單位D．分析元素電負性數(shù)值可以看出，金屬元素的電負性較大，非金屬元素的電負性較小D

[解析]

[金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大，所以D錯誤。]5．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分別代表一種化學元素。(1)上表第三周期中第一電離能(I1)最大的是________(填字母，下同)，c和f的I1大小關系是__________大于________。(2)上述元素中，原子中未成對電子數(shù)最多的是____