1、第第 2 2 课时课时 元素周期律元素周期律 学业要求 核心素养建构 1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元 素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排 布的角度对这一规律进行解释。 2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力 的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性 的强弱，推测化学键的极性。 知识梳理 一、原子半径 1.影响原子半径大小的因素 (1)电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。 (2)核电荷数越大，核对电子的吸引作用也越大，将使原子的半径减小。 2.原子半径大小的变化规律 (1)同周期从左到右，原子半径逐渐减小。 (2)同主族从上到下，原
2、子半径逐渐增大。 微自测 判断正误，正确的打“”；错误的打“”。 (1)电子层数越多，原子半径一定就越大。( ) (2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大。( ) (3)核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同。( ) (4)第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结 果。( ) 答案 (1) (2) (3) (4) 二、电离能 1.概念 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的最低能量，叫做 第一电离能。 2.意义 可以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。 3.元素的第一电离能变化规律 (1)同
3、周期元素从左到右，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对核外电子 的引力越来越大，越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。每个 周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最 大。 (2)同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小，表示自上而下原子越来越易失去 电子。 总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。 微自测 2.判断正误，正确的打“”；错误的打“”。 (1)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小。( ) (2)铝的第一电离能比镁的第一电离能大。( ) (3)第一电离能小的元素的金属性一定强。( ) (4)同周期元素的第一
4、电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势。( ) 答案 (1) (2) (3) (4) 三、电负性 1.电负性 (1)键合电子和电负性的含义 键合电子 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 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。 (2)衡量标准 以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 作为相对标准，得出各元素的电负性。 (3)递变规律 同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。 同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐变小。 微自测 3.判断正误，正确的打“”；错误的打“”。 (1)电负性是相对的，所以没有单位。(
5、 ) (2)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大。( ) (3)电负性小于 1.8 的元素一定是金属元素。( ) (4)根据“对角线”规则，B 和 Mg 元素的电负性接近。( ) 答案 (1) (2) (3) (4) 探究一、微粒半径大小的比较 从不同类型微粒半径比较建构思维模型 探究素材 判断微粒半径大小的规律 1.同周期，从左到右，原子半径依次减小。 2.同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 3.阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如 r(Na ) r(Na)，r(S)r(S2 )。 4.电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如 r(
6、S2 )r(Cl) r(K )r(Ca2)。 5.不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如 r(Fe2 )r(Fe3)，r(Cu) r(Cu2 )。 探究题目 1.下列各组微粒半径的比较正确的是( ) ClCl Br FMg2Al3 Ca2CaBa S2Se2Br A.和 B.和 C.和 D.和 解析 同种元素：阳离子半径原子半径，原子半径阴离子半径，则半径：Cl Cl ，Ca2Ca。Cl、Br的最外层电子数相同，电子层数增多，所以离子半 径：Cl Br，正确；Al3、Mg2、F的核外电子排布相同，核电荷数依次 减小，则离子半径：Al3 Mg2F错误；Ca、Ba 的最外层电子数相同，
7、电子层数依次增多，则半径：CaBa，正确；半径应为 Se2 Br，错误。 答案 A 从“三看”规律建构快速比较微粒半径思维模型 探究素材 1.“三看”规律 “一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层越多，半径越大； “二看”核电荷数：当电子层数相同时，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。 2.思路：比较粒子半径大小时，首先需要确定粒子间的“相同”点，即离子间的 电子层数、核电荷数或核外电子排布是否相同，然后再利用规律进行比较。 探究题目 2.已知 An 、B(n1)、Cn、D(n1)都有相同的电子层结构，则原子半径由大到小 的
8、顺序是( ) A.CDBA B.ABCD C.DCAB D.ABDC 解析 A、B、C、D 四种元素的相对位置如下表： D C A B 根据原子半径大小变化规律可知 ABDC。 答案 D 探究二、电离能规律及其应用 从元素第一电离能的周期性培养探究能力 探究素材 第一电离能(I1)的变化规律 1.同周期元素第一电离能的变化规律呈现的是一种趋势，A 族和A 族元素会 出现反常变化，通常同周期A 族元素的第一电离能比A 族元素高，A 族元 素的第一电离能比A 族元素高，这是因为A 族、A 族元素原子的价电子排 布式分别是 ns2、ns2np3，np 能级是全空或半充满状态，原子较稳定，第一电离能
9、较大。 2.同主族元素的第一电离能，从上到下，逐渐减小。 探究题目 3.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(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，并回答下列问题： (1)同主族内不同元素的 E 值变化的特点是_， 各主族中 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，随原子序数增大，E 值增大。但个别元素的 E 值出现反常现象。试 预测下列关系式中正确的是_(填写编号)。 E(砷)E(硒) E(砷)E(硒) E(溴)E(硒) E(溴)E(硒) (3)估计 1 mol 气态 Ca 原子失去最外层一个电子所需能量 E 值的
10、范围：_ E_。 (4)10 号元素 E 值较大的原因是_。 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，E 值变小；从 H 到 He、Li 到 Ne；从 Na 到 Ar，均呈现明显的周期性变化。(2)从第 二、三周期可以看出，第A 和第A 族元素比同周期相邻两种元素 E 值都高。 由此可推测 E(砷)E(硒)，根据同周期变化规律可以推测：E(溴)E(硒)。(3)根据 同主族、同周期变化规律可以推测：E(K)E(Ca)E(Mg)。(4)10 号元素是稀有气 体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到 8 电子稳定结构。 答案 (1)随着原子序数增大，E 值变
11、小 周期性 (2) (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，为稳定结构 从元素逐级电离能培养探究能力 探究素材 逐级电离能 1.含义：M(g)=M (g)e I 1(第一电离能)； M (g)=M2(g)e I 2(第二电离能)； M2 (g)=M3(g)e I 3(第三电离能)。 2.变化规律 (1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的， 即 I1I2I3， 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
12、量。 (2)元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电 子是分层排布的，主族元素几乎不会全部失去内层电子。如 Na 原子的 I1、I2、I3 分别是 496、4 562、6 912(单位：kJ mol 1，下同)，在 I 1和 I2之间发生突变；Mg 原子的 I1、I2、I3分别是 738、1 451、7 733，在 I2和 I3之间发生突变。 探究题目 4.电离能是指 1 mol 气态基态原子(或阳离子)失去 1 mol 电子形成 1 mol 气态阳离 子(或更高价阳离子)所吸收的能量。 现有核电荷数小于 18 的元素 A， 其电离能(单 位为 eV mol 1)数
13、据如下。 I1 I2 I3 I4 I5 I6 电离能 7.64 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5 I7 I8 I9 I10 I11 电离能 224.9 226.0 327.9 367.4 1 761 (1)外层电子离核越远，能量越高，电离能越_(填“大”或“小”)；阳离 子电荷数越高，再失去电子时，电离能越_(填“大”或“小”)。 (2)上述失去的 11 个电子分属_个电子层。 (3)失去 11 个电子后，该元素原子核外还有_个电子。 (4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是_。 解析 (1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，越容易失去，则电离 能越
14、小；阳离子电荷数越高，离子半径越小，原子核对核外电子的引力越大，越 难失去电子，则电离能越大。(2)根据题中数据，I1、I2较小，I3突然增大，说明最 外层有 2 个电子，I3到 I10变化较小，但 I11突然增大，说明次外层有 8 个电子， 则失去的11个电子分属3个电子层； 又由于核电荷数小于18， 所以A为Mg。 (3)Mg 元素的原子失去 11 个电子后，还有 1 个电子。(4)Mg 元素的最高价氧化物对应的 水化物为 Mg(OH)2。 答案 (1)小 大 (2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2 从电离能的应用培养探究能力 探究素材 电离能的应用 1.比较元素金属性的强弱 一般情况下
15、，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，因此元素的电离能会发生 突变。 3.确定元素的化合价 (1)如果I n1 In In In1，即电离能在 In 与 In1之间发生突变，则元素的原子易形成n 价离子，并且主族元素的最高化合价为n 价(或只有n 价、0 价)。某元素的逐 级电离能，若 I2I1，则该元素通常显1 价；若 I3I2，则该元素通常显2 价； 若 I4I3，则该元素通常显3 价。 (2)过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合 价。如锰元素通常有27 多种化合价。 探
16、究题目 5.如表所示是第三周期部分元素的电离能(单位：kJ mol 1)： 电离能 元素 I1 I2 I3 甲 496 4 562 6 912 乙 738 1 451 7 733 丙 1 251 2 298 3 822 丁 1 520 2 666 3 931 下列说法正确的是( ) A.甲的金属性比乙强 B.乙的常见化合价为1 C.丙不可能为非金属元素 D.丁一定为金属元素 解析 甲、乙、丙、丁为第三周期元素，由题给表格数据可知，甲的 I1I2，说明 甲最外层有 1 个电子， 易失去 1 个电子达到稳定结构， 所以甲为 Na， 乙的 I2I3， 说明乙易失去 2 个电子达到稳定结构，所以乙为
17、Mg，故甲的金属性比乙强，A 项正确；乙的常见化合价应为2，B 项不正确；丙的 I1、I2、I3相差不大且丙失 去电子较难，所以可能是非金属元素，C 项不正确；丁失去电子比丙还难，而第 三周期只有 3 种金属元素，可知丁一定是非金属元素，D 项不正确。 答案 A 探究三、电负性规律及其应用 从元素电负性的周期性提升分析能力 探究素材 1.一般来说，除稀有气体元素外，同一周期从左到右，元素的电负性逐渐变大； 同一主族从上到下，元素的电负性逐渐变小，对副族元素而言，同族元素的电负 性也大体呈现这种变化趋势。 2.电负性最大的元素是位于元素周期表右上角的氟(稀有气体除外)， 电负性最小的 元素是位于
18、元素周期表左下角的铯(钫是放射性元素，除外)。 探究题目 6.电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电 负性的变化规律正确的是( ) A.同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大 B.同主族从上到下，元素的电负性逐渐变大 C.电负性越大，金属性越强 D.电负性越小，非金属性越强 解析 利用“同周期从左到右，元素电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素电 负性逐渐减小”的规律来判断。 答案 A 从电负性的应用提升演绎能力 探究素材 1.判断元素的金属性和非金属性 (1)金属元素的电负性一般小于 1.8，非金属元素的电负性一般大于 1.8，而位于金 属、非金属分界线两侧的元素的
19、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。 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电子的能力强，元素的化合价为负值。 3.判断化学键的类型 一般认为： (1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于 1.7，它们之间通常形成离子键。 (2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于 1.7，它们之间通常形成共价键。 特别提醒： 根据电负性差值判断化合物类型只是一般规律，并不是所有电负性差大于 1.7
20、的 都形成离子化合物，如 H 电负性为 2.1，F 电负性为 4.0，电负性差为 1.9，而 HF 为共价化合物。 探究题目 7.已知 X、Y 同周期，且电负性的值 X 为 3.0，Y 为 1.8，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.X 与 Y 形成的化合物可能为共价化合物 C.最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸性弱于 Y 对应的酸性 D.气态氢化物的稳定性：HmYHnX 解析 电负性 XY，非金属性 XY，X 最高价含氧酸比 Y 最高价含氧酸的酸 性强。 答案 C 综合电离能、电负性和元素性质建构关系模型 探究素材 电负性、第一电离能与金属性和非金
21、属性的关系 探究题目 8.如图是第三周期 1117 号元素某些性质变化趋势的柱形图， 下列有关说法中正 确的是( ) A.y 轴表示的可能是电离能 B.y 轴表示的可能是电负性 C.y 轴表示的可能是原子半径 D.y 轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数 解析 对于第三周期 1117 号元素， 随着原子序数的增大， 第一电离能呈增大趋 势，但 Mg、P 特殊，故 A 项错误；同周期元素自左到右原子半径逐渐减小，故 C 项错误；形成基态离子转移的电子数依次为：Na 为 1，Mg 为 2，Al 为 3，Si 不 易形成离子，P 为 3，S 为 2，Cl 为 1，故 D 项错误。 答案 B 1.具
22、有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是( ) A.1s22s22p3 B.1s22s22p1 C.1s22s22p63s23p1 D.1s22s22p63s23p4 解析 根据原子的核外电子排布式可知， A项中原子为氮(N)， B项中原子为硼(B)， C 项中原子为铝(Al)， D 项中原子为硫(S)。 根据原子半径变化规律可知， r(B)r(N)、 r(Al)r(S)、r(Al)r(B)，故 Al 原子半径最大。 答案 C 2.下列元素按电负性由大到小顺序排列的是( ) A.K、Na、Li B.N、O、F C.As、P、N D.F、Cl、S 解析 同一周期元素从左到右电负性逐渐增大；同一
23、主族元素从上到下电负性逐 渐减小。 答案 D 3.下列原子的价电子排布中，对应第一电离能最大的是( ) A.ns2np1 B.ns2np2 C.ns2np3 D.ns2np4 解析 当原子轨道处于全满、半满时，具有的能量较低，原子比较稳定，第一电 离能较大。 答案 C 4.在下列空格中，填上适当的元素符号： (1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是_，第一电离能最大的元素是 _。 (2)在元素周期表中，原子半径最小的元素是_，电负性最大的元素是 _。 (3)最活泼的气态非金属原子是_。 (4)第二周期中，其最高价氧化物对应水化物是强酸的元素是_，在第三周 期中，其最高价氧化物对应水化物是强碱
24、的元素是_。 解析 同周期中从左到右，元素的第一电离能(除A 族、A 族反常外)逐渐增 大，同周期中金属元素第一电离能最小，稀有气体元素第一电离能最大，故第三 周期中第一电离能最小的为 Na，最大的为 Ar。电负性的递变规律：同周期从左 到右逐渐增大， 同主族从上到下逐渐减小， 故周期表中， 电负性最大的元素是氟， 第二周期中， 元素最高价氧化物对应水化物是强酸的只有 HNO3， 在第三周期中， 元素最高价氧化物对应水化物是强碱的只有 NaOH。 答案 (1)Na Ar (2)H F (3)F (4)N Na 5.(1)元素 Mn 与 O 中，第一电离能较大的是_。 (2)元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu1 958 kJ mol 1、I Ni1 753 kJ mol 1，I Cu INi的原因是_ _。 (3)根据元素周期律， 原子半径： Ga_As， 第一电离能： Ga_As。 (填 “大于”或“小于”) (4)N、O、S 中第一电离能最大的是_(填元素符号)。 答案 (1)O (2)铜失去的是全充满的 3d10电子，镍失去的是 4s1电子 (3)大于 小于 (4)N
