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第2課時 元素周期律,一、原子半徑 1.影響原子半徑大小的因素：,負電排斥,增大,越大,縮小,2.原子半徑的遞變規(guī)律：,電子的能,層數(shù),越大,越小,二、電離能 1.第一電離能的概念：___________基態(tài)原子失去_____電子 轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的_________叫做第一電離能。 2.第一電離能的變化規(guī)律： (1)同一周期，從左到右，元素的第一電離能呈_________的 趨勢。 (2)同一主族，從上到下，元素的第一電離能_________。,氣態(tài)電中性,一個,最低能量,逐漸增大,逐漸減小,三、電負性和“對角線規(guī)則” 1.電負性： (1)定義：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4.0作為相對標準。 (3)遞變規(guī)律。 ①同周期，自左向右，元素的電負性逐漸_____。 ②同主族，自上而下，元素的電負性逐漸_____。,鍵合電子,鍵合電子,越大,變大,變小,(4)應用：判斷金屬性和非金屬性的強弱。 ①金屬的電負性一般小于1.8。 ②非金屬的電負性一般大于1.8。 ③電負性在1.8左右的，既表現(xiàn)_______，又表現(xiàn)_________。,金屬性,非金屬性,2.對角線規(guī)則：在元素周期表中，某些主族元素與其_______ 的主族元素的有些性質是相似的，被稱為“對角線規(guī)則”。 例如： X和Y就是對角線關系。,右下方,1.辨析下列說法的正誤： (1)電子的能層數(shù)多的元素的原子半徑一定比電子的能層數(shù)少 的元素原子半徑大。 ( ) 分析：元素原子半徑與電子的能層數(shù)和核電荷數(shù)有關。在最 外層電子數(shù)相同時，電子的能層數(shù)越大半徑越大；在電子的 能層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大半徑越??；不同周期不同主族 元素的原子半徑需要通過數(shù)值和遞變規(guī)律確定。,×,(2)原子失去2個電子所需要的能量是其第一電離能的2倍。 ( ) 分析：原子失去第2個電子所需要的能量不確定，由原子核外 電子排布決定，有的是第1個電子能量的數(shù)倍，有的比第1個 電子能量大一些。 (3)一般認為元素的電負性小于1.8的為金屬元素，大于1.8的 為非金屬元素。 ( ) 分析：元素的金屬性和非金屬性與元素的電負性的關系：以 1.8為界，在1.8附近的元素既有金屬性又有非金屬性。,×,√,(4)C、N、O的第一電離能的大小關系：CNO。 ( ) 分析：同周期元素的第一電離能隨著原子序數(shù)的遞增而呈逐漸增大的趨勢，但是氮元素(ⅤA族)為半滿狀態(tài)，第一電離能偏大，大小順序為CON。,×,2.下列元素原子半徑依次增大的是 ( ) A.C、N、O、F B.Mg、Al、Si、S C.B、Be、Mg、Na D.Mg、Na、K、Ca 【解析】選C。同周期自左向右，原子半徑逐漸減?。煌髯遄陨隙?，原子半徑逐漸增大。,3.下列敘述不正確的是 ( ) A.第一電離能的周期性遞變規(guī)律是原子核外電子排布周期性變化的結果 B.通常情況下，原子第二電離能高于第一電離能 C.Be的第一電離能小于B的第一電離能 D.在同一主族中，自上而下第一電離能逐漸減小,【解析】選C。元素的第一電離能與其核外電子排布有關。當原子核外電子排布形成全空、半滿和全滿時原子能量最低，該元素有較大的第一電離能。Be價電子排布為2s2全滿而B為2s22p1，則第一電離能BBe。,4.下列各組元素按電負性大小的順序排列，正確的是 ( ) A.FNO B.OClF C.AsPH D.ClSAs 【解析】選D。據(jù)元素電負性變化規(guī)律，同周期內(nèi)，隨原子序數(shù)遞增，電負性逐漸增大，A項中，電負性ON，B項中FO，故A、B錯誤。同主族內(nèi)，隨原子序數(shù)遞增，電負性逐漸減小，C項中AsS，S的電負性大于與As同主族的P的電負性，故D正確。,5.X元素的陽離子與Y元素的陰離子具有相同的電子層結構，下列敘述正確的是 ( ) A.原子序數(shù)XY，D錯。,6.下列關于粒子半徑的說法正確的是 ( ) A.電子層數(shù)少的元素的原子半徑一定小于電子層數(shù)多的元素的原子半徑 B.核外電子層結構相同的單核粒子，半徑相同 C.質子數(shù)相同的不同單核粒子，電子數(shù)越多半徑越大 D.原子序數(shù)越大，原子半徑越大,【解析】選C。由于同周期主族元素原子半徑隨原子序數(shù)增大而逐漸減小，故ⅦA族的原子半徑不一定比上一周期ⅠA族元素原子半徑大，如r(Li)r(S)r(Cl)。對于核外電子層結構相同的單核離子和原子，半徑是不同的。質子數(shù)相同的不同單核粒子，陰離子半徑原子半徑陽離子半徑。原子序數(shù)增大，原子半徑不是一直增大，而是周期性變化。,一、微粒半徑大小比較 1.微粒半徑大小的比較方法： (1)同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小(稀有氣體除外)。如NaMgAlSiPSCl。 (2)同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如LiNaKRbCs。 (3)同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如F-Cl-Br-I-。,(4)電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如F-Na+Mg2+Al3+。 (5)同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高微粒半徑越小。如FeFe2+Fe3+。,2.微粒半徑大小比較的規(guī)律： (1)同周期原子半徑隨著核電荷數(shù)(或原子序數(shù))的增大而減小(稀有氣體除外)。 (2)同周期元素的離子(核外電子排布相同)半徑隨著核電荷數(shù)(或原子序數(shù))的增加而減小。 (3)電子層結構相同的離子半徑(包括陰陽離子)隨核電荷數(shù)(或原子序數(shù))的增加而減小。,(4)同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)(或原子序數(shù))的增加而增大。 (5)同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)(或原子序數(shù))的增加而增大。 (6)同一元素不同價態(tài)的離子半徑，化合價高的離子半徑小。 (7)核電荷數(shù)不同，電子層結構不同的陰陽離子半徑的相對大小，可以借助元素周期表推斷。,【點撥】 微粒半徑大小比較的關鍵 (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。,【微思考】 (1)第3周期離子半徑最小的是什么？ 提示：陽離子半徑：Na+Mg2+Al3+；陰離子半徑P3-S2-Cl-；可以通過元素周期表同主族的離子半徑過渡Cl-F-，F(xiàn)- Al3+，進而確定Al3+半徑最小。,(2)同周期、同主族元素的原子半徑變化的原因是什么？ 提示：同周期元素原子序數(shù)增大，電子層數(shù)相同，原子核對電子束縛能力逐漸增強，原子半徑逐漸減??；同主族自上而下，原子序數(shù)逐漸增大，電子層數(shù)逐漸增多，原子核對電子束縛能力逐漸減小，原子半徑逐漸增大。,【典題訓練】(2014·臨沂高二檢測)下列關于粒子半徑大小關系的判斷不正確的是 ( ) ①r(Li+)r(Na+)r(K+)r(Rb+)r(Cs+) ②r(F)r(Cl)r(Br)r(I) ③r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)r(F-)r(O2-) ④r(Fe2+)r(Fe3+)r(Fe) A.②③④ B.①④ C.③④ D.①②③,【解題指南】解答本題時要注意以下兩點： (1)同周期、同主族原子半徑(離子半徑)的變化規(guī)律。 (2)具有相同電子層結構的離子半徑變化規(guī)律。 【解析】選C。同主族元素的原子或離子半徑隨著電子層數(shù)增多，半徑依次增大，①②正確；具有相同的電子層結構的陰陽離子半徑隨著原子序數(shù)的增大而逐漸減小，r(Al3+)r(Mg2+) r(Na+)r(F-)r(O2-)，③錯誤；對于同一元素，陽離子半徑小于原子半徑，化合價越高半徑越小，④錯誤。,【方法規(guī)律】“三看”法快速判斷簡單微粒半徑大小 “一看”電子層數(shù)：最外層電子數(shù)相同時，電子層數(shù)越多，粒子半徑越大。 “二看”核電荷數(shù)：當電子層結構相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。 “三看”核外電子數(shù)：當電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大。,【變式訓練】已知短周期元素的離子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的電子層結構，則下列敘述中正確的是 ( ) A.原子半徑：ABDC B.原子序數(shù)：dcba C.離子半徑：C3-D-B+A2+ D.單質的還原性：ABDC,【解析】選C。A選項中，如果電子層結構相同，則A、B是同一周期元素且A在B之后，根據(jù)同一周期元素原子半徑大小的變化規(guī)律可知，原子半徑BA，同理可以推出C、D在A、B的上一周期，且C在D的前面，由此得出原子半徑大小順序為BACD，故A錯誤；由A、B、C、D的相對位置，可以確定原子序數(shù)為abdc，故B錯誤；依據(jù)“電子層結構相同的離子，原子序數(shù)越大，離子半徑越小”的規(guī)律來判斷，離子半徑大小順序為C3-D-B+A2+，故C正確；同樣由A、B在同一周期，隨著原子序數(shù)的遞增(B到A)，金屬性逐漸減弱(BA)來判斷，D錯誤。,二、電離能的遞變規(guī)律及應用 1.電離能的遞變規(guī)律： (1)第一電離能：元素的第一電離能呈現(xiàn)周期性變化。 ①同周期的元素：從左到右，第一電離能總體上呈現(xiàn)逐漸增大的趨勢，表示元素原子失電子越來越難。 ②同主族的元素：自上而下第一電離能逐漸減小，表示元素的原子失電子越來越容易。,③同一周期中，第ⅡA族元素的第一電離能比第ⅢA族元素的第一電離能要大，第ⅤA族元素的第一電離能比第ⅥA族元素的第一電離能要大，這是因為第ⅡA族元素的最外層p軌道全空，第ⅤA族元素的最外層p軌道半滿，全空和半滿狀態(tài)相對穩(wěn)定。,(2)逐級電離能。 ①原子各級電離能越來越大：原子失電子時，首先失去的是能量最高的電子，故第一電離能比較小，以后再失去電子都是能級較低的電子，所需要的能量多；同時，失去電子后，原子核對電子的吸引力更強，因此電離能越來越大，即I1I2I3……,②各級電離能逐級遞增中有突躍現(xiàn)象：同一能層的電子，能量相差不大，從同一個能層逐漸失去一個電子時，所需要的能量差別不是太大。不同能層的兩個電子失去時，所需要的能量有很大的差距。故逐級電離能間有突躍現(xiàn)象，如Na的I1和I2之間、Mg的I2和I3之間、Al的I3和I4之間，都有突躍現(xiàn)象。利用電離能的突躍現(xiàn)象，可以判斷核外電子的分層排布情況，如下表所示：,鈉、鎂、鋁的電離能(kJ·mol-1),2.電離能的應用： (1)用來衡量原子失去電子的難易，比較元素的金屬性強弱。一般地，元素的第一電離能越小，金屬性越強。 (2)判斷元素的主要化合價：元素的各級電離能逐漸增大并且會有突躍，一般第一次突躍前的電離能所對應的電子是最外層電子，對于金屬元素來說，該類電子的個數(shù)就是該元素的最高正化合價，如鈉原子的I1、I2、I3分別是496、4 562、 6 912(單位是kJ·mol-1)，在I1和I2之間發(fā)生了突躍，這也說明鈉原子最外層只有一個電子，在化合物中一般呈現(xiàn)+1價。,【警示】 電離能規(guī)律的常見誤區(qū) (1)電離能可以定量衡量原子失電子能力，要注意失去多個電子時，第一電離能就不一定特別大(鈉、鎂和鋁的第一電離能)。 (2)在電離能的遞變規(guī)律應用時，特別注意半滿、全滿和全空時，電離能出現(xiàn)異常。,【微思考】 (1)第一電離能小的元素的金屬性就一定強嗎？ 提示：第一電離能小的元素的金屬性不一定強，例如鋁的第一電離能比鎂的第一電離能小，但是鋁的金屬性不如鎂。,(2)為什么鈉元素常見價態(tài)為+1價，鎂元素的為+2價，鋁元素的為+3價？ 提示：鈉元素的第一電離能較低，而第二電離能突躍式變高，也就是說，鈉的第一電離能遠遠小于第二電離能，這說明鈉原子容易失去一個電子成為+1價的陽離子，從而形成稀有氣體原子的相對穩(wěn)定狀態(tài)，此時原子核對外層電子的有效吸引作用變得更強，不容易再失去第二個電子，因此鈉元素的常見價態(tài)為+1價。同理可分析鎂和鋁。,【典題訓練】 根據(jù)下列五種主族元素的電離能數(shù)據(jù)(單位kJ·mol-1)，回答各題。,(1)在元素周期表中，最有可能處于同一主族的元素是 。 A.Q和R B.S和T C.T和V D.R和T E.R和V (2)它們的氯化物的化學式，最有可能正確的是 。 A.QCl2 B.RCl C.SCl3 D.TCl E.VCl4,(3)下列元素，最有可能與Q元素位于同一族的是 。 A.硼 B.鈹 C.鋰 D.氫 E.氦 (4)在這五種元素中，最容易與氯元素形成離子化合物的是 。 A.Q B.R C.S D.T E.V (5)利用表中數(shù)據(jù)，V元素最有可能是下列元素中的 。 A.H B.Li C.Na D.K,【解題指南】解答本題要注意以下3點： (1)若In?I(n+1)，說明最外層有n個電子。 (2)同一主族元素的最外層電子數(shù)都相同。 (3)活潑金屬與活潑非金屬容易形成離子化合物。,【解析】由表中數(shù)據(jù)知，各級電離能發(fā)生突變的情況是R：I2?I1，S：I3?I2，T：I4?I3，V：I2?I1，它們的化合價依次為+1、+2、+3、+1，Q的第一電離能比其余元素第一電離能明顯高很多，最有可能為稀有氣體元素。 (1)五種元素中，只有R和V電離能發(fā)生突躍的情況相同。 (2)Q可能是稀有氣體元素，其他元素的氯化物的化學式可能是RCl、SCl2、TCl3、VCl。,(3)Q可能是稀有氣體元素，與氦都位于0族。 (4)第一電離能越小，元素的金屬性越強，越易形成離子化合物，V的第一電離能最小。 (5)V顯+1價，電離能很小，最有可能是K。 答案：(1)E (2)B (3)E (4)E (5)D,【互動探究】(1)Q元素的第一電離能較高的原因是什么？ 提示：Q元素可能為稀有氣體元素，最外層已經(jīng)達到穩(wěn)定結構，很難失去電子，所以第一電離能很高。 (2)R元素可能是Li嗎？ 提示：不可能。R元素的價態(tài)為+1價，位于ⅠA族，但由于表中出現(xiàn)了I4，而Li只有三個電子，最多有I3。,【變式訓練】(2014·太原高二檢測)下表是第3周期部分元素的電離能(單位：kJ·mol-1)數(shù)據(jù)。,根據(jù)以上數(shù)據(jù)分析，下列說法正確的是 ( ) A.甲的金屬性比乙弱 B.乙的化合價為+1價 C.丙一定為非金屬元素 D.丁一定為金屬元素,【解析】選C。根據(jù)電離能數(shù)據(jù)可知，甲元素的第二電離能遠遠大于第一電離能，因此甲元素為ⅠA族鈉元素；乙元素的I1、I2、I3之間均沒有大的突變，故乙應為鋁元素；丙和丁元素的第一電離能均大于甲和乙的第一電離能，且二者其余的電離能相差不大，這就決定一定不是ⅢA族元素。由于同周期自左向右非金屬性增強，所以二者均為非金屬元素。,【加固訓練】下列說法正確的是 ( ) A.第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小 B.鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大 C.在所有元素中，氟的第一電離能最大 D.鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大,【解析】選A。同周期元素從左到右第一電離能呈逐漸增大的趨勢，堿金屬第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大，A正確，C錯誤；鎂的價電子排布為3s2，鋁的為3s23p1，鎂為3p全空狀態(tài)，較難失去電子，故其第一電離能要大于鋁的第一電離能，B錯誤；根據(jù)同主族、同周期元素第一電離能的遞變規(guī)律可以推測，第一電離能KCaMg，D錯誤。,三、電負性的遞變規(guī)律和應用 1.電負性的遞變規(guī)律：元素的電負性呈現(xiàn)周期性變化。 (1)同周期，自左向右，元素原子的電負性逐漸增大。 (2)同主族，自上而下，元素原子的電負性逐漸變小。,2.電負性的應用： (1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱。 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、非金屬分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。,③電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子能力弱，元素的化合價為正值； 電負性數(shù)值較大的元素在化合物中吸引電子能力較強，元素的化合價為負值。,(2)判斷化學鍵的類型：一般地，如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們通常形成共價鍵，且電負性數(shù)值差值越大，共價鍵的極性越強。,(3)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)的有些性質是相似的(如硼和硅的含氧酸鹽都能形成玻璃且互熔)，被稱為“對角線規(guī)則”。 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和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，表現(xiàn)出的性質相似。,【點撥】 (1)根據(jù)電負性變化規(guī)律可以判斷元素的電負性數(shù)值的范圍，(同周期和同主族元素電負性變化規(guī)律)。 (2)電負性在1.8左右的元素既有金屬性也有非金屬性，但一般不說是兩性元素。 (3)對角線規(guī)則僅限于第2、3周期三對元素組，處于對角線的元素及其化合物具有相似的化學性質。 (4)在判斷化學鍵的類型時，注意特殊個例。,【微思考】 (1)按照電負性的遞變規(guī)律，能否推導出周期表中電負性最大的元素在周期表中的位置？ 提示：能。同周期，從左到右，元素的電負性逐漸增大；同主族，自上而下，元素的電負性逐漸變小，由此可見，電負性最大的元素在元素周期表的右上角(0族除外)。,(2)如果兩個成鍵元素的電負性差值大于1.7，一定形成離子化合物。這種說法正確嗎？ 提示：不正確。并不是所有電負性差值大于1.7的元素都形成離子化合物，如H的電負性為2.1，F(xiàn)的電負性為4.0，電負性差值為1.9，但HF為共價化合物，應注意這些特殊情況。,【典題訓練】(2014·臨沂高二檢測)下表給出的是原子序數(shù)小于20的16種元素的電負性數(shù)值：,,請仔細分析數(shù)據(jù)，回答下列問題： (1)預測周期表中電負性最大的元素應為 。 (2)根據(jù)表中所給數(shù)據(jù)分析，同主族內(nèi)的不同元素的電負性變化規(guī)律是 。 (3)經(jīng)驗規(guī)律告訴我們：當形成化學鍵的兩個原子元素的電負性差值大于1.7時，所形成的一般為離子鍵；當小于1.7時，形成的一般為共價鍵。試推斷AlBr3中形成的化學鍵的類型是 ，并說明理由： 。,【解題指南】解答本題時應注意以下兩點： (1)元素電負性呈現(xiàn)周期性變化。 (2)依據(jù)電負性判斷化學鍵類型的規(guī)律。,【解析】觀察數(shù)據(jù)的變化可知：元素的非金屬性越強，該元素的電負性越大；元素的金屬性越強，該元素的電負性越小。由于氟元素的非金屬性最強，所以氟的電負性最大。要判斷AlBr3中的化學鍵類型，根據(jù)題給信息，即要比較Al和Br的電負性的差值。雖然題目中沒有給出Br的電負性，但由于Br的非金屬性比Cl的非金屬性弱，我們可以得知Br的電負性比Cl的電負性小，從而得出Al和Br二者電負性差值小于1.7。,答案：(1)F (2)從上到下電負性逐漸減小 (3)共價鍵 因為Al和Cl的電負性差為1.5，而Br的電負性比Cl的小，Al和Br的電負性差應小于1.7,【誤區(qū)警示】電負性應用的局限性 (1)電負性描述的是原子核對電子吸引能力強弱；并不是把電負性1.8作為劃分金屬和非金屬的絕對標準。 (2)元素電負性的值是相對量，沒有單位。 (3)并不是所有電負性差值大于1.7的兩元素間形成的化學鍵一定為離子鍵，電負性差值小于1.7的元素間一定形成共價鍵，應注意一些特殊情況。,【變式訓練】(2014·廈門高二檢測)不能說明X的電負性比Y的電負性大的是 ( ) A.與H2化合時X單質比Y單質容易 B.X的最高價氧化物的水化物的酸性比Y的最高價氧化物的水化物的酸性強 C.X原子的最外層電子數(shù)比Y原子最外層電子數(shù)多 D.X單質可以把Y從其氫化物中置換出來,【解析】選C。本題考查元素單質及其化合物與元素電負性的關系。X的電負性比Y的電負性大，即X的非金屬性強于Y的非金屬性，A、B、D均能說明X的非金屬性強于Y的非金屬性，而C不能，非金屬性強弱取決于得電子難易程度而不是最外層電子數(shù)目的多少。,【加固訓練】(2014·綿陽高二檢測)元素周期表中能穩(wěn)定存在且電負性相差最大的兩種元素形成的化合物的化學式為 ( ) A.HI B.LiI C.CsF D.KI 【解析】選C。電負性最強的元素在元素周期表的右上角即氟元素，電負性最小的元素在元素周期表的左下角即銫元素(穩(wěn)定存在的，鈁元素具有放射性)，所以形成化合物的化學式為CsF。,