第二課時

元素周期律素養目標1.分析原子結構中原子核對核外電子作用力的變化,理解原子半徑、第一電離能和電負性的遞變規律及其原因,培養宏觀辨識與微觀探析的核心素養。2.通過原子半徑、第一電離能和電負性的數據和圖示,掌握相關規律,培養證據推理與模型認知的核心素養。知識鋪墊必備知識正誤判斷1.元素周期律的本質是:隨著原子序數的遞增,原子核外電子排布呈周期性變化。2.同周期元素自左向右,原子半徑逐漸減小,同主族自上而下,原子半徑逐漸增大。3.同周期元素自左向右,元素的金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強。知識鋪墊必備知識正誤判斷1.原子半徑(1)影響因素。(2)遞變規律。知識鋪墊必備知識正誤判斷【微思考1】除0族元素外,原子半徑最小和最大的元素都在第ⅠA族,該說法是否正確?提示:正確。原子半徑最小的是H,原子半徑最大的是Fr,二者都在第ⅠA族。知識鋪墊必備知識正誤判斷2.電離能(1)第一電離能的概念:氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。(2)第一電離能的變化規律。①同一周期從左到右,元素的第一電離能呈逐漸增大的趨勢。②同一主族從上到下,元素的第一電離能逐漸減小。(3)第ⅢA族和第ⅥA族電離能“異常”的原因。①第ⅢA族如B和Al的第一電離能較第ⅡA族Be、Mg小的原因:失去的能量最高的電子處于np能級,該能級的能量比同周期第ⅡA族的ns能級的能量高。②第ⅥA族如O、S的第一電離能較第ⅤA族N、P小的原因是:第ⅤA族N、Pnp能級的電子排布半充滿,比較穩定,電離能較高。知識鋪墊必備知識正誤判斷【微思考2】非金屬性越強的元素,其第一電離能就越大嗎?舉例說明。提示:不是。如氧的非金屬性比氮的非金屬性強,但氧的第一電離能小于氮。知識鋪墊必備知識正誤判斷3.電負性(1)鍵合電子:元素相互化合時原子間產生化學作用力,形象地稱為化學鍵。原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。(2)電負性:用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子,對鍵合電子的吸引力越大。衡量標準:以氟的電負性為4.0,鋰的電負性為1.0作為相對標準。(3)遞變規律。①同周期自左向右,元素的電負性逐漸變大(稀有氣體元素除外)。②同主族自上而下,元素的電負性逐漸變小。知識鋪墊必備知識正誤判斷(4)應用:判斷元素金屬性和非金屬性的強弱。①金屬元素的電負性一般小于1.8。②非金屬元素的電負性一般大于1.8。③位于非金屬三角區邊界的“類金屬”,電負性在1.8左右,既表現金屬性,又表現非金屬性。【微思考3】元素周期表中電負性最大的元素和最小的元素分別是什么元素(放射性元素除外)?提示:電負性最大的元素是F,電負性最小的元素是Cs。知識鋪墊必備知識正誤判斷1.原子半徑:r(Si)>r(C)>r(B)。(

)2.離子半徑:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。(

)3.能層數多的元素的原子半徑一定比能層數少的元素的原子半徑大。(

)4.原子失去2個電子所需要的能量是其失去1個電子所需能量的2倍。(

)5.一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。(

)6.同周期元素從左到右,第一電離能有增大的趨勢,故第一電離能C<N<O。(

)7.元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小。(

)8.主族元素的電負性越大,元素原子的第一電離能一定越大。(

)答案:1.×

2.√

3.×

4.×

5.√

6.×

7.√

8.×探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測微粒半徑問題探究原子與離子半徑的對比(單位:pm)H37

Li152Be89B82C77N75O74F71Ne154Na186Mg160Al143Si117P110S102Cl99Ar192K232Ca197

Br114

探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測H+H-140

Li+60Be2+31

N3-171O2-140F-136

Na+95Mg2+65Al3+50

P3-212S2-184Cl-181

K+138Ca2+100

Br-195

已知短周期元素,aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的電子層結構。結合上述數據分析:(1)試推測四種元素在周期表中的位置?提示:A、B、C、D不在同一周期。A應位于第三周期第ⅡA族,B應位于第三周期第ⅠA族,C應位于第二周期第ⅤA族,D應位于第二周期第ⅦA族。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測(2)A、B、C、D的原子半徑大小順序是怎樣的?A2+、B+、C3-、D-的離子半徑呢?提示:原子半徑B>A>C>D;離子半徑C3->D->B+>A2+。(3)請比較A與A2+、D與D-的半徑大小。提示:A>A2+

D<D-(4)比較微粒半徑大小的關鍵要素是什么?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對于離子半徑的比較,要借助于電子層結構相同的離子半徑的遞變規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。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測深化拓展粒子半徑的大小比較原子半徑同周期元素,隨著原子序數遞增,其原子半徑逐漸減小(稀有氣體除外)。例如:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)同主族元素,隨著電子層數遞增,其原子半徑逐漸增大。例如:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測例子半徑同種元素的粒子半徑:陰離子大于原子,原子大于陽離子,低價陽離子大于高價陽離子。例如:r(Cl-)>r(Cl);r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)電子層結構相同的離子,核電荷數越大,半徑越小。例如:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)帶相同電荷的離子,電子層數越多,半徑越大。例如:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+);r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)核電荷數、電子層數均不同的離子可選一種離子參照比較。例如比較r(K+)與r(Mg2+)可選r(Na+)為參照:r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測素能應用典例1四種元素基態原子的電子排布式如下:①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5。四種原子按半徑由大到小的順序排列正確的是(

)A.①>②>③>④ B.②>①>③>④C.②>①>④>③

D.①>②>④>③答案:B解析:由四種元素基態原子的電子排布式可知,①為S原子,②為P原子,③為N原子,④為F原子,其中P、S元素處于第三周期,P原子的核電荷數小于S,則P的原子半徑大于S;N和F元素處于第二周期,N原子的核電荷數小于F,則N的原子半徑大于F;S原子比N原子多一個電子層,則S的原子半徑大于N原子,綜上所述,原子半徑由大到小的順序為P>S>N>F。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測規律總結

比較微粒半徑的一般思路(1)“一層”:先看電子層數,電子層數越多,微粒半徑一般越大。(2)“二核”:若電子層數相同則看核電荷數,核電荷數越大,微粒半徑越小。(3)“三電子”:若電子層數、核電荷數均相同,則看核外電子數,電子數多的半徑大。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測變式訓練1-1下列各組粒子半徑大小的比較錯誤的是(

)A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F答案:C解析:同一主族元素原子的半徑從上到下越來越大,A項正確。核外電子排布相同的離子,核電荷數越大,半徑越小,B項正確,C項符合題目要求。Cl-比F-多一個電子層,Cl->F-;F-比F多一個電子,半徑大小為F->F,D項正確。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測變式訓練1-2試比較以下微粒半徑的大小。(1)根據元素周期律,原子半徑Ga

As,第一電離能Ga

As(填“>”或“<”)。

(2)原子半徑Al

Si(用“>”或“<”填空)。

(3)隨原子序數的遞增,八種短周期元素(用字母x等表示)原子半徑的相對大小、最高正價或最低負價的變化如圖所示。比較d、e常見離子的半徑大小(用化學式表示)

>

。

探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測答案:(1)>

<

(2)>(3)r(O2-)

r(Na+)解析:(1)同周期主族元素的原子半徑隨原子序數的遞增而逐漸減小,Ga與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,則原子半徑:Ga>As。Ga、As原子的價電子排布式分別為4s24p1、4s24p3,其中As原子的4p能級處于半充滿的穩定狀態,其第一電離能較大,則第一電離能:Ga<As。(2)同周期主族元素,原子序數越大,原子半徑越小,故原子半徑Al>Si。(3)由圖示可知,這八種元素分別為H、C、N、O、Na、Al、S、Cl,O2-和Na+具有相同的電子層結構,根據“序小徑大”規律可知r(O2-)>r(Na+)。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測電離能問題探究元素的第一電離能的周期性

探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測問題思考:(1)據圖可知,第ⅡA族和第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:同周期元素中,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,最外層s能級分別為全充滿、p能級分別為全空或半充滿狀態,比較穩定,失去一個電子需要的能量相對較大,故其第一電離能比同周期相鄰元素的要高。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測(2)根據Na、Mg、Al的電離能數據(見教材24頁),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,核電荷數未變而電子數目變少,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,即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。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測深化拓展1.第一電離能與原子核外電子排布的關系(1)第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關。通常情況下,當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7)和全滿(p6、d10、f14)結構時,原子的能量較低,該元素具有較大的第一電離能。例如P的第一電離能比硫的大,Mg的第一電離能比Al的大。(2)第三周期元素第一電離能的大小關系為I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測2.電離能的應用(1)比較元素金屬性的強弱。一般情況下,元素的第一電離能越小,元素的金屬性越強。(2)確定元素原子的核外電子層排布。由于電子是分層排布的,內層電子比外層電子難失去,因此當元素原子失去不同能層的電子時電離能會發生突變。(3)確定元素的化合價。如果電離能在In與In+1之間發生突變,則元素的原子易形成+n價離子,或主族元素的最高化合價為+n價。某元素的逐級電離能若I2?I1,則該元素通常顯+1價;若I3?I2>I1,則該元素通常顯+2價;若I4?I3>I2>I1,則該元素通常顯+3價。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測素能應用典例2第一電離能I1是指氣態原子X(g)失去一個電子成為氣態陽離子X+(g)所需的能量。下圖是部分元素原子的第一電離能I1隨原子序數變化的曲線圖。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測請回答以下問題:(1)認真分析上圖中同周期元素第一電離能的變化規律,將Na~Ar之間六種元素用短線連接起來,構成完整的圖像。(2)從上圖分析可知,同一主族元素原子的第一電離能I1的變化規律是

。

(3)N元素的第一電離能比C、O元素的第一電離能大的原因是

。

(4)氣態鋰原子失去核外不同電子所需的能量分別為:失去第一個電子為519kJ·mol-1,失去第二個電子為7296kJ·mol-1,失去第三個電子為11799kJ·mol-1,由此數據分析鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要遠遠大于失去第一個電子所需的能量的原因:

。

探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測答案:(1)(2)從上到下依次減小(3)N原子2p能級半充滿,相對穩定(4)Li原子失去一個電子后變成Li+,Li+已形成穩定結構,再失去電子很困難探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測解析:(1)根據題圖可知,同一周期元素中,元素的第一電離能隨著原子序數的增大呈增大的趨勢,但第ⅡA族元素的第一電離能大于第ⅢA族元素,第ⅤA族元素的第一電離能大于第ⅥA族元素,據此將Na~Ar之間的元素用短線連接起來即可。(2)以題圖第ⅠA族為例,同一主族元素原子的第一電離能(I1)從上到下依次減小,其他主族遞變規律類似。(3)由于N原子2p能級半充滿,相對穩定,所以N元素的第一電離能比C、O元素的第一電離能大。(4)由于Li原子失去一個電子后變成Li+,Li+已形成穩定結構,再失去電子很困難,所以鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要遠遠大于失去第一個電子所需的能量。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測規律總結

各元素原子的電離能大小,主要取決于原子的電子層結構、核電荷數以及原子半徑的大小。隨著核電荷數遞增,元素的第一電離能呈現周期性變化。同周期元素的第一電離能在增大趨勢中出現第ⅢA族<第ⅡA族、第ⅥA族<第ⅤA族這兩處例外。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測變式訓練2下列敘述正確的是(

)A.第三周期所含元素中,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答案:A解析:同周期元素中堿金屬的第一電離能最小,稀有氣體的第一電離能最大,故A項正確,C項不正確。由于鎂的3s能級全充滿,3p能級全空,而鋁的3s能級全滿,3p能級中有一個電子,故鋁的第一電離能小于鎂,B項不正確。鉀比鎂電子層數多,原子半徑大,更易失去電子,故鉀的第一電離能小于鎂,D項錯誤。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測電負性問題探究問題思考:(1)同主族元素的電負性有何變化規律?同周期主族元素的電負性與原子半徑之間有何關系?提示:同主族元素,核電荷數越大電負性越小。同周期主族元素的電負性隨原子半徑的減小而增大。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測(2)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元素;電負性最小的元素為Cs元素。(3)鈣元素的電負性應該在哪兩種主族元素之間?提示:根據Ca元素在周期表中的位置,可知電負性:K<Ca<Mg。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測深化拓展1.依據電負性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,金屬性越強;非金屬元素的電負性越大,非金屬性越強。2.依據電負性判斷元素的化合價(1)電負性數值小的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力弱,元素的化合價為正值。(2)電負性數值大的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力強,元素的化合價為負值。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測3.利用電負性解釋元素的“對角線”規則在元素周期表中,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“對角線規則”。“對角線規則”可以通過元素的電負性進行解釋: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。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測素能應用典例3不同元素的原子在化合物中吸引電子的能力大小可用電負性表示,若電負性越大,則原子吸引電子的能力越大,在所形成的分子中成為顯負電性的一方。下面是某些短周期元素的電負性:元素LiBeBCOF電負性0.981.572.042.533.443.98元素NaAlSiPSCl電負性0.931.611.902.192.583.16探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測(1)通過分析電負性的變化規律,確定N、Mg的電負性(x)范圍:

<x(N)<

;

<x(Mg)<

。

(2)推測電負性(x)與原子半徑的關系是

。

(3)某有機物的分子中含有S—N鍵,在S—N鍵中,你認為共用電子對偏向

(寫原子名稱)。

(4)經驗規律告訴我們當成鍵兩元素的電負性的差值大于1.7時,一般形成離子鍵,當電負性差值小于1.7時,一般形成共價鍵,試推斷AlBr3中化學鍵的類型是

。

(5)在元素周期表中,電負性最小的元素的位置為

(放射性元素除外)。

答案:(1)2.53

3.44

0.93

1.57(2)電負性越小,原子半徑越大(3)氮(4)共價鍵(5)第六周期第ⅠA族探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測解析:由所給數據分析可知:同周期主族元素從左到右,電負性逐漸增大;同主族元素從上到下,電負性逐漸減小。(1)同周期中x(Na)<x(Mg)<x(Al),同主族中x(Mg)<x(Be),綜合可得0.93<x(Mg)<1.57,同理2.53<x(N)<3.44。(2)元素電負性的遞變規律與原子半徑遞變規律恰好相反,即:同周期(或同主族)元素中,電負性越大,其原子半徑越小。(3)對比周期表中對角線位置元素的電負性(x)可知:x(B)>x(Si),x(C)>x(P),x(O)>x(Cl),則可推知:x(N)>x(S),故在S

—N鍵中,共用電子對應偏向N原子。(4)查表知:AlCl3中兩元素電負性差值1.55<1.7,又x(Br)<x(Cl),所以AlBr3兩元素電負性差值小于1.55,為共價鍵。(5)根據電負性遞變規律,周期表中電負性最小的應為Cs(Fr為放射性元素),位于第六周期第ⅠA族。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測規律總結

電負性是不同元素的原子對鍵合電子吸引力大小的量度,電負性越大,非金屬性越強。電負性的大小能用來判斷元素之間的成鍵類型,也可以用來判斷元素化合價的正負。電負性相同或差值小的非金屬元素的原子之間形成的化學鍵主要是共價鍵,當電負性差值為零時通常形成非極性共價鍵;差值不為零時,形成極性共價鍵;而且差值越小,形成的共價鍵極性越弱。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測變式訓練3已知元素的電負性和原子半徑一樣,也是元素的一種基本性質,下表給出14種元素的電負性:元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測試結合元素周期律知識回答下列問題:(1)根據上表給出的數據,可推知元素電負性的變化規律是

。

(2)由上述變化規律可推知,短周期主族元素中,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。

(3)某有機化合物的結構簡式為,在P—N鍵中,你認為共用電子對偏向

(寫原子名稱)。

答案:(1)元素的電負性隨著原子序數的遞增呈周期性的變化(或同周期主族元素,從左到右電負性逐漸增大)

(2)F

Na離子(3)氮探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測解析:(1)把表中給出的14種元素的電負性按原子序數由小到大的順序整理如下:元素LiBeBCNOFNaMgAlSiPSCl原子序數345678911121314151617電負性1.01.52.02.53.03.54.00.91.21.51.82.12.53.0探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測經過上述整理后可以看出,3~9號元素,元素的電負性由小到大;11~17號元素,元素的電負性也是由小到大。所以元素的電負性同原子半徑一樣隨著原子序數的遞增呈周期性的變化(即同周期主族元素,從左到右電負性逐漸增大)。(2)根據上述規律可得出短周期主族元素中,電負性最大的元素為F,電負性最小的元素為Na,二者形成的化合物——NaF為典型的離子化合物。(3)用電負性的大小可判斷共價鍵中共用電子對偏向哪一方。對于P—N鍵,由于N的電負性大于P的電負性,所以共用電子對偏向氮原子。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測1.下列不能根據元素電負性判斷的性質是(

)A.判斷化合物的溶解度B.判斷化合物中元素化合價的正負C.判斷化學鍵類型D.判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素答案:A探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測解析:不能根據電負性判斷化合物的溶解度,A項符合題意;電負性小的元素在化合物中吸引電子的能力弱,元素顯正化合價,電負性大的元素在化合物中吸引電子的能力強,元素顯負化合價,B項不符合題意;根據電負性能判斷化學鍵類型,電負性相同的非金屬元素形成的化學鍵是非極性共價鍵,電負性差值小于1.7的兩種元素的原子之間一般形成極性共價鍵,相應的化合物是共價化合物,電負性差值大于1.7的兩種元素化合時,一般形成離子鍵,相應的化合物為離子化合物,C項不符合題意;電負性也可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度,一般來說,電負性大于1.8的是非金屬元素,小于1.8的是金屬元素,而位于非金屬與金屬交界處的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右,它們既有金屬性又有非金屬性,D項不符合題意。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測2.具有下列價電子構型的原子中,第一電離能最小的是(

)A.2s22p4 B.3s23p4C.4s24p4 D.5s25p4答案:D解析:A、B、C、D所對應的元素依次是O、S、Se、Te元素,最外層電子結構相同,原子半徑越大,原子核吸引電子的能力越弱,其第一電離能越小,故電離能大小順序是O>S>Se>Te,第一電離能最小的是Te原子,故選D。探究1探究2探究3素養脈絡隨堂檢測3.下列是幾種基態原子的電子排布式,電負性最大的原子是(

)A.1s22s22p4

B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2答案:A解析:不同元素的原子在分子內吸引電子的能力大小可