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成才之路 化学,路漫漫其修远兮 吾将上下而求索,人教版 选修,原子结构与性质,第一章,第二节原子结构与元素的性质,第一章,第2课时元素周期律,自从认识到元素周期表对化学、生产、生活的巨大指导作用之后，人们依据自己的认识设计出若干种元素周期表。这一切的努力和成果，无非是为了更直观体现元素周期律。元素周期律变化与海螺及浩瀚宇宙何其相似，你见过下面这些新型的元素周期表吗？,一、原子半径 1影响因素： 2递变规律：,负电排斥,增大,越大,缩小,电子的能,层数,越大,越小,二、电离能 1第一电离能的概念：_基态原子失去_电子转化为气态基态正离子所需要的_叫做第一电离能。 2第一电离能的变化规律： (1)同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈_的趋势。 (2)同一主族，从上到下，元素的第一电离能_。,气态电中性,一个,最低能量,逐渐增大,逐渐减小,三、电负性和“对角线规则” 1电负性： (1)定义：用来描述不同元素的原子对_吸引力的大小。电负性越大的原子，对_的吸引力_。 (2)衡量标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。 (3)递变规律。 同周期，自左向右，元素的电负性逐渐_。 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐_。,键合电子,键合电子,越大,变大,变小,(4)应用：判断金属性和非金属性的强弱。 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。 电负性在1.8左右的，既表现_，又表现_。,金属性,非金属性,右下方,答案：(1)(2)(3)(4),答案：C,解析：由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故第三周期A族元素原子半径不一定比上一周期I A族元素原子半径大，如r(Li)r(Cl)，故A项错误；对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的，故B项错误；质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径原子半径阳离子半径，故C项正确；原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是呈周期性变化的，故D项错误。,答案：C 解析：四种元素均是第三周期元素，分别为Al、Si、P、S，由于P原子的3p能级半充满，所以其I1最大。,答案：A 解析：B项第一电离能：MgAlNa，C项第一电离能：NOC，D项第一电离能：PClS。,答案：D 解析：在元素周期表中，同一周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素的电负性逐渐减小。,答案：A 解析：根据题意可知：A项为O，B项为P，C项为Si，D项为Ca。 同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，A项电负性最大。,1.原子半径的大小比较 (1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(除稀有气体外)，有“序小径大”的规律。如r(11Na)r(12Mg)。 (2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。如：r(Na)r(K)、r(F)r(Cl)。,微粒半径大小的比较规律,2离子半径的大小比较 (1)对同一种元素来说，原子半径阳离子的半径，如r(Na)r(Na)；原子半径r(Fe2) r(Fe3)，r(H)r(H)r(H)。 (3)对于电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大。如r(S2)r(Cl)r(K)r(Ca2)、r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3)。但须注意，稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他原子半径的测量标准不同，不能比较。,提示：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小：“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当电子层结构相同时，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。,解析：四种元素在元素周期表中的相对位置为： 即某周期活泼非金属与下一周期活泼的金属形成的简单阴、阳离子具有相同的电子层排布，由此可知，原子半径BACD，原子序数abdc，离子半径C3DBA2。单质还原性BA(金属)，非金属还原性一般较弱(F2无还原性)，且只能DC。 答案：C,答案：A,解析：由A、C的最低价离子分别为A2和C，则A为A族元素，C为A族元素，B2和C具有相同的电子层结构，则B在C的下一周期，B处于第三周期第A族，故B为Mg元素，C为F元素，A、B同周期，则A为S元素，A项A为S元素，B为Mg元素，C为F元素，原子序数：ABC，故A正确；B项A为S元素，B为Mg元素，C为F元素，同周期元素原子半径从左到右逐渐减小，同主族元素自上而下原子半径增大，则有原子半径：BAC，故B错误；C项离子的电子层数越多，半径越大，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，所以离子半径：A2CB2，故C错误；D项A为S元素，B为Mg元素，C为F元素，原子最外层电子数分别为6、2、7，故原子最外层上的电子数：CAB，故D错误。,1.电离能的有关规律 (1)第一电离能 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，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。表示元素原子越容易失去电子。 过渡元素的第一电离能变化不太规则，随原子序数的递增从左至右略有增加。,电离能及其应用,(2)逐级电离能 原子的逐级电离能越来越大。 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，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。 逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。,如：钠、镁、铝的电离能(kJmol1)见下表：,(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致 金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。 提示：通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但A族、A族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。,2电离能的应用 (1)确定元素核外电子的排布。 如Li：I1I2I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，而且最外层上只有一个电子。 (2)确定元素在化合物中的化合价。如K元素I1I2I3，表明K原子容易失去一个电子形成1价阳离子。 (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； I1越小，元素的金属性就越强。,3影响电离能的因素 电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。 (1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。 (2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。,(3)电子构型是影响电离能的第三个因素 某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如A族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，A族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族He、Ne等元素原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。,(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是_。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。试预测下列关系式中正确的是_(填写编号)。 E(砷)E(硒)E(砷)E(硒) E(溴)E(硒) (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：_E_。 (4)10号元素E值较大的原因是_。,解析：从图中E值数据可以看出：第A族(Be、Mg、Ca)和第A族(N、P、As)的第一电离能较同一周期的A族(B、Al、Ga)和A族(O、S、Se)的第一电离能要大。这是由于A族和A族元素的最外层电子排布分别为全充满(ns2)和半充满(ns2np3)状态，比A族(ns2np1)，A族(ns2np4)状态更稳定。 本题主要考查元素第一电离能的变化规律。,(1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小；从1H2He,3Li10Ne，11Na18Ar同周期元素看，呈现明显的周期性变化。(2)从二、三周期看，第A和A族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)E(硒)、E(溴)E(硒)。(3)据同主族、同周期E值变化规律可知，E(K)E(Ca)E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。 正确读取图示信息，根据原子序数大小排出同周期、同主族元素，比较同一主族和同一周期E值的大小规律，要注意图中的一些反常现象。,答案：(1)随着原子序数增大，E值变小周期性 (2)(3)485738 (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构,(1)在周期表中，最可能处于同一主族的是_。 AQ和RBS和TCT和UDR和TER和U (2)下列离子的氧化性最弱的是_。 AS2BR2 CT3DU (3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是_。 A硼B铍 C氦D氢,(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：_。如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第_个电子时。 (5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是_，其中元素_的第一电离能异常高的原因是_。 答案：(1)E(2)D(3)C(4)电子分层排布，各电子层能量不同10(5)RSTSS元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多,解析：(1)由表中数据知，R和U的第一至第四电离能变化规律相似，即R和U最可能在同一主族。(2)离子的氧化性最弱，即其对应的电离能最小。由表中数据看出U的第一电离能为420 kJmol1，数值最小。(3)Q元素各电离能都较大，而且各电离能之间无太大差距，故Q最可能是稀有气体元素。(4)相邻两个电离能数据相差较大，从一个侧面说明电子是分层排布的，且各能层能量不同。若U为短周期元素，据表中数据第一次电离能飞跃是失去第2个电子时，可推知U在A族，则第二次电离能飞跃是在失去第10个电子时发生的。,(5)R元素第二电离能有较大飞跃，S元素第三电离能有较大飞跃，T元素第四电离能有较大飞跃，由题意知三者为同周期三种主族元素，可推知R在A族，S在A族，T在A族，故原子序数RST，由表中数据知S元素的电离能异常高，其原因是S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多。,1.电负性的递变规律：元素的电负性呈现周期性变化。 (1)同周期，自左向右，元素原子的电负性逐渐增大。 (2)同主族，自上而下，元素原子的电负性逐渐变小。 2电负性的应用： (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。 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电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。,电负性的递变规律和应用,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。 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值； 电负性数值较大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。,(2)判断化学键的类型：一般地，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键，且电负性数值差值越大，共价键的极性越强。 (3)对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)。被称为“对角线规则”。,Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。,(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是_，非金属性最强的是_。 (3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显_价，其他元素显_价。 (4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是_，有共价键的是_。,解析：A、E均为第A族元素且E为金属元素，则A为H，由于B、D为同主族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布为ns2np4，为第A族元素，则B为O，D为S，E为K，C的价电子排布式为3s23p1，为Al。五种元素中，K的电负性最小，其金属性最强，O的电负性最大，其非金属性最强。当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。一般情况下，当形成化合物时，电负性差值小于1.7的为共价键，电负性差值大于1.7的为离子键。 答案：(1)HOAlSK (2)KO(3)负正 (4)Al2O3、K2OH2O、SO2、SO3,变式训练 3已知元素的电负性和原子半径等一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：,解析：(1)根据表中的数据，结合题干信息知电负性是元素的一种基本性质，而元素的性质是随元素的原子序数递增而呈规律性变化的。这样我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：,经过上述整理后可以看出：从39号元素，元素的电负性由小到大；从1117号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。 (2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，二者形成的化合物NaF为典型的离子化合物，从而不难用电子式表示NaF的形成过程。,名师培优规律总结 “对角线”规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：Li与Mg、Be与Al、B与Si，这三对元素在周期表中位置如下表所示。 它们相对应的元素及其化合物的性质有许多相似之处。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则，如电负性值分别为：锂1.0、镁1.2，铍1.5、铝1.5，硼2.0、硅1.8。,“对角线”关系的具体表现列举如下： (1)锂和镁 锂与钠虽属同一主族，但与钠的性质相差较远，而它的化学性质与镁更相似，如： 锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。 锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2。 锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。,锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、CO2和MgO、CO2。 含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。 (2)铍和铝 铍和铝的相似性表现如下： 两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓硝酸中都可以钝化。 两者的单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于碱。,答案：C 解析：A项，同一主族原子半径从上到下越来越大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小；C项，同理，应为Mg2F，F比F多一个电子，故半径大小为FF。,答案：A 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：C 解析：A项，在同周期元素中A族元素的原子半径最小，错误；B项，因为在同主族元素中，原子半径越大，越难得电子，错误；D项，同周期中，碱金属元素的第一电离能最小，错误。,答案：D,解析：主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：ON，但第一电离能：NO，A项错误；一般来说，在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大，B项错误；C项没有考虑过渡元素的情况。,答案：D,解析：根据元素周期律可知，同周期元素从左到右(0族除外)，非金属性增强，气态氢化物的稳定性增强；同主族元素从上到下，原子半径越大，越容易失去电子，其金属性越强，第一电离能越小，故A、B、C三项都正确，D项错误。,答案：(1)123(2)ZYX (3)Y和Z元素原子最外层电子排布分别为ns2和ns2np1，前者ns和np为较稳定的全充满和全空状态，所以Y原子能量低而稳定，失去电子所需能量较高即第一电离能较大 解析：X、Y、Z三种元素的电离能分别在I1与I2、I2与I3、I3与I4之间发生突变，由此可判断它们的最外层分别有1、2、3个电子。,元素金属性、非金属性强弱的判断依据 1金属性强弱的判断依据 (1)单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易，说明其金属性就越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 (3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。,(4)金属活动性顺序：从KCa(H)CuAu，金属性逐渐减弱。 需要指出的是，金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性PbSn，而金属活动性顺序中SnPb。 (5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。,(6)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能，如Mg(3s2为全充满状态，稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能(3s23p1，失去的是3p轨道上的一个电子)。 (7)元素电负性的大小：元素的电负性越小，元素失电子的能力越强，元素的金属性越强。,2非金属性强弱的判断依据 (1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。 (2)最高价氧化物对应水化物酸性的强弱：酸性越强，说明其非金属性越强。 (3)非金属单质间的置换反应：Cl22KI=2KClI2，说明氯的非金属性比碘强。 (4)元素的原子对应阴离子的还原性：阴离子还原性越强，元素的非金属性就越弱。,(5)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越大，表明元素失电子的能力越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如I1(P)I1(S)，但非金属性PS。 (6)元素电负性的大小：元素电负性越大，元素得电子的能力越强，元素的非金属性越强。,
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