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第2课时 元素周期律,一、原子半径 1.影响原子半径大小的因素：,负电排斥,增大,越大,缩小,2.原子半径的递变规律：,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,2.对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其_ 的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。 例如： X和Y就是对角线关系。,右下方,1.辨析下列说法的正误： (1)电子的能层数多的元素的原子半径一定比电子的能层数少 的元素原子半径大。 ( ) 分析：元素原子半径与电子的能层数和核电荷数有关。在最 外层电子数相同时，电子的能层数越大半径越大；在电子的 能层数相同时，核电荷数越大半径越小；不同周期不同主族 元素的原子半径需要通过数值和递变规律确定。,(2)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。 ( ) 分析：原子失去第2个电子所需要的能量不确定，由原子核外 电子排布决定，有的是第1个电子能量的数倍，有的比第1个 电子能量大一些。 (3)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的 为非金属元素。 ( ) 分析：元素的金属性和非金属性与元素的电负性的关系：以 1.8为界，在1.8附近的元素既有金属性又有非金属性。,(4)C、N、O的第一电离能的大小关系：CNO。 ( ) 分析：同周期元素的第一电离能随着原子序数的递增而呈逐渐增大的趋势，但是氮元素(A族)为半满状态，第一电离能偏大，大小顺序为CON。,2.下列元素原子半径依次增大的是 ( ) A.C、N、O、F B.Mg、Al、Si、S C.B、Be、Mg、Na D.Mg、Na、K、Ca 【解析】选C。同周期自左向右，原子半径逐渐减小；同主族自上而下，原子半径逐渐增大。,3.下列叙述不正确的是 ( ) A.第一电离能的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果 B.通常情况下，原子第二电离能高于第一电离能 C.Be的第一电离能小于B的第一电离能 D.在同一主族中，自上而下第一电离能逐渐减小,【解析】选C。元素的第一电离能与其核外电子排布有关。当原子核外电子排布形成全空、半满和全满时原子能量最低，该元素有较大的第一电离能。Be价电子排布为2s2全满而B为2s22p1，则第一电离能BBe。,4.下列各组元素按电负性大小的顺序排列，正确的是 ( ) A.FNO B.OClF C.AsPH D.ClSAs 【解析】选D。据元素电负性变化规律，同周期内，随原子序数递增，电负性逐渐增大，A项中，电负性ON，B项中FO，故A、B错误。同主族内，随原子序数递增，电负性逐渐减小，C项中AsS，S的电负性大于与As同主族的P的电负性，故D正确。,5.X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有相同的电子层结构，下列叙述正确的是 ( ) A.原子序数XY，D错。,6.下列关于粒子半径的说法正确的是 ( ) A.电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径 B.核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同 C.质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大 D.原子序数越大，原子半径越大,【解析】选C。由于同周期主族元素原子半径随原子序数增大而逐渐减小，故A族的原子半径不一定比上一周期A族元素原子半径大，如r(Li)r(S)r(Cl)。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。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。原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是周期性变化。,一、微粒半径大小比较 1.微粒半径大小的比较方法： (1)同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)。如NaMgAlSiPSCl。 (2)同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如LiNaKRbCs。 (3)同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如F-Cl-Br-I-。,(4)电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如F-Na+Mg2+Al3+。 (5)同一元素不同价态的微粒半径，价态越高微粒半径越小。如FeFe2+Fe3+。,2.微粒半径大小比较的规律： (1)同周期原子半径随着核电荷数(或原子序数)的增大而减小(稀有气体除外)。 (2)同周期元素的离子(核外电子排布相同)半径随着核电荷数(或原子序数)的增加而减小。 (3)电子层结构相同的离子半径(包括阴阳离子)随核电荷数(或原子序数)的增加而减小。,(4)同主族元素的原子半径随核电荷数(或原子序数)的增加而增大。 (5)同主族元素的离子半径随核电荷数(或原子序数)的增加而增大。 (6)同一元素不同价态的离子半径，化合价高的离子半径小。 (7)核电荷数不同，电子层结构不同的阴阳离子半径的相对大小，可以借助元素周期表推断。,【点拨】 微粒半径大小比较的关键 (1)不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。 (2)对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。 (3)同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。,【微思考】 (1)第3周期离子半径最小的是什么？ 提示：阳离子半径：Na+Mg2+Al3+；阴离子半径P3-S2-Cl-；可以通过元素周期表同主族的离子半径过渡Cl-F-，F- Al3+，进而确定Al3+半径最小。,(2)同周期、同主族元素的原子半径变化的原因是什么？ 提示：同周期元素原子序数增大，电子层数相同，原子核对电子束缚能力逐渐增强，原子半径逐渐减小；同主族自上而下，原子序数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对电子束缚能力逐渐减小，原子半径逐渐增大。,【典题训练】(2014临沂高二检测)下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是 ( ) r(Li+)r(Na+)r(K+)r(Rb+)r(Cs+) r(F)r(Cl)r(Br)r(I) r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)r(F-)r(O2-) r(Fe2+)r(Fe3+)r(Fe) A. B. C. D.,【解题指南】解答本题时要注意以下两点： (1)同周期、同主族原子半径(离子半径)的变化规律。 (2)具有相同电子层结构的离子半径变化规律。 【解析】选C。同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，半径依次增大，正确；具有相同的电子层结构的阴阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Al3+)r(Mg2+) r(Na+)r(F-)r(O2-)，错误；对于同一元素，阳离子半径小于原子半径，化合价越高半径越小，错误。,【方法规律】“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，粒子半径越大。 “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。,【变式训练】已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是 ( ) A.原子半径：ABDC B.原子序数：dcba C.离子半径：C3-D-B+A2+ D.单质的还原性：ABDC,【解析】选C。A选项中，如果电子层结构相同，则A、B是同一周期元素且A在B之后，根据同一周期元素原子半径大小的变化规律可知，原子半径BA，同理可以推出C、D在A、B的上一周期，且C在D的前面，由此得出原子半径大小顺序为BACD，故A错误；由A、B、C、D的相对位置，可以确定原子序数为abdc，故B错误；依据“电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小”的规律来判断，离子半径大小顺序为C3-D-B+A2+，故C正确；同样由A、B在同一周期，随着原子序数的递增(B到A)，金属性逐渐减弱(BA)来判断，D错误。,二、电离能的递变规律及应用 1.电离能的递变规律： (1)第一电离能：元素的第一电离能呈现周期性变化。 同周期的元素：从左到右，第一电离能总体上呈现逐渐增大的趋势，表示元素原子失电子越来越难。 同主族的元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表示元素的原子失电子越来越容易。,同一周期中，第A族元素的第一电离能比第A族元素的第一电离能要大，第A族元素的第一电离能比第A族元素的第一电离能要大，这是因为第A族元素的最外层p轨道全空，第A族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定。,(2)逐级电离能。 原子各级电离能越来越大：原子失电子时，首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能比较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后，原子核对电子的吸引力更强，因此电离能越来越大，即I1I2I3,各级电离能逐级递增中有突跃现象：同一能层的电子，能量相差不大，从同一个能层逐渐失去一个电子时，所需要的能量差别不是太大。不同能层的两个电子失去时，所需要的能量有很大的差距。故逐级电离能间有突跃现象，如Na的I1和I2之间、Mg的I2和I3之间、Al的I3和I4之间，都有突跃现象。利用电离能的突跃现象，可以判断核外电子的分层排布情况，如下表所示：,钠、镁、铝的电离能(kJmol-1),2.电离能的应用： (1)用来衡量原子失去电子的难易，比较元素的金属性强弱。一般地，元素的第一电离能越小，金属性越强。 (2)判断元素的主要化合价：元素的各级电离能逐渐增大并且会有突跃，一般第一次突跃前的电离能所对应的电子是最外层电子，对于金属元素来说，该类电子的个数就是该元素的最高正化合价，如钠原子的I1、I2、I3分别是496、4 562、 6 912(单位是kJmol-1)，在I1和I2之间发生了突跃，这也说明钠原子最外层只有一个电子，在化合物中一般呈现+1价。,【警示】 电离能规律的常见误区 (1)电离能可以定量衡量原子失电子能力，要注意失去多个电子时，第一电离能就不一定特别大(钠、镁和铝的第一电离能)。 (2)在电离能的递变规律应用时，特别注意半满、全满和全空时，电离能出现异常。,【微思考】 (1)第一电离能小的元素的金属性就一定强吗？ 提示：第一电离能小的元素的金属性不一定强，例如铝的第一电离能比镁的第一电离能小，但是铝的金属性不如镁。,(2)为什么钠元素常见价态为+1价，镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？ 提示：钠元素的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说，钠的第一电离能远远小于第二电离能，这说明钠原子容易失去一个电子成为+1价的阳离子，从而形成稀有气体原子的相对稳定状态，此时原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不容易再失去第二个电子，因此钠元素的常见价态为+1价。同理可分析镁和铝。,【典题训练】 根据下列五种主族元素的电离能数据(单位kJmol-1)，回答各题。,(1)在元素周期表中，最有可能处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)它们的氯化物的化学式，最有可能正确的是 。 A.QCl2 B.RCl C.SCl3 D.TCl E.VCl4,(3)下列元素，最有可能与Q元素位于同一族的是 。 A.硼 B.铍 C.锂 D.氢 E.氦 (4)在这五种元素中，最容易与氯元素形成离子化合物的是 。 A.Q B.R C.S D.T E.V (5)利用表中数据，V元素最有可能是下列元素中的 。 A.H B.Li C.Na D.K,【解题指南】解答本题要注意以下3点： (1)若InI(n+1)，说明最外层有n个电子。 (2)同一主族元素的最外层电子数都相同。 (3)活泼金属与活泼非金属容易形成离子化合物。,【解析】由表中数据知，各级电离能发生突变的情况是R：I2I1，S：I3I2，T：I4I3，V：I2I1，它们的化合价依次为+1、+2、+3、+1，Q的第一电离能比其余元素第一电离能明显高很多，最有可能为稀有气体元素。 (1)五种元素中，只有R和V电离能发生突跃的情况相同。 (2)Q可能是稀有气体元素，其他元素的氯化物的化学式可能是RCl、SCl2、TCl3、VCl。,(3)Q可能是稀有气体元素，与氦都位于0族。 (4)第一电离能越小，元素的金属性越强，越易形成离子化合物，V的第一电离能最小。 (5)V显+1价，电离能很小，最有可能是K。 答案：(1)E (2)B (3)E (4)E (5)D,【互动探究】(1)Q元素的第一电离能较高的原因是什么？ 提示：Q元素可能为稀有气体元素，最外层已经达到稳定结构，很难失去电子，所以第一电离能很高。 (2)R元素可能是Li吗？ 提示：不可能。R元素的价态为+1价，位于A族，但由于表中出现了I4，而Li只有三个电子，最多有I3。,【变式训练】(2014太原高二检测)下表是第3周期部分元素的电离能(单位：kJmol-1)数据。,根据以上数据分析，下列说法正确的是 ( ) A.甲的金属性比乙弱 B.乙的化合价为+1价 C.丙一定为非金属元素 D.丁一定为金属元素,【解析】选C。根据电离能数据可知，甲元素的第二电离能远远大于第一电离能，因此甲元素为A族钠元素；乙元素的I1、I2、I3之间均没有大的突变，故乙应为铝元素；丙和丁元素的第一电离能均大于甲和乙的第一电离能，且二者其余的电离能相差不大，这就决定一定不是A族元素。由于同周期自左向右非金属性增强，所以二者均为非金属元素。,【加固训练】下列说法正确的是 ( ) A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大,【解析】选A。同周期元素从左到右第一电离能呈逐渐增大的趋势，碱金属第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，A正确，C错误；镁的价电子排布为3s2，铝的为3s23p1，镁为3p全空状态，较难失去电子，故其第一电离能要大于铝的第一电离能，B错误；根据同主族、同周期元素第一电离能的递变规律可以推测，第一电离能KCaMg，D错误。,三、电负性的递变规律和应用 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。 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。,【点拨】 (1)根据电负性变化规律可以判断元素的电负性数值的范围，(同周期和同主族元素电负性变化规律)。 (2)电负性在1.8左右的元素既有金属性也有非金属性，但一般不说是两性元素。 (3)对角线规则仅限于第2、3周期三对元素组，处于对角线的元素及其化合物具有相似的化学性质。 (4)在判断化学键的类型时，注意特殊个例。,【微思考】 (1)按照电负性的递变规律，能否推导出周期表中电负性最大的元素在周期表中的位置？ 提示：能。同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族，自上而下，元素的电负性逐渐变小，由此可见，电负性最大的元素在元素周期表的右上角(0族除外)。,(2)如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，一定形成离子化合物。这种说法正确吗？ 提示：不正确。并不是所有电负性差值大于1.7的元素都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差值为1.9，但HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。,【典题训练】(2014临沂高二检测)下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：,请仔细分析数据，回答下列问题： (1)预测周期表中电负性最大的元素应为 。 (2)根据表中所给数据分析，同主族内的不同元素的电负性变化规律是 。 (3)经验规律告诉我们：当形成化学键的两个原子元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，形成的一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型是 ，并说明理由： 。,【解题指南】解答本题时应注意以下两点： (1)元素电负性呈现周期性变化。 (2)依据电负性判断化学键类型的规律。,【解析】观察数据的变化可知：元素的非金属性越强，该元素的电负性越大；元素的金属性越强，该元素的电负性越小。由于氟元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大。要判断AlBr3中的化学键类型，根据题给信息，即要比较Al和Br的电负性的差值。虽然题目中没有给出Br的电负性，但由于Br的非金属性比Cl的非金属性弱，我们可以得知Br的电负性比Cl的电负性小，从而得出Al和Br二者电负性差值小于1.7。,答案：(1)F (2)从上到下电负性逐渐减小 (3)共价键 因为Al和Cl的电负性差为1.5，而Br的电负性比Cl的小，Al和Br的电负性差应小于1.7,【误区警示】电负性应用的局限性 (1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力强弱；并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 (2)元素电负性的值是相对量，没有单位。 (3)并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键，电负性差值小于1.7的元素间一定形成共价键，应注意一些特殊情况。,【变式训练】(2014厦门高二检测)不能说明X的电负性比Y的电负性大的是 ( ) A.与H2化合时X单质比Y单质容易 B.X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强 C.X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多 D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来,【解析】选C。本题考查元素单质及其化合物与元素电负性的关系。X的电负性比Y的电负性大，即X的非金属性强于Y的非金属性，A、B、D均能说明X的非金属性强于Y的非金属性，而C不能，非金属性强弱取决于得电子难易程度而不是最外层电子数目的多少。,【加固训练】(2014绵阳高二检测)元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式为 ( ) A.HI B.LiI C.CsF D.KI 【解析】选C。电负性最强的元素在元素周期表的右上角即氟元素，电负性最小的元素在元素周期表的左下角即铯元素(稳定存在的，钫元素具有放射性)，所以形成化合物的化学式为CsF。,
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