第二节元素周期律

1、【知识回顾】【知识回顾】二、元素周期律二、元素周期律1.1.原子半径原子半径学与学与问问元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？变化趋势如何？应如何理解这种趋势？（1）影响因素）影响因素:原子半径原子半径 大小大小取决于取决于电子的能层数电子的能层数核电荷数核电荷数（2 2）一般规律：）一般规律：电子能层数不同时，电子层数越多，原子半径越大；电子能层数不同时，

2、电子层数越多，原子半径越大；电子能层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；电子能层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。1.下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是下列微粒中，半径大小排列顺序正确的是( )AK+Ca2+Cl-S2- BCa2+K+S2-Cl-CCa2+K+Cl-S2- DS2-Cl-K+Ca2+C2.具有相同电子层结构的三种微粒具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C，下列分析正确，下列分析正确的是（的是（ ）A.原子序数关系：原子序数关系：CBA B.微粒半径关系：微粒半径关系：

3、Bn- An+C.C微粒是稀有气体元素的原子微粒是稀有气体元素的原子 D.原子半径关系是：原子半径关系是：ABCBC2、电离能、电离能 气态气态电中性电中性基态原子基态原子失去失去一个电子一个电子转化为气态基态正离转化为气态基态正离子所需要的能量叫做子所需要的能量叫做第一电离能第一电离能。用符号。用符号1表示，单位：表示，单位：kJ/mol。 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号做第二电离能。符号2。观察下图，总结第一电离能的变化规律观察下图，总结第一电离能的变化规律科学探究科学探究(1)(1)同周期：同周期：a

4、.a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素最大的是稀有气体的元素) )；b.b.AA元素元素 AA的元素；的元素；AA元素元素 AA元素元素(2)(2)同主族同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。：自上而下第一电离能逐渐减少。 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。元素在气态时的金属性越强。1 1、碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？、碱金属的电离能与碱金属的活泼性

5、存在什么关系？元素元素电离能电离能I1496738577I2456214511817I3691277332745I49540 10540 11578碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。学与问学与问2、结合数据分析为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据、结合数据分析为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？跟钠、镁、铝的化合价有何关系？ 首先失去的电子是能量最首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能级较低的电子

6、，所需要的能量多；同时失去电子后，阳量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来引力更强，从而电离能越来越大。越大。方法方法 ：看逐级电离能的突变。：看逐级电离能的突变。影响电离能大小的因素 核电荷数核电荷数（同周期）电子层数相同，核电荷数越多、半径越（同周期）电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失电子，电离能越大。小、核对外层电子引力越大、越不易失电子，电离能越大。 原子半径原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。引力

7、越小，越容易失去电子，电离能越小。 电子层结构电子层结构稳定的稳定的8 8电子结构（同周期末层）电离能最大。电子结构（同周期末层）电离能最大。 电电 离离 能能 增增 大大 He 电电 电电 离离 离离 能能 能能 减减 增增 小小 Cs 大大 电电 离离 能能 减减 小小元素电离能在周期表中的变化规律1、下列说法正确的是（、下列说法正确的是（ ） A. 第第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小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在所有元素中，氟的第一电离能最大. D. 钾的第一电离能

8、比镁的第一电离能大钾的第一电离能比镁的第一电离能大.2、在下面的电子结构中、在下面的电子结构中,第一电离能最小的第一电离能最小的 原子可能是原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np63、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别 代表某一化学元素代表某一化学元素（1）下列）下列 （填写编号）组元素的单质可（填写编号）组元素的单质可 电的良导体。电的良导体。 a、c、h b、g、k c、h、l d、e、f（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核

9、的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。需要的能量主要受两大因素的影响。原子核失去核外不同电子所需的能量（原子核失去核外不同电子所需的能量（KJmol-1）锂锂XY失去第一个电子失去第一个电子519502580失去第二个电子失去第二个电子7 2964 5701 820失去第三个电子失去第三个电子11 7996 9202 750失去第四个电子失去第四个电子9 55011 600通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电

10、子所需的第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量能量 。表中表中X可能为可能为13种元素中的种元素中的 （填写字母）元素。用元（填写字母）元素。用元素符号表示素符号表示X和和j形成的化合物的化学式形成的化合物的化学式 。Y是周期表中是周期表中 族的元素的增加，族的元素的增加，I1逐渐增大。逐渐增大。以上以上13种元素中，种元素中， （填写字母）元素原子失去核外（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。第一个电子需要的能量最多。 3、电负性、电负性（1）基本概念）基本概念化学键：化学键：元素相互化合，元素相互化合，相邻相邻的原子之间产生的的原子之间产生的强烈强烈的化学

11、的化学作用力，叫做化学键。作用力，叫做化学键。键合电子：键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性：电负性： 用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。电负性越大，对键合电子的吸引力的大小。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。力越大。为了比较元素的为了比较元素的原子吸引电子能力原子吸引电子能力的大小，美国化学的大小，美国化学家鲍林于家鲍林于19321932年首年首先提出了用电负性先提出了用电负性来衡量元素在化合来衡量元素在化合物中吸引电子的能物中吸引电子的能力。经计算确定氟力。经计算确定氟的电负

12、性为的电负性为4.04.0，锂的为锂的为1.01.0，并以，并以此为标准确定其它此为标准确定其它与元素的电负性。与元素的电负性。鲍林鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手搞鲍林研究电负性的手搞同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。

13、（2 2）电负性的变化规律）电负性的变化规律（3）电负性的应用）电负性的应用为为金属金属为为“类金属类金属”为为非金属非金属a判断元素的金属性和非金属性强弱判断元素的金属性和非金属性强弱电负性电负性1.8电负性电负性1.8电负性电负性1.8电负性最大的元素是位于右上方的电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的电负性最小的元素是位于左下方的Frb 利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；c 估计化学键的类型估计化学键的类型 根据电负性的差值大小根据电负性的差值大小电负性差越大，离子性越强，一般说来：电负性差越大，离子性越强，

14、一般说来：电负性差大于电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。时形成共价键。d对角线规则对角线规则某些主族元素与右下方主族元素电负性接近，性质相似。某些主族元素与右下方主族元素电负性接近，性质相似。(2010山东山东)32(2)CH4中共用电子对偏向中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子中共用电子对偏向对偏向H，则，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序的电负性由大到小的顺序为为 。 C H Si (2009山东山东) C和和Si元素在化学中占有极其重要的地位。元素在化学中占有极其重要的地位。(1)写出写出Si的基态原子核外电子排布式的基态原子核外电

15、子排布式 。从电负性角度分析，从电负性角度分析，C、Si和和O元素的非金属活泼性由元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为强至弱的顺序为 。1s22s22p63s23p2 OCSi 原子半径原子半径 、元素的金属性和非金属性、元素、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。元素周期律的内容包括：元素周期律的内容包括：小小 结结每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束f区都是副族元素，区都是副族元素，s区和区和p区的都是主族元素区的都是主族元素已知在已知在200C 1mol Na失去失去1

16、 mol电子需吸收电子需吸收650kJ能能量，则其第一电离能为量，则其第一电离能为650KJ/mol。Ge的电负性为的电负性为1.8，则其是典型的非金属，则其是典型的非金属气态气态O原子的电子排布为：原子的电子排布为： 半径：半径：K+Cl-酸性酸性 HClO4H2SO4 ，碱性：，碱性：NaOH Mg(OH)2第一周期有第一周期有212=2，第二周期有，第二周期有222=8，则第五，则第五周期有周期有252=50种元素。种元素。1、判断下列说法的正误：、判断下列说法的正误： 2 2、根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其、根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知化合物

17、的性质相似，又知AlClAlCl3 3熔沸点较低，易升华，熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：试回答下列问题： (1)(1)写出写出BeBe与与NaOHNaOH溶液反应的离子方程式：溶液反应的离子方程式： (2)Be(OH)(2)Be(OH)2 2和和Mg(OH)Mg(OH)2 2可用试剂可用试剂 鉴别，其鉴别，其离子方程式为：离子方程式为： (3)BeCl(3)BeCl2 2是是 化合物化合物( (填填“离子离子”或或“共价共价”) )，其电子式为其电子式为 ，BeClBeCl2 2水溶液水溶液显酸性，原因是显酸性，原因是( (用离子方程式表示用离子方程式表示) )： Be+2OH-BeO2

18、2-+H2NaOH溶液溶液Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O共价共价Be2+2H2O Be(OH)2+2H+ Cl Be Cl 一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：判断：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2共价化合物（共价化合物（ ）离子化合物（离子化合物（ ）元素元素AlBBe CCIFLiMg NNa OPSSi电负电负性性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.81、下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，、下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。元素的电负性变化图。 科学探究科学探究2 2、在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有、在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为些相似，被称为“对角线规则对角线规则”。查阅资料，查阅资