2025春高二化学选择性必修2 （配人教版）第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律

元素周期律第2课时学习目标1.通过对元素周期律内容的学习,能运用相关的原子结构理论,分析元素的原子半径、第一电离能、电负性及元素主要化合价等元素性质周期性变化的规律并建立模型。2.通过对原子半径、电离能、电负性的变化规律的学习应用,能说明原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因,建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。任务分项突破『自主梳理』1.影响因素(1)电子的能层数:电子的能层越多,电子之间的

将使原子的半径增大。(2)核电荷数:核电荷数越大,核对电子的吸引作用也就越大,将使原子的半径

。学习任务1探究原子半径大小规律排斥作用减小2.递变规律大研究对象半径递变规律主要影响因素同周期主族元素从左至右,核电荷数越

,原子半径越

.核电荷数同主族元素从上到下,能层越

,原子半径越

.能层数小多大『互动探究』已知有A、B、C、D四种短周期元素,aA2+、bB+、cC2-、dD-具有相同的电子层结构。探究粒子半径大小比较的方法规律问题1:A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系?提示:由于四种离子具有相同的电子层结构,所以四种离子电子数相等,即a-2=b-1=c+2=d+1。问题2:A、B、C、D四种元素在同一周期吗?试推测四种元素在周期表中的位置。提示:A、B、C、D不在同一周期。A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅥA族,D应位于第二周期第ⅦA族。问题3:阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律?提示:一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成的阳离子具有相同的电子层结构。问题4:A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C2-、D-的离子半径又是怎样的?提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C2->D->B+>A2+。归纳拓展粒子半径大小比较的常用方法粒子特点比较方法实例原子同周期主族元素核电荷数越大,半径越小r(Na)>r(Mg)>r(Al)同主族元素电子的能层越多,半径越大r(F)<r(Cl)<r(Br)一般原子一般电子的能层越多,半径越大r(S)>r(C)离子核外电子排布相同核电荷数越大,半径越小r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)电子数和核电荷数均不同通过电子数或核电荷数相同的粒子做参照物r(Al3+)<r(O2-)<r(S2-)同种元素的原子和离子核外电子数越多,半径越大;价态越高,半径越小r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)『题组例练』1.下列粒子半径依次增大的是(

)A.同一主族元素随着原子序数的递增B.同一周期元素随着原子序数的递增C.Na+、Mg2+、Al3+、F-D.P、S、S2-、Cl-√解析:依据比较粒子半径大小的规律进行分析,同一主族元素,随着原子序数的递增,原子的电子层数依次增加,原子半径依次增大,A正确;一般来说,同一周期元素,随着原子序数的递增,原子半径逐渐减小,B错误;各粒子的电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小,故F-半径最大,Al3+半径最小,C错误;粒子半径P>S,S2->Cl-,D错误。2.下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是(

)A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr√3.下列所述的粒子(均为36号以前的元素),按原子半径由大到小的顺序排列正确的是(

)①基态X原子的结构示意图为

②基态Y-的价层电子排布式为3s23p6③基态Z2-的轨道表示式为④基态E+的最高能级的电子对数等于其最高能层序数A.②>③>① B.④>③>②C.③>②>④ D.④>②>③√解析:①X为F,②Y为Cl,③Z为S,④E为K,根据元素周期律判断,原子半径K>S>Cl>F,即④>③>②>①,故选B。模型认知“三看”法比较粒子半径大小学习任务2探究电离能变化规律『自主梳理』1.第一电离能的概念

原子失去一个电子转化为

所需要的最低能量,通常用I1表示,单位:kJ·mol-1。2.元素第一电离能变化规律气态基态气态基态正离子[示例]同一主族元素

不同,

相同,从上到下原子半径逐渐增大,半径越大,核对最外层电子的吸引力越小,越易失去电子,电离能也就越小。3.电离能的应用可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越

,原子越容易失去一个电子,元素金属性越

。[示例]金属活动性的顺序与元素的第一电离能大小顺序不完全一致,故不能根据金属活动性顺序判断元素第一电离能的大小,如金属活动性:Na>Mg>Al,但第一电离能:

。电子层数最外层的电子数小强Mg>Al>Na『互动探究』材料1:1～36号元素第一电离能变化如图所示。材料2:下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。元素NaMgAl49673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293探究元素电离能变化规律及应用问题1:据材料1图可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素的都高,解释原因。提示:同周期中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价层电子排布为ns2np3,np轨道分别为全空和半充满状态,比较稳定,失去一个电子需要的能量大,所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。问题2:根据材料2数据变化情况思考以下问题。(1)为什么元素的电离能逐级增大?提示:(1)由于元素原子失去一个电子变成+1价阳离子后,半径变小,核电荷数未变而电子数目变少,核对电子的吸引作用增强,因而第二个电子比第一个电子难失去,失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3>I2,I4>I3……In+1>In。(2)为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3?提示:(2)钠原子的第一电离能较低,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它的第二电离能。这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价的阳离子,从而形成类似稀有气体元素原子的稳定状态,此时原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强,不再失去第二个电子。因此,钠元素的常见化合价为+1价,同理可分析镁和铝。问题3:Mg的第一电离能比Al的大,所以Al比Mg易失去电子,但我们以前学习的金属活动性顺序中,Mg比Al易失电子,这是什么原因呢?提示:金属的活动性按照K、Ca、Na、Mg、Al……顺序逐渐减弱,该顺序表示自左到右在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能表示金属原子在气态时失去电子成为气态正离子的能力,它是金属原子在气态时活泼性的尺度。归纳拓展1.电离能的影响因素及特例电离能变化规律影响因素及解释同周期主族元素从左到右,第一电离能有增大的趋势原子半径逐渐变小(稀有气体除外),原子核对核外电子的引力越来越大,越来越难失去电子特例:B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低,电离能呈现锯齿状变化B、Al的第一电离能失去的电子是np能级的,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高角度1:N、P的最高能级的电子排布是半充满的,比较稳定,电离能较高。角度2:O、S失去的是已经配对的电子,配对电子相互排斥,因而电离能较低同主族自上而下,第一电离能逐渐减小原子半径逐渐变大,原子核对核外电子的引力越来越小,越来越容易失去电子逐级电离能逐级增大,即I1<I2<I3原子失去一个电子变成+1价阳离子,半径变小,核电荷数未变而电子数变少,核对外层电子的吸引作用增强,使第二个电子比第一个电子难失去,失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理解释第n级电离能存在突跃从同一能层逐渐失去一个电子时,所需能量差别不是太大。再从不同能层失去一个电子时,所需能量有很大的差距2.电离能的应用(1)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大,元素的非金属性越强;I1越小,元素的金属性越强(第ⅡA族与第ⅤA族除外)。(2)确定元素原子的核外电子排布。根据电离能数据,确定元素原子的核外电子排布。如Li:I1≪I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层),且最外层上只有一个电子。(3)确定元素的化合价。据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价。如K:I1≪I2<I3,表明K易失去一个电子形成+1价阳离子。『题组例练』题点一对电离能的理解1.下列各组元素,按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列正确的是(

)A.K、Na、Li B.Al、Mg、NaC.N、O、C D.Cl、S、P√解析:第一电离能Mg>Al>Na、N>O>C、Cl>P>S,原子半径Na>Mg>Al、C>N>O、P>S>Cl;A项正确。2.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是(

)A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,故钾的活泼性强于钠的活泼性B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大C.最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子,第一电离能较大D.对于同一元素而言,原子的电离能I1<I2<I3……√解析:钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,说明钾的失电子能力比钠的强,所以钾的活泼性强于钠的活泼性,故A正确;同一周期主族元素原子半径随着原子序数的增大而减小,第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素的第一电离能,第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素的第一电离能,故B错误;最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构,再失去电子较难,所以其第一电离能较大,故C正确;对于同一元素来说,原子失去电子个数越多,其失电子能力越弱,所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大,故D正确。3.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示,单位为kJ·mol-1)。下列关于元素R的判断中一定正确的个数是(

)①R的最高正化合价为+2价②R元素基态原子的电子排布式为1s22s2③同周期元素中第一电离能小于R的元素有一种④R元素位于元素周期表中第ⅡA族A.1 B.2 C.3 D.4I1I2I3I4……7401500770010500……题点二电离能的应用√解析:题给短周期元素R的第三电离能剧增,说明该原子最外层有2个电子,处于第ⅡA族,该原子存在第五电离能,说明核外电子数目大于4,故R为镁元素。①R为镁元素,最高正化合价为+2价,故正确;②R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s2,故错误;③R元素原子最外层电子排布式为3s2,为全充满稳定状态,第一电离能大于同周期相邻元素,如Na、Al等不止一种元素的第一电离能小于R的,故错误;④R元素位于元素周期表中第ⅡA族,故正确。4.已知下列四组短周期元素的电离能数据(单位:kJ·mol-1),下列判断错误的是(

)A.还原性:W>Y>XB.Y和Z可能位于同一族C.W、X、Y、Z简单离子半径依次减小D.X、Z的氢氧化物都具有两性√元素WXYZ电离能I1496578738899I24562181714511751I369122745773314848I49543115751054021006解析:元素原子轨道中电子处于半满、全满、全空时最稳定,当稳定状态再失去电子时,其电离能发生突变,W的I2突然增大,说明其最外层有1个电子,属于第ⅠA族,且W的第一电离能比X、Y、Z的小,则W为钠元素;X的I4突然增大,说明其最外层有3个电子,属于第ⅢA族,第一电离能比Y、Z的小,则X为铝元素;Y的I3突然增大,说明最外层有2个电子,属于第ⅡA族,Z的I3突然增大,说明最外层有2个电子,属于第ⅡA族,由Z的I1比Y的I1大推知,Y为镁元素,Z为铍元素。Na、Mg、Al为第三周期元素,还原性依次减弱,所以还原性Na>Mg>Al,故A正确;由上述分析知,Y为镁元素,Z为铍元素,属于同一主族元素,故B正确;Na、Mg、Al简单离子均为10电子粒子,随着核电荷数增多,对电子吸引力增大,离子半径减小,铍离子为2个电子,半径最小,所以简单离子半径大小为Na+>Mg2+>Al3+>Be2+,故C错误;Al和Be在元素周期表中均位于金属和非金属交界处,且两者处于对角线位置,具有一定的金属性和非金属性,其氢氧化物都具有两性,故D正确。学习任务3探究电负性变化规律及应用『自主梳理』1.键合电子和电负性的含义(1)键合电子:元素相互化合时,原子中用于形成

的电子。(2)电负性: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

和锂的电负性为

作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。化学键键合电子键合电子越大4.01.0(1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐

。(2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐

。4.应用判断金属性、非金属性强弱:变大3.递变规律(一般情况)变小强强金属非金属『互动探究』电负性标度的建立是为了量度原子对成键电子吸引能力的相对大小。基于建立模型的不同思路和方法,可以有不同的电负性标度。其中,鲍林标度由于提出最早、数据易得、使用方便,是应用最广泛的标度方式。元素电负性因有不同的标度而有不同的数据,在讨论问题时,要注意使用同一标度下的数据。下表为部分主族元素的鲍林标度电负性数值:元素HLiBeBCNOF电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0元素NaMgAlSiPSClK电负性0.91.21.51.82.12.53.00.8探究元素电负性变化规律及应用问题1:根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律,同周期元素的电负性与原子半径间有何关系,是否像第一电离能那样存在特殊变化规律?提示:同主族元素核电荷数越大,电负性越小;同周期元素的电负性随原子半径的减小而单调递增;不存在像第一电离能氧元素小于氮元素那样的特殊情况。问题2:“根据定义,电负性只能判断非金属性的强弱,电离能只能判断金属性的强弱。”这种说法正确吗?提示:错误。电负性和电离能都可用于判断元素的金属性和非金属性的强弱。电负性越大,元素原子吸引电子的能力越大,非金属性越强;电负性越小,元素原子吸引电子的能力越小,金属性越强。一般来说,金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上。第一电离能越大,元素的原子越难失电子,非金属性越强(稀有气体除外);第一电离能越小,元素的原子越易失电子,金属性越强。问题3:一般两种元素的电负性差值小于1.7时,两者形成的化学键为共价键,大于1.7时,形成离子键,据此判断氯化铍中的化学键是离子键还是共价键?AlCl3是离子化合物还是共价化合物?为什么?提示:氯化铍中两种元素的电负性相差1.5,小于1.7,所以属于共价键。Cl的电负性为3.0,Al的电负性为1.5,两者电负性的差值小于1.7,形成共价键,故AlCl3是共价化合物。问题4:利用表中数据估测钙元素的电负性范围。提示:由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg,所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。问题5:结合电负性数值判断,乙醇分子中两个碳原子的化合价分别是多少?提示:与氧原子直接相连的碳原子的化合价为-1价,另一个碳原子的化合价为-3价。归纳拓展1.电负性的应用2.电负性应用的注意事项(1)电负性描述的是原子对键合电子吸引力的大小,并不能把电负性的大小作为衡量金属元素和非金属元素的绝对标准。(2)元素电负性的值是个相对的值,没有单位。(3)并不是所有电负性差值大的元素原子之间都形成离子键,电负性差值小的元素原子之间都形成共价键,应注意一些特殊情况,如F的电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。(4)电负性数值相同,元素的非金属性或金属性不一定相同,如N和Cl的电负性数值相同,但N的非金属性弱于Cl的。『题组例练』题点一电负性及其应用1.如图是元素周期表中短周期元素的一部分,其中电负性最小的元素是(

)A.M B.N C.E D.F√解析:元素周期表中金属性越强电负性越小,非金属性越强电负性越大,即同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐增大,同主族元素从上到下,元素的电负性逐渐减小,故题中电负性最小的元素是E。2.下列说法不正确的是(

)A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小,而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C.元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点√解析:同主族元素自上而下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,第ⅠA族和第ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小,A不正确;电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度,B正确;电负性越大,原子对键合电子的吸引力越大,C正确;NaH中H为-1价,与卤素相似,能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点,D正确。3.下列不能说明X的电负性比Y大的是(

)A.与氢化合时X单质比Y单质容易B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强C.X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来D.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多√解析:与氢化合时X单质比Y单质容易,则说明X的非金属性比Y的非金属性强,则X的电负性比Y的电负性大,故A不符合题意;X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强,则X的非金属性比Y的非金属性强,即X的电负性比Y的电负性大,故B不符合题意;X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来说明X的非金属性比Y的非金属性强,即X的电负性比Y的电负性大,故C不符合题意;原子的电负性大小与原子得电子能力强弱有关,与原子的最外层电子数多少无必然联系,故D符合题意。模型认知解答元素的电负性比较和应用的思维模型题点二元素周期律的综合应用4.依据元素周期律,下列判断不正确的是(

)A.第一电离能:Li<Be<BB.原子半径:Mg<Na<KC.电负性:N<O<FD.酸性:H2SiO3<H3PO4<HClO4√解析:同周期元素从左到右,第一电离能呈增大趋势,铍原子的2s轨道为稳定的全充满结构,原子的第一电离能大于相邻元素,则锂、铍、硼的第一电离能由小到大的顺序为Li<B<Be,选项A错误;同周期元素从左到右,原子半径依次减小,同主族元素从上到下,原子半径依次增大,则钠、镁、钾的原子半径由小到大的顺序为Mg<Na<K,选项B正确;同周期元素从左到右,元素的电负性依次增大,则氮、氧、氟的电负性由小到大的顺序为N<O<F,选项C正确;同周期元素从左到右,元素的非金属性依次增强,最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强,则硅、磷、氯的最高价氧化物对应水化物的酸性由弱到强的顺序为H2SiO3<H3PO4<HClO4,选项D正确。5.现有三种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p3②1s22s22p4③1s22s22p63s23p4下列有关比较正确的是(

)A.原子半径:③>②>①

B.非金属性:③>②>①C.电负性:①>②>③

D.第一电离能:①>②>③√解析:根据三种元素的基态原子的电子排布式可知,①②③依次为N、O、S。同周期从左到右,主族元素的原子半径逐渐减小,同主族从上到下,元素的原子半径逐渐增大,一般电子层数越多,半径越大,则原子半径③(S)>①(N)>②(O),A项错误;同周期从左到右,主族元素的非金属性逐渐增强,同主族从上到下,元素的非金属性逐渐减弱,则非金属性③(S)<②(O),①(N)<②(O),B项错误;同周期从左到右,主族元素的电负性逐渐增大,同主族从上到下,元素的电负性逐渐减小,则电负性②(O)>①(N),②(O)>③(S),C项错误;同周期从左到右,元素的第一电离能呈增大趋势,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的,同主族从上到下,元素的第一电离能逐渐减小,则第一电离能①(N)>②(O)>③(S),D项正确。6.(YX4)2W2Z4常用作沉淀滴定分析试剂。X是原子半径最小的元素,Y的基态原子中单电子与成对电子个数比为3∶4,Z元素的电负性仅次于氟元素的,W原子电子总数与Z原子的最外层电子数相同。下列说法正确的是(

)A.最简单氢化物的稳定性:Y>ZB.电负性:Z>Y>W>XC.第一电离能:Z>Y>WD.Y原子核外电子有7种空间运动状态√解析:X是原子半径最小的元素,则X为H;Y的基态原子中单电子与成对电子个数比为3∶4,即其电子排布式为1s22s22p3,则Y为N;Z元素的电负性仅次于氟元素的,则Z为O;W原子电子总数与Z原子的最外层电子数相同,则W为C;化合物(YX4)2W2Z4为(NH4)2C2O4,据此分析解题。由分析可知,Y、Z分别为N、O,由于O的非金属性强于N的,最简单氢化物的稳定性H2O>NH3,即Y<Z,A错误;同周期主族元素的电负性由左到右逐渐增大,同主族元素的电负性由上到下逐渐减小,所以电负性大小顺序为O>N>C>H,B正确;由分析可知,Y、Z、W分别为N、O、C,为同一周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势,第ⅡA族、第ⅤA族的第一电离能大于其相邻元素的,故第一电离能N>O>C,即Y>Z>W,C错误;Y为N,基态氮原子核外电子的轨道表示式为,基态氮原子核外电子空间运动状态与其轨道数相同,则有5种空间运动状态,D错误。『知