1.2 元素周期律1 课件 【新教材】人教版（2019）高中化学选择性必修2

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第二节 原子结构与元素的性质
第二课时　元素周期律1
二、元素周期律
元素周期律的本质是:
随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。
元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。
元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化叫元素周期律
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？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？
1.原子半径
(1)影响因素
(2)递变规律
(3)比较原子半径大小的方法
(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有气体元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。
例：r(Li)(3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照
比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
(4)比较离子半径大小的方法
(1)同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价
阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照： r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
规律总结
比较微粒半径的一般思路
(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
(2)“二核”:若电子层数相同则看核电荷数,核电荷数越大,微粒半径越小。
(3)“三电子”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。
2.电离能
（1）概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1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做第二电离能，符号Ｉ2，依次类推。
保证“能量最低”
？
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）
观察下图，总结第一电离能的变化规律：
①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。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
③同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一电离能要大，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大，这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定，电离能较高。
（2）元素第一电离能的变化规律
（4）电离能的意义
① 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，即元素在气态时的金属性越强。
②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
①第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。例如P的第一电离能比硫的大,Mg的第一电离能比Al的大。
（5）第一电离能与原子核外电子排布的关系
②第三周期元素第一电离能的大小关系为I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
（6）逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。
可以表示为
M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
（2）变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
（7）电离能的应用
①推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1 I2②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
③判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外);
I1越小，元素的金属性越强。
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？
提示:从上到下，第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性越强。
思考与讨论
2.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？数据的突跃变化说明了什么？
提示:①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1I2、I4>I3……In+1>In。
②Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。
规律总结
各元素原子的电离能大小,主要取决于原子的电子层结构、核电荷数以及原子半径的大小。随着核电荷数递增,元素的第一电离能呈现周期性变化。同周期元素的第一电离能在增大趋势中出现第ⅢA族<第ⅡA族、第ⅥA族<第ⅤA族这两处例外。
解析:同一主族元素原子的半径从上到下越来越大,A项正确。核外电子排布相同的离子,核电荷数越大,半径越小,B项正确,C项符合题目要求。Cl-比F-多一个电子层,Cl->F-;F-比F多一个电子,半径大小为F->F,D项正确。
1.下列各组粒子半径大小的比较错误的是(　　)
A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+
C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F
C
解析:A、B、C、D所对应的元素依次是O、S、Se、Te元素,最外层电子结构相同,原子半径越大,原子核吸引电子的能力越弱,其第一电离能越小,故电离能大小顺序是O>S>Se>Te,第一电离能最小的是Te原子,故选D。
2.具有下列价电子构型的原子中,第一电离能最小的是(　　)
A.2s22p4 B.3s23p4
C.4s24p4 D.5s25p4
D
解析:同周期元素中碱金属的第一电离能最小,稀有气体的第一电离能最大,故A项正确,C项不正确。由于镁的3s能级全充满,3p能级全空,而铝的3s能级全满,3p能级中有一个电子,故铝的第一电离能小于镁,B项不正确。钾比镁电子层数多,原子半径大,更易失去电子,故钾的第一电离能小于镁,D项错误。
3.下列叙述正确的是(　　)
A.第三周期所含元素中,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
A
4.如图是第三周期11~17号元素某些性质变化趋势的柱形图,下列有关说法中正确的是(　　)
A.y轴表示的可能是基态的原子失去一个电子所需要的最小能量
B.y轴表示的可能是原子在化合物中吸引电子的能力
C.y轴表示的可能是原子半径
D.y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
B
解析:第三周期Mg(或P)的3p能级为全空(或半充满)状态,较为稳定,Mg(或P)的第一电离能大于Al(或S),故A错误;同周期元素从左到右,电负性逐渐增大,B正确;同周期元素从左到右,原子序数逐渐增大,原子半径逐渐减小,C错误;同周期金属元素形成基态离子转移的电子数逐渐增多,非金属元素形成基态离子所需要的电子数逐渐减少,D错误。
解析:由四种元素基态原子的电子排布式可知,①为S原子,②为P原子,③为N原子,④为F原子,其中P、S元素处于第三周期,P原子的核电荷数小于S,则P的原子半径大于S;N和F元素处于第二周期,N原子的核电荷数小于F,则N的原子半径大于F;S原子比N原子多一个电子层,则S的原子半径大于N原子,综上所述,原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。
5.四种元素基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5。四种原子按半径由大到小的顺序排列正确的是(　　)
A.①>②>③>④ B.②>①>③>④
C.②>①>④>③ D.①>②>④>③
B
6.第一电离能I1是指气态原子X(g)失去一个电子成为气态阳离子X+(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。
请回答以下问题:
(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律,将Na~Ar之间六种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)从上图分析可知,同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是 　。
(3)N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大的原因是 　。
(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为:失去第一个电子为519 kJ·mol-1,失去第二个电子为7 296 kJ·mol-1,失去第三个电子为11 799 kJ·mol-1,由此数据分析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子所需的能量的原因: 　。
从上到下依次减小
N原子2p能级半充满,相对稳定
Li原子失去一个电子后变成Li+,Li+已形成稳定结构,再失去电子很困难
解析:(1)根据题图可知,同一周期元素中,元素的第一电离能随着原子序数的增大呈增大的趋势,但第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素,第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素,据此将Na~Ar之间的元素用短线连接起来即可。
(2)以题图第ⅠA族为例,同一主族元素原子的第一电离能(I1)从上到下依次减小,其他主族递变规律类似。
(3)由于N原子2p能级半充满,相对稳定,所以N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大。
(4)由于Li原子失去一个电子后变成Li+,Li+已形成稳定结构,再失去电子很困难,所以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子所需的能量。
规律总结 各元素原子的电离能大小,主要取决于原子的电子层结构、核电荷数以及原子半径的大小。随着核电荷数递增,元素的第一电离能呈现周期性变化。同周期元素的第一电离能在增大趋势中出现第ⅢA族<第ⅡA族、第ⅥA族<第ⅤA族这两处例外。
7.试比较以下微粒半径的大小。
(1)根据元素周期律,原子半径Ga　　　　As,第一电离能Ga　　　　As(填“>”或“<”)。
(2)原子半径Al　　　　Si(用“>”或“<”填空)。
(3)随原子序数的递增,八种短周期元素(用字母x等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。
比较d、e常见离子的半径大小(用化学式表示)　　　>　　　　。
>
<
>
r(O2-)
r(Na+)
解析:(1)同周期主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小,Ga与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,则原子半径:Ga>As。Ga、As原子的价电子排布式分别为4s24p1、4s24p3,其中As原子的4p能级处于半充满的稳定状态,其第一电离能较大,则第一电离能:GaSi。(3)由图示可知,这八种元素分别为H、C、N、O、Na、Al、S、Cl,O2-和Na+具有相同的电子层结构,根据“序小径大”规律可知r(O2-)>r(Na+)。