第一章第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 学案（含答案）
文档属性
| 名称 | 第一章第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 学案（含答案） |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 403.3KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-11-30 19:13:50 | ||
图片预览
文档简介
第2课时 元素周期律
[核心素养发展目标] 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、电负性的相对大小。2.通过对原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径
1．影响原子半径大小的因素
(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______。
2．原子半径的递变规律
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，原子半径________。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，原子半径________。
3．原子或离子半径的比较方法
(1)同种元素的离子半径：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。例如：r(Cl－)____r(Cl)，r(Fe)____r(Fe2＋)____r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)__r(F－)___r(Na＋)__r(Mg2＋)
____r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)_____r(Na＋)___r(K＋)____r(Rb＋)
____r(Cs＋)，r(O2－)____r(S2－)____r(Se2－)____r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)____r(Na＋)____r(Mg2＋)。
(1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同( )
(2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大( )
(3)各元素的原子半径总比其离子半径大( )
(4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小( )
1．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？如何理解这种趋势？
2．是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径？
3．若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。
(1)四种元素在元素周期表中的相对位置如何？
(2)原子序数从大到小的顺序是什么？
(3)离子半径由大到小的顺序是什么？
1．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( )
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－
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
粒子半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
二、元素的电离能
1．元素第一电离能的概念与意义
(1)概念
________________原子失去一个电子转化为________正离子所需要的________叫做第一电离能，符号：I1。
(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的________。第一电离能数值越小，原子越________失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越____失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律
(1)每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能________，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能________，即一般来说，同周期随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈________趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐____________。
3．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________性越强；I1越小，元素的________性越强。
(2)逐级电离能的应用
①逐级电离能
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)===M2＋(g)＋e－ I3(第三电离能)
逐级电离能的变化规律
a．同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。
b．当相邻逐级电离能发生突变时，说明失去的电子所在的能层发生了变化。
②应用
根据电离能数据确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价，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，易失去________形成________阳离子。
特别提醒——电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。
(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
1．元素周期表中，第一电离能最大的是哪个元素？第一电离能最小的应出现在元素周期表什么位置？
2．第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几个元素？分别是哪几个？
3．下表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能：
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
(1)为什么同一元素的电离能逐级增大？
(2)为什么钠、镁、铝的化合价分别为＋1、＋2、＋3
1．在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是( )
A．3s23p3 B．3s23p5 C．3s23p4 D．3s23p6
2．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是( )
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
A.Q元素可能是0族元素
B．R和S元素均可能与U元素在同一主族
C．U元素可能在元素周期表的s区
D．原子的价层电子排布式为ns2np1的可能是T元素
(1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。
(2)由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期第ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；第ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于第ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而第ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比第ⅥA族的ns2np4状态稳定。
三、电负性
1．有关概念与意义
(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键合电子________的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力________。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为________和锂的电负性为________作为相对标准。
2．递变规律
(1)同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐________，元素的非金属性逐渐______、金属性逐渐________。
(2)同族元素从上到下，元素的电负性逐渐________，元素的金属性逐渐________、非金属性逐渐________。
3．应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
①金属元素的电负性一般________1.8，非金属元素的电负性一般________1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在________，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性________，金属元素越活泼；非金属元素的电负性________，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力____，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力____，元素的化合价为负值。
(3)判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
特别提醒 ①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，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。
②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物，Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。
(1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小( )
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
1．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？
2．电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
1．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
2．已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是( )
元素 Li B C O F Na Mg Cl Ge
电负性 1.0 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.2 3.0 1.8
A.Be元素电负性的最小范围为1.0～2.0
B．Ge既具有金属性，又具有非金属性
C．C和Cl可形成极性键
D．O和F形成的化合物中O显正价
3．一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
(1)属于共价化合物的是_____________________________________________(填序号，下同)。
(2)属于离子化合物的是________________________________________________________。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．(2021·山西运城高二检测)下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列的是( )
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y的价层电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式：
④W基态原子有2个能层，电子式：·
A．③>①>②>④ B．③>②>①>④
C．①>③>④>② D．①>④>③>②
2．(2022·河南周口市文昌中学高二阶段练习)已知某原子的各级电离能数值如下：I1＝
557 kJ·mol－1，I2＝1 817 kJ·mol－1，I3＝2 745 kJ·mol－1，I4＝11 578 kJ·mol－1，则该元素的化合价为( )
A．＋1价 B．＋2价
C．＋3价 D．＋4价
3．不能说明X的电负性比Y的大的是( )
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原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
4．下列关于Al、Na原子结构的分析正确的是( )
A．原子半径：Al＞Na
B．第一电离能：Al＞Na
C．电负性：Na＞Al
D．基态原子未成对电子数：Na＞Al
5．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是__________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)同一周期内，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________(填序号)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒) ④E(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____________________________________________________
______________________________________________________________________________。
第2课时 元素周期律
一、
1．(1)排斥作用 (2)减小
2．(1)越小 (2)越大
3．(1)＞ ＞ ＞ (2)＞ ＞ ＞ ＞ (3)＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ (4)＞ ＞
正误判断
(1)× (2)√ (3)× (4)×
深度思考
1．同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其主要原因是同周期主族元素电子的能层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
2．不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如Li的原子半径大于Cl的原子半径。
3．(1)短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。
(2)a＞b＞d＞c。
(3)C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
应用体验
1．C
2．B [题中阳离子半径由小到大的顺序为r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Ba2＋)，阴离子半径由大到小的顺序为r(I－)＞r(Br－)＞r(F－)。要使最小，应取r(阳)最小的与r(阴)最大的相比，即最小。]
二、
1．(1)气态基态 气态基态 最低能量 (2)难易程度
容易 难
2．(1)最小 最大 增大 (2)减小
3．(1)非金属 金属 (2)②一个电子 ＋1价
正误判断
(1)× (2)√ (3)× (4)√ (5)× (6)× (7)√
深度思考
1．最大的是He；最小的应在元素周期表左下角。
2．Be、C、O，共三个。
3．(1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I1，同理I3>I2。
(2)钠的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容易失去一个电子变成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3价离子。
应用体验
1．C [同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于第ⅤA族元素、3s23p5属于第ⅦA族元素、3s23p4属于第ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第三周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，其第一电离能大小顺序是Ar＞Cl＞P＞S，所以第一电离能最小的原子是S。]
2．B [根据第一电离能的数据可知，R元素的最外层应该有1个电子，S元素的最外层应该有2个电子，不属于同一主族的元素，B项错误；U元素的最外层有1个电子，可能属于s区元素，C项正确；T元素最外层有3个电子，价层电子排布式为ns2np1，D项正确。]
三、
1．(1)化学键 (2)吸引力 越大 (3)4.0 1.0
2．(1)变大 增强 减弱 (2)变小 增强 减弱
3．(1)①小于 大于 1.8左右 ②越小 越大 (2)①弱 ②强
正误判断
(1)√ (2)√ (3)×
深度思考
1．根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上方，最小的元素位于周期表的左下方。
2．元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
应用体验
1．A [第ⅠA族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，所以电负性从上到下逐渐减小；第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性从上到下逐渐减小，故A错误；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，所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度，故B正确；元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C正确；NaH中的H元素为－1价，则H可以放在第ⅦA族中，故D正确。]
2．A [Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B正确；根据C和Cl的电负性，两元素电负性差值小于1.7，可形成极性键，C正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D正确。]
3．(1)②③⑤⑥ (2)①④
随堂演练 知识落实
1．A [①根据结构示意图可知X为S；②基态Y的价层电子排布式为3s23p5，可知Y为Cl；③根据基态Z2－的轨道表示式可知Z2－为S2－；④根据W基态原子有2个能层，电子式为·，可知W为F；能层数越多，半径越大，则FS>Cl>F，即③>①>②>④。]
2．C
3．C [A项，与H2化合时X单质比Y单质容易，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；B项，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的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；C项，X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y的大，如Si的电负性比H的小；D项，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大。]
4．B [同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小，即原子半径：Na＞Al，故A错误；同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势，但是第一电离能：第ⅡA族＞第ⅢA族，第ⅤA族＞第ⅥA族，则第一电离能：Al＞Na，故B正确；同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大，则电负性：Al＞Na，故C错误；Na属于第ⅠA族元素，有1个未成对电子，Al属于第ⅢA族元素，有1个未成对电子，则基态原子未成对电子数：Al＝Na，故D错误。]
5．(1)随着原子序数的增大，E值变小
(2)①③ (3)485 738 (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
解析 (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的增大，E值变小。(2)从第二、第三周期看，第ⅢA族和第ⅥA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、同周期元素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到8电子稳定结构。
[核心素养发展目标] 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、电负性的相对大小。2.通过对原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径
1．影响原子半径大小的因素
(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______。
2．原子半径的递变规律
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，原子半径________。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，原子半径________。
3．原子或离子半径的比较方法
(1)同种元素的离子半径：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。例如：r(Cl－)____r(Cl)，r(Fe)____r(Fe2＋)____r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)__r(F－)___r(Na＋)__r(Mg2＋)
____r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)_____r(Na＋)___r(K＋)____r(Rb＋)
____r(Cs＋)，r(O2－)____r(S2－)____r(Se2－)____r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)____r(Na＋)____r(Mg2＋)。
(1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同( )
(2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大( )
(3)各元素的原子半径总比其离子半径大( )
(4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小( )
1．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？如何理解这种趋势？
2．是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径？
3．若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。
(1)四种元素在元素周期表中的相对位置如何？
(2)原子序数从大到小的顺序是什么？
(3)离子半径由大到小的顺序是什么？
1．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( )
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－
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
粒子半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
二、元素的电离能
1．元素第一电离能的概念与意义
(1)概念
________________原子失去一个电子转化为________正离子所需要的________叫做第一电离能，符号：I1。
(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的________。第一电离能数值越小，原子越________失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越____失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律
(1)每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能________，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能________，即一般来说，同周期随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈________趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐____________。
3．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________性越强；I1越小，元素的________性越强。
(2)逐级电离能的应用
①逐级电离能
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)===M2＋(g)＋e－ I3(第三电离能)
逐级电离能的变化规律
a．同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。
b．当相邻逐级电离能发生突变时，说明失去的电子所在的能层发生了变化。
②应用
根据电离能数据确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价，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，易失去________形成________阳离子。
特别提醒——电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。
(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
1．元素周期表中，第一电离能最大的是哪个元素？第一电离能最小的应出现在元素周期表什么位置？
2．第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几个元素？分别是哪几个？
3．下表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能：
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
(1)为什么同一元素的电离能逐级增大？
(2)为什么钠、镁、铝的化合价分别为＋1、＋2、＋3
1．在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是( )
A．3s23p3 B．3s23p5 C．3s23p4 D．3s23p6
2．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是( )
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
A.Q元素可能是0族元素
B．R和S元素均可能与U元素在同一主族
C．U元素可能在元素周期表的s区
D．原子的价层电子排布式为ns2np1的可能是T元素
(1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。
(2)由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期第ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；第ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于第ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而第ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比第ⅥA族的ns2np4状态稳定。
三、电负性
1．有关概念与意义
(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键合电子________的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力________。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为________和锂的电负性为________作为相对标准。
2．递变规律
(1)同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐________，元素的非金属性逐渐______、金属性逐渐________。
(2)同族元素从上到下，元素的电负性逐渐________，元素的金属性逐渐________、非金属性逐渐________。
3．应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
①金属元素的电负性一般________1.8，非金属元素的电负性一般________1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在________，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性________，金属元素越活泼；非金属元素的电负性________，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力____，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力____，元素的化合价为负值。
(3)判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
特别提醒 ①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，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。
②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物，Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。
(1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小( )
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
1．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？
2．电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
1．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
2．已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是( )
元素 Li B C O F Na Mg Cl Ge
电负性 1.0 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.2 3.0 1.8
A.Be元素电负性的最小范围为1.0～2.0
B．Ge既具有金属性，又具有非金属性
C．C和Cl可形成极性键
D．O和F形成的化合物中O显正价
3．一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
(1)属于共价化合物的是_____________________________________________(填序号，下同)。
(2)属于离子化合物的是________________________________________________________。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．(2021·山西运城高二检测)下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列的是( )
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y的价层电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式：
④W基态原子有2个能层，电子式：·
A．③>①>②>④ B．③>②>①>④
C．①>③>④>② D．①>④>③>②
2．(2022·河南周口市文昌中学高二阶段练习)已知某原子的各级电离能数值如下：I1＝
557 kJ·mol－1，I2＝1 817 kJ·mol－1，I3＝2 745 kJ·mol－1，I4＝11 578 kJ·mol－1，则该元素的化合价为( )
A．＋1价 B．＋2价
C．＋3价 D．＋4价
3．不能说明X的电负性比Y的大的是( )
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原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
4．下列关于Al、Na原子结构的分析正确的是( )
A．原子半径：Al＞Na
B．第一电离能：Al＞Na
C．电负性：Na＞Al
D．基态原子未成对电子数：Na＞Al
5．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是__________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)同一周期内，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________(填序号)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒) ④E(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____________________________________________________
______________________________________________________________________________。
第2课时 元素周期律
一、
1．(1)排斥作用 (2)减小
2．(1)越小 (2)越大
3．(1)＞ ＞ ＞ (2)＞ ＞ ＞ ＞ (3)＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ (4)＞ ＞
正误判断
(1)× (2)√ (3)× (4)×
深度思考
1．同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其主要原因是同周期主族元素电子的能层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
2．不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如Li的原子半径大于Cl的原子半径。
3．(1)短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。
(2)a＞b＞d＞c。
(3)C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
应用体验
1．C
2．B [题中阳离子半径由小到大的顺序为r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Ba2＋)，阴离子半径由大到小的顺序为r(I－)＞r(Br－)＞r(F－)。要使最小，应取r(阳)最小的与r(阴)最大的相比，即最小。]
二、
1．(1)气态基态 气态基态 最低能量 (2)难易程度
容易 难
2．(1)最小 最大 增大 (2)减小
3．(1)非金属 金属 (2)②一个电子 ＋1价
正误判断
(1)× (2)√ (3)× (4)√ (5)× (6)× (7)√
深度思考
1．最大的是He；最小的应在元素周期表左下角。
2．Be、C、O，共三个。
3．(1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1
(2)钠的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容易失去一个电子变成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3价离子。
应用体验
1．C [同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于第ⅤA族元素、3s23p5属于第ⅦA族元素、3s23p4属于第ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第三周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，其第一电离能大小顺序是Ar＞Cl＞P＞S，所以第一电离能最小的原子是S。]
2．B [根据第一电离能的数据可知，R元素的最外层应该有1个电子，S元素的最外层应该有2个电子，不属于同一主族的元素，B项错误；U元素的最外层有1个电子，可能属于s区元素，C项正确；T元素最外层有3个电子，价层电子排布式为ns2np1，D项正确。]
三、
1．(1)化学键 (2)吸引力 越大 (3)4.0 1.0
2．(1)变大 增强 减弱 (2)变小 增强 减弱
3．(1)①小于 大于 1.8左右 ②越小 越大 (2)①弱 ②强
正误判断
(1)√ (2)√ (3)×
深度思考
1．根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上方，最小的元素位于周期表的左下方。
2．元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
应用体验
1．A [第ⅠA族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，所以电负性从上到下逐渐减小；第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性从上到下逐渐减小，故A错误；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，所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度，故B正确；元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C正确；NaH中的H元素为－1价，则H可以放在第ⅦA族中，故D正确。]
2．A [Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B正确；根据C和Cl的电负性，两元素电负性差值小于1.7，可形成极性键，C正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D正确。]
3．(1)②③⑤⑥ (2)①④
随堂演练 知识落实
1．A [①根据结构示意图可知X为S；②基态Y的价层电子排布式为3s23p5，可知Y为Cl；③根据基态Z2－的轨道表示式可知Z2－为S2－；④根据W基态原子有2个能层，电子式为·，可知W为F；能层数越多，半径越大，则F
2．C
3．C [A项，与H2化合时X单质比Y单质容易，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；B项，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的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；C项，X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y的大，如Si的电负性比H的小；D项，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大。]
4．B [同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小，即原子半径：Na＞Al，故A错误；同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势，但是第一电离能：第ⅡA族＞第ⅢA族，第ⅤA族＞第ⅥA族，则第一电离能：Al＞Na，故B正确；同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大，则电负性：Al＞Na，故C错误；Na属于第ⅠA族元素，有1个未成对电子，Al属于第ⅢA族元素，有1个未成对电子，则基态原子未成对电子数：Al＝Na，故D错误。]
5．(1)随着原子序数的增大，E值变小
(2)①③ (3)485 738 (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
解析 (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的增大，E值变小。(2)从第二、第三周期看，第ⅢA族和第ⅥA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、同周期元素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到8电子稳定结构。