第2节　第2课时　元素周期律高中化学选择性必修2(共57张PPT)

(共57张PPT)
第二节　原子结构与元素的性质
第二课时　元素周期律
素养目标 学习要点
1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化,能从电子排布的角度对主族元素性质的周期性变化进行解释,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。 2.把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质,掌握相关规律。培养证据推理与模型认知的化学核心素养。 三个概念:第一电离能、逐级电离能、电负性。
三个周期性变化:原子半径、第一电离能、电负性。
两种应用:电离能的应用、电负性的应用。
知识点一　原子半径
知识点二　电离能
学以致用·随堂检测全达标
目 录 索 引
知识点三　电负性
知 识 点 一
基础落实 必备知识全过关
知识点一　原子半径
1.影响因素
2.递变规律
越大
增大
越大
减小
电子的能层数
增大
减小
正误判断
(1)电子层数越多,原子半径越大。(　　)
提示 如锂的原子半径为0.152 nm,而氯的原子半径为0.099 nm。
(2)质子数相同的不同单核粒子,电子数越多,半径越大。(　　)
(3)短周期主族元素中Na原子半径最大。(　　)
(4)同周期主族元素,从左到右,原子半径逐渐减小,简单离子半径也逐渐减小。(　　)
提示 同周期主族元素的简单离子中,阴离子半径大于阳离子半径,如离子半径S2->Na+。
×
√
√
×
重难突破 能力素养全提升
探究角度 原子或离子半径大小的比较
例 (2024·河北遵化一中高二期末)下列各组微粒中微粒半径由大到小的是
(　　)
A.N、P、Si、Al
B.O2-、F-、Na+、Mg2+
C.Al3+、Mg2+、K+、Li+
D.F、Cl、Br、I
B
解析 同主族元素,从上到下原子半径依次增大,同周期元素,从左到右原子半径依次减小,则原子半径由大到小的顺序为铝、硅、磷、氮,故A错误;电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小,则离子半径由大到小的顺序为氧离子、氟离子、钠离子、镁离子,故B正确;结合选项A、B,钾离子的半径大于镁离子、铝离子的离子半径小于镁离子,故C错误;同主族元素,从上到下原子半径依次增大,则原子半径由大到小的顺序为碘、溴、氯、氟,故D错误。
[对点训练]
下列离子半径的大小顺序正确的是(　　)
①Na+　②X2-:1s22s22p63s23p6　③Y2-:2s22p6　④Z-:3s23p6
A.③>④>②>① B.④>③>②>①
C.④>③>①>② D.②>④>③>①
D
解析 由核外电子排布式可知,②、③、④三种离子分别是S2-、O2-、Cl-,电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,则有②>④,③>①;电子层数越多,半径越大,则大小顺序为②>④>③>①。
知 识 点 二
基础落实 必备知识全过关
知识点二　电离能
1.第一电离能　 通常用I1表示
(1)定义:　　　　　　　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。
M(g)══M+(g)+e-　I1(第一电离能)
(2)意义:判断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。
气态电中性
一个
最低能量
小
2.前四周期元素第一电离能
3.第一电离能的变化规律
(1)同一周期:随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈　　　　的趋势,其中　　 　与　　 　、　　 　与　 　　之间元素的第一电离能出现反常。 并非单调上升
(2)同一主族:从上到下,元素的第一电离能　　　　。
4.第ⅢA族和第ⅥA族元素第一电离能“异常”的原因
(1)第ⅢA族元素如B和Al的第一电离能较第ⅡA族Be、Mg小的原因:
______________________________________________________________
_________________________。
(2)第ⅥA族元素如O、S的第一电离能较第ⅤA族N、P小的原因:
　。
增大
第ⅡA族
第ⅢA族
第ⅤA族
第ⅥA族
变小
失去的能量最高的电子处于np能级,该能级的能量比同周期第ⅡA族元素的ns能级的能量高
第ⅤA族N、P np能级的电子排布半充满,比较稳定,故第一电离能较高
5.逐级电离能
+1价气态正离子失去一个电子,形成+2价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能,用I2表示;+2价气态正离子再失去一个电子,形成+3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能,用I3表示;依次类推。同种原子的逐级电离能越来越　　　　　(I1大
深度思考
(1)第二周期中,第一电离能介于B和N之间的有几种元素 分别是哪几种
提示 Be、C、O共三种元素。
(2)为何同一元素的逐级电离能逐渐增大
提示 离子的电荷数越来越大,离子半径越来越小,失去这些电子需要的能量越来越高。
(3)阅读教材P24“思考与讨论”,试解释为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3
提示 Na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。
教材拓展
金属的活动性与金属元素电离能的大小顺序不完全一致。
原因:二者对应的条件不同,金属的活动性是指在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力;金属元素电离能表示金属原子(或离子)在气态时失去电子成为气态阳离子的能力。
实例:第一电离能NaNa,是由于Ca2+形成水合离子时放出的能量远比Na+形成水合离子放出的能量多,在水溶液中钙原子更容易失去电子。
重难突破 能力素养全提升
探究角度1 第一电离能的变化规律
例1 (2024·河北石家庄高二检测)下列叙述正确的是(　　)
A.同周期元素中第ⅦA族元素的第一电离能最大
B.主族元素的原子形成单原子离子时的化合价的绝对值都等于它的族序数
C.第ⅠA、ⅡA族元素的原子,其原子半径越大,元素的第一电离能越大
D.同一主族中,自上而下元素的第一电离能逐渐减小
D
解析 同周期元素的第一电离能0族元素的最大,A错误;一般情况下,主族元素的原子形成单原子阳离子时的化合价数都和它的族序数相等,而阴离子的化合价绝对值与族序数的和为8,B错误;第ⅠA、ⅡA族元素的原子,其半径越大,第一电离能越小,C错误;在同一主族中,自上而下由于原子半径逐渐增大,所以第一电离能逐渐减小,D正确。
【变式设问】
(1)第三周期元素第一电离能介于Al、P之间的第三周期元素有　　　种。
提示 3。第三周期元素第一电离能从小到大的顺序为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl、Ar,介于Al、P之间的有Mg、Si、S共3种元素。
(2)已知第三电离能数据:I3(Mn)=3 246 kJ·mol-1,I3(Fe)=2 957 kJ·mol-1,锰的第三电离能大于铁的第三电离能,其主要原因是 　 。
提示 Mn2+价层电子排布式为3d5,达到稳定结构,不易失电子,Fe2+价层电子排布式为3d6,要失去一个电子才能达到稳定结构,比较容易形成Fe3+,故锰的第三电离能大于铁。
归纳总结　第一电离能的递变规律
(1)比较同一元素各级电离能大小:先从微粒所带电荷分析,再分析能层不同对电离能产生的影响。
(2)不同元素电离能比较:先分析周期表中位置→再运用元素周期律→注意第ⅡA族和第ⅤA族的反常。
[对点训练1]
在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是(　　)
A.ns2np3 B.ns2np4
C.ns2np5 D.ns2np6
B
解析 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。A中ns2np3属于第ⅤA族元素、B中ns2np4属于第ⅥA族元素、C中ns2np5属于第ⅦA族元素、D中ns2np6属于0族元素,如果这几种元素都是第二周期元素,其第一电离能大小顺序是Ne>F>N>O,所以第一电离能最小的原子可能是第ⅥA族元素,故选B。
探究角度2 第一电离能的意义与应用
例2 根据下列五种主族元素的电离能数据(单位:kJ·mol-1),回答下列问题:
元素符号 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 1 820 2 750 11 600
V 420 3 100 4 400 5 900
(1)在元素周期表中,最有可能处于同一族的是　　　　　(填字母,下同)。
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
E
B
E
E
解析 各级电离能发生突跃的情况是R:I2 I1,S:I3 I2,T:I4 I3,V:I2 I1,它们的化合价分别为+1、+2、+3、+1。Q的第一电离能比其他元素的第一电离能明显高很多,最有可能是稀有气体元素。
(1)五种元素中,只有R和V的电离能发生突跃的情况相同,故R和V为同一族。
(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,由题表可知, V的第一电离能最小。
归纳总结　电离能的应用
[对点训练2]
下列关于元素第一电离能与元素性质的说法正确的是(　　)
A.第一电离能越小,元素的金属性一定越强
B.第一电离能越大,元素的非金属性一定越强
C.第一电离能越大的原子失电子的能力越强
D.可通过元素的逐级电离能判断元素的最高正化合价
D
[对点训练3]
如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)。
元素 I1 I2 I3 I4 ……
R 738 1 451 7 773 10 540 ……
关于元素R的下列推断,错误的是(　　)
A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s2
B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C.R元素的最高正化合价为+2价
D.R元素第一电离能小于同周期其他元素
D
解析 从表中原子的第一至第四电离能可以看出,元素的第一、第二电离能都较小,第三电离能剧增,可失去2个电子,最高化合价为+2价,即最外层应有2个电子,应为第ⅡA族元素,该元素R第四电离能后还存在电离能,R元素是Mg,故A正确、B正确、C正确;同周期第ⅡA族核外电子排布式为ns2,达稳定结构,所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素,故D错误。
知 识 点 三
基础落实 必备知识全过关
知识点三 电负性
1.相关概念
(1)键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
　　　　　,原子中用于形成化学键的电子称为　　　 　　。
(2)电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的　　　　。电负性越大的原子,对键合电子的吸引力　　　　。如:HClO分子三种元素的电负性大小顺序为　　　　　　,故O、Cl、H的化合价依次为
　　　　　　　　。
电负性越大越呈现负价
化学键
键合电子
大小
越大
O>Cl>H
-2、+1、+1
电负性没有单位,4.0是最大值,1.0不是最小值
(3)衡量标准:以氟的电负性为　　,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)。
4.0
1.0
2.递变规律
(1)同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐　　　　。
(2)同主族:自上而下,元素的电负性逐渐　　　　。
3.应用:判断金属性、非金属性强弱
变大
变小
强
强
金属
非金属
深度思考
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的特殊情况。
正误判断
(1)电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准。(　　)
(2)元素的电负性越大,则元素的非金属性越强。(　　)
(3)元素周期表(稀有气体元素除外)中电负性最大和最小的元素分别为F和Cs(放射性元素除外)。(　　)
(4)CH4和SiH4分子中C原子和Si原子的化合价相同。(　　)
提示 电负性C>H>Si,故CH4分子中C的化合价为-4,SiH4分子中Si原子的化合价为+4。
(5)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。(　　)
提示 电负性研究原子对键合电子的吸引力大小,稀有气体很少形成共价键,故不做研究。
√
√
√
×
×
重难突破 能力素养全提升
探究角度1 电负性的概念与意义
例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
A
解析 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。
[对点训练1]
下列各元素电负性大小顺序正确的是(　　)
A.K>Na>Li B.F>O>S
C.As>P>N D.C>N>O
B
解析 K、Na、Li为同主族元素,从下到上电负性逐渐增强,应为KO;O、S为同主族元素,电负性:O>S, B正确。As、P、N为同主族元素,从下到上电负性逐渐增强,电负性: As探究角度2 电负性的应用
例2 1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念。如表给出的是第三周期的七种元素和第四周期的钾元素的电负性的值。下列说法不正确的是(　　)
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 2.1 2.3 3.0 0.8
A.钙元素的电负性的取值范围在0.8与1.2之间
B.硫化钠的电子式为
C.硅元素的电负性的取值范围在1.5与2.1之间
D.Al与S形成的化学键可能为共价键
B
解析 元素非金属性越强电负性越大,元素的金属性越强,其电负性就越小,由于金属性:K>Ca>Mg,所以Ca的电负性在0.8与1.2之间,A项正确;硫化钠是离子化合物,电子式为 ,B项错误;元素非金属性越强电负性越大,由于元素的非金属性:P>Si>Al,所以硅元素的电负性的取值范围在1.5与2.1之间,C项正确;铝和硫的电负性之差为0.8,小于1.7,可能形成共价化合物,D项正确。
思维建模　解答元素的电负性比较和应用的思维模型:
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的两元素间一定形成共价键,应注意一些特殊情况。如Na、H、F的电负性分别是0.9、2.1、4.0,Na与H的电负性差值为1.2,NaH中存在离子键;H与F的电负性差值为1.9,HF中存在共价键。
[对点训练2]
已知X、Y元素同周期,且电负性:X>Y,下列说法错误的是(　　)
A.X与Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
B.第一电离能可能Y小于X
C.最高价含氧酸的酸性:X对应酸的酸性弱于Y对应酸的酸性
D.气态氢化物的稳定性:HmYC
解析 同周期元素从左到右,原子序数依次增大,原子半径依次减小,非金属性依次增强,电负性依次增大。电负性大的元素在化合物中显负价,所以X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价,故A正确;同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,但第ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构,第一电离能大于第ⅥA族元素,第一电离能Y可能大于X,也可能小于X,故B正确;元素非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,非金属性: X>Y,则X最高价氧化物对应水化物的酸性强于Y最高价氧化物对应水化物的酸性,故C错误;元素非金属性越强,气态氢化物越稳定,则气态氢化物的稳定性:HmY[对点训练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
C
解析 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。
学以致用·随堂检测全达标
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题组1 微粒半径的大小比较与判断
1.下表为第二周期部分元素的原子半径数据。推测氮原子的半径可能是
(　　)
元素符号 C N O F
原子半径/nm 0.077 0.074 0.071
A.0.110 nm B.0.082 nm
C.0.075 nm D.0.070 nm
C
解析 第二周期原子半径从左到右逐渐减小,故N的原子半径在0.077 nm与0.074 nm之间。
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2.下列微粒半径依次增大的是(　　)
A.同一主族元素随着原子序数的递增
B.同一周期的元素随着原子序数的递增
C.Na+、Mg2+、Al3+、F-
D.P、S、S2-、Cl-
A
解析 依据比较微粒半径大小的规律进行分析,同一主族,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,随着原子序数的递增,原子半径逐渐减小,B错误;各微粒的电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小,故半径F-最大,Al3+最小,C错误;微粒半径P>S,S2->Cl-,D错误。
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题组2 元素的电离能及其应用
3.元素X的各级电离能数据如下:
电离能 I1 I2 I3 I4 I5 I6
I/(kJ·mol-1) 578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378
则元素X的常见化合价是(　　)
A.+1 B.+2
C.+3 D.+6
C
解析 由电离能数据可知,I4突然大幅度增大,说明X最外层有3个电子,可失去3个电子,最高化合价为+3价,故选C。
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4.如图表示的是元素的某种性质(X)随原子序数的变化关系,则X可能是
(　　)
A.原子半径 B.第一电离能
C.最高化合价 D.第二电离能
B
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解析 从题图中可知,同周期元素随原子序数的增加,从左到右X值呈增大趋势,但第ⅢA族比第ⅡA族的小,第ⅥA族比第ⅤA族的小,满足这一特点的是第一电离能。
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题组3 元素的电负性及其应用
5.下列选项不能利用元素的电负性判断的是(　　)
A.元素原子的得电子能力
B.化学键的类别(离子键和共价键)
C.元素的活泼性
D.元素稳定化合价的数值
D
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解析 元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小,所以利用元素电负性的大小能判断元素原子的得电子能力(电负性越大,元素原子得电子能力越强)、化学键的类别(两元素电负性差值小于1.7时一般形成共价键,大于1.7时一般形成离子键)、元素的活泼性(电负性越小,金属元素越活泼;电负性越大,非金属元素越活泼)、元素在化合物中化合价的正负(电负性大的元素显负价,电负性小的元素显正价),但不能判断元素稳定化合价的数值。
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6.下列几种原子的基态电子排布,电负性最大的原子是(　　)
A.1s22s22p4
B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2
D.1s22s22p63s23p64s2
A
解析 电子排布式为1s22s22p4,则为O元素;电子排布式为1s22s22p63s23p3,则为P元素;电子排布式为1s22s22p63s23p2,则为Si元素;电子排布式为1s22s22p63s23p64s2,则为Ca元素。Ca属于金属元素,电负性最小,非金属性O>P>Si,故O元素的电负性最大。
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7.元素C、N、O、K的电负性从大到小依次为　　　　　　　　　　;CH4中共用电子对偏向C,SiH4中共用电子对偏向H,则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为　　　　　　　　　　。
O>N>C>K
C>H>Si
解析 非金属性越强,电负性越强,所以电负性:O>N>C>K;SiH4中共用电子对偏向H,说明H对电子的吸引能力更强,H的电负性大于Si,同理C的电负性大于H,所以三种元素电负性:C>H>Si。
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8.根据元素周期表中完整周期元素的性质,在下列空格中填上适当的元素符号。
(1)在第三周期中,第一电离能最小的元素是　　　　　,第一电离能最大的元素是　　　　　。
(2)在元素周期表中,电负性最大的元素是　　　　。
(3)能稳定存在的最活泼的金属元素是　　　　　。
(4)最活泼的气态非金属原子是　　　　　。
(5)第二、三、四周期,原子最外电子层中p能级半充满的元素是　　 　　。
Na
Ar
F
Cs
F
N、P、As
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解析 同周期中从左到右,元素的第一电离能(除第ⅡA族、第ⅤA族反常外)逐渐增大,同周期中第ⅠA族元素最小,稀有气体最大,故第三周期中第一电离能最小的为Na,最大的为Ar。电负性的递变规律:同周期从左到右逐渐增大,同主族从上到下逐渐减小,故元素周期表中,电负性最大的元素是氟。