苏教版高中化学选择性必修2专题2原子结构与元素性质第二单元元素性质的递变规律课件（51张）

(共51张PPT)
专题2 原子结构与元素性质
第二单元　元素性质的递变规律
原子结构与元素周期表
1.元素周期律、元素周期系和元素周期表
(1)元素周期律
元素性质随着原子序数递增发生周期性的变化。
(2)元素周期系
随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子数逐渐增多，最后出现稀有气体，形成一个周期，循环往复形成周期系。
①元素周期系形成的原因：元素原子核外电子排布的周期性变化。
②元素周期系中周期所含元素种类的变化规律：由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理；元素周期系的周期不是单调的；每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随周期序数的递增逐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多。可以把元素周期系的周期发展形象地比喻成螺壳上的螺旋。
(3)元素周期表是呈现元素周期系的表格。元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
2.构造原理与元素周期表
(1)原子核外电子排布与周期的划分
周期 最外层电子排布 各周期增加的能级 元素种数
ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数
一 1s1 1s2 2 1s 2
二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8
三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8
四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18
周期 最外层电子排布 各周期增加的能级 元素种数
ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数
五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18
六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32
七 7s1 8 7s、5f、6d(未完) ……
(2)原子核外电子排布与主族的划分
族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
外围电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
列数 1 2 13 14 15 16 17
外围电子数 1 2 3 4 5 6 7
微粒半径的大小比较
1.微粒半径大小比较的常用方法
微粒特点 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 原子的电子层越多，半径越大 r(F)＜r(Cl)＜r(Br)
一般原子 一般原子的电子层越多，半径越大 r(S)＞r(C)
微粒特点 比较方法 实例
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 以电子数或核电荷数相同的微粒作参照物 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＋)
2.微粒半径大小比较的思路
(1)“一看层”：先看能层数，一般能层数越多，微粒半径越大。
(2)“二看核”：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)“三看电子”：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。
元素的电离能
1.第一电离能的变化规律和原因
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的核外电子排布。
同周期元素 规律 同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋势。每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大
原因 同周期元素原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减弱，元素的第一电离能整体呈增大趋势
同主族元素 规律 同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小
原因 同主族元素原子的价层电子数相同，但从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子的能力逐渐增强，元素的第一电离能逐渐减小
过渡元素 规律 过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期过渡元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增大
原因 对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布在(n－1)d或(n－2)f轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大
2.逐级电离能变化规律
(1)原子的逐级电离能越来越大
原子失去电子时，首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要的能量增多；同时，失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的吸引能力更强，从而使电离能越来越大。
(2)逐级电离能递增有突变现象
同一能层的电子，能量相差不大，在同一能层逐渐失去一个电子时，所需能量差别不是太大；从不同能层失去一个电子时，所需能量有很大的差距。
元素的电负性
含义 元素的原子在化合物中吸引电子的能力。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强
标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)
变化
规律 在元素周期表中，同周期从左到右，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
元素周期表的分区
1.分区
按核外电子排布式中最后填入的电子的能级符号可将元素周期表(ⅠB族、ⅡB族除外)分为s、p、d、f4个区，而ⅠB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。
(1)s区：包含ⅠA和ⅡA两族元素，除氢元素外，其余都是活泼的金属元素。
(2)p区：包含ⅢA～ⅦA族及0族元素，除氢元素外，所有的非金属元素都在p区。
(3)d区：包含ⅢB～ⅦB、Ⅷ族的元素(镧系和锕系除外)。
(4)ds区：包含ⅠB和ⅡB族的元素。
(5)f区：镧系和锕系元素。
2.各区价层电子排布特点
分区 元素位置 价层电子排布
s区 ⅠA、ⅡA ns1～2
p区 ⅢA～ⅦA及0族 ns2np1～6(He除外)
d区 ⅢB～ⅦB及Ⅷ族(镧系和锕系除外) (n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)
ds区 ⅠB、ⅡB (n－1)d10ns1～2
f区 镧系及锕系元素 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
某元素原子最外层只有1个电子，最高电子层n＝4。
(1)符合上述条件的元素有　　　　种；原子序数分别为　　　　　　。
3　19、24、29
题给元素的原子最高电子层n＝4，最外层只有一个电子，则该电子在4s轨道上，所以最外层电子排布式为4s1。次外层：当最外层已经填入电子时，次外层的3s和3p应已充满，而3d轨道的电子数可为0、5、10。这三种情况对应的原子的原子序数分别为19、24和29，即K、Cr和Cu三种元素。
(2)写出相应元素原子的电子排布式，并指出其在周期表中的位置：　　　　 　　.
　　　　　　　　　　　　　。
K：[Ar]4s1，第四周期ⅠA族；Cr：[Ar]3d54s1，第四周期ⅥB族；Cu：[Ar]3d104s1，第四周期ⅠB族
(1)外围电子不一定是最外层电子，只有主族元素的外围电子才是最外层电子，对于过渡元素还包括部分内层电子。
(2)元素的外围电子数不一定等于其所在族的族序数，对主族元素外围电子数等于其所在族序数成立，对于部分过渡元素不成立。
(3)同一族元素的外围电子排布不一定相同，如He和Ne等。
(4)根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置和元素的分区

电离能的应用
1.比较元素金属性的强弱
一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。
2.确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因而元素的电离能会发生突变。
4.判断主族元素的外围电子数或最高化合价
通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。如K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K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。一般来说，如果某元素的电离能在In与In＋1之间发生突变，则该元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。
短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是(　　)
A.第一电离能：W＞X＞Y＞Z
B.简单离子的还原性：Y＞X＞W
C.简单离子的半径：W＞X＞Y＞Z
D.氢化物水溶液的酸性：Y＞W
C
根据短周期主族元素Z与X能形成淡黄色化合物Z2X2，结合所学元素化合物知识推断Z2X2是Na2O2，则X是O元素，Z是Na元素。基态O原子的核外电子排布式是1s22s22p4，电子总数是8，最高能级电子数是4，符合题意；再根据Y、W最外层电子数相同，且主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，可以判断Y、W分别是F元素、Cl元素。同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小，同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：F＞Cl，F＞O，A错误；元素电负性由大到小的顺序是F＞O＞Cl，则单质得电子能力由强到弱的顺序也是F＞O＞Cl，因此简单离子的还原性由强到弱的顺序是Cl＞O＞F，B错误；O、F、Na、Cl对应的简单离子中，Cl－电子层数最多，半径最大，O、F、Na对应的简单离子电子层数相同，原子序数越大，半径越小，故简单离子半径由大到小的顺序是Cl＞O＞F＞Na，C正确；F、Cl对应的氢化物分别是HF和HCl，HCl是强酸，HF是弱酸，D错误。
电负性的应用
1.衡量元素金属性和非金属性的强弱
(1)金属元素的电负性越小，金属性越强；非金属性的电负性越大，非金属性越强。
(2)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金
属性。
2.判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
3.判断化学键的类型
如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
元素周期表对化学学科的发展起到了至关重要的作用。如图是元素周期表短周期的一部分，下列说法正确的是(　　)
A.图中四种元素电负性最大的是X
B.第一电离能大小：Y＞W
C.Y原子的外围电子排布式为1s22s22p63s23p4
D.Z单质与X的简单氢化物能发生置换反应
D
由图可知，X、Z、W、Y分别为氧、氟、磷、硫元素。图中四种元素电负性最大的是Z，A错误；第一电离能大小：Y＜W，B错误；Y原子的外围电子排布式为3s23p4，C错误；氟单质与X的简单氢化物水发生置换反应生成氧气和HF，D正确。
元素“位—构—性”之间的关系规律
上述内容可表述如下：
X、Y、Z、M、W为原子序数依次增大的5种短周期元素。X的质子总数与电子层数相同，Y、Z、M同周期且相邻，W原子核外电子数是M原子最外层电子数的2倍。Z与其同主族的短周期元素可形成常见气体甲。X、Y、Z 3种元素可形成化合物乙。下列说法不正确的是(　　)
A.原子半径：W＞Y＞Z＞M＞X
B.化合物乙是一种酸
C.电负性：M＞Z＞Y＞W
D.X分别与Y、Z、M、W形成的常见化合物中，稳定性最好的是XM
B
X、Y、Z、M、W为原子序数依次增大的5种短周期元素，其中X的质子总数与电子层数相同，说明X为H元素，Z与其同主族的短周期元素可形成常见的气体甲，可知Z为O元素，Y、Z、M同周期且相邻，因此Y为N元素，M为F元素，W原子核外电子数是M原子最外层电子数的2倍，所以W为Si元素，综上X为H元素，Y为N元素，Z为O元素，M为F元素，W为Si元素，甲为SO2，X、Y、Z 3种元素形成化合物乙，乙可为HNO3、NH4NO3等，据此判断。
元素推断的一般思路
元素周期表中的规律
(1)递变性规律
若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，则有下列性质：
①原子半径：C＞A＞B。
②金属性：C＞A＞B。
③非金属性：B＞A＞C。
(2)相似性规律
①同主族元素性质相似，如图中A、C。
②“对角线”相似，如图中A、D位置的元素性质可能相似，如Li和Mg、Be和
Al等。
③同周期相邻元素性质在某些方面差别不大。
(3)“阴上阳下，序大径小”规律
与稀有气体元素同周期的阴离子和下一周期的阳离子，两者具有相同的电子层结构，原子序数大者，粒子的半径小。
如r(Ca2＋)＜r(K＋)＜r(Cl－)＜r(S2－)。
(4)奇偶规律
在元素周期表中，原子序数是奇数的主族元素，位于奇数族，主要化合价是奇数；原子序数是偶数的主族元素，位于偶数族，主要化合价是偶数。口诀为“奇序奇族奇价，偶序偶族偶价”。
(2025·河北沧州青县一中高二期中)某物质是重要的有机原料，结构如图所示。W、X、Y、Z、Q为原子序数递增的短周期主族元素，前三周期均有分布。基态X的外围电子排布式为nsnnpn；基态X和Z同周期，未成对电子数相同。下列说法正确的是(　　)
A.原子半径：Z＞Y＞X
B.电负性：Y＞Z＞X＞W
C.最高价含氧酸的酸性：Y＞Q
D.甲中X和Y原子均达8e－稳定结构
D
W、X、Y、Z、Q为原子序数递增的短周期主族元素，前三周期均有分布，W为H元素；基态X的外围电子排布式为nsnnpn，X为C元素；基态X和Z同周期，未成对电子数相同，Z为O元素，则Y为N元素，Q为－1价阴离子，且位于第三周期，则Q为Cl元素。同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：O＜N＜C，A错误；
非金属性越强，元素的电负性越大，非金属性：O＞N＞C＞H，电负性：O＞N＞C＞H，B错误；Y为N元素，Q为Cl元素，氯元素的非金属性大于氮元素，所以最高价含氧酸的酸性：HClO4＞HNO3 ，C错误；X为C元素，Y为N元素，C最外层有4个电子，甲中C原子周围形成四个键，达到8电子稳定结构，N最外层为5个电子，失去1个电子后也形成4个键，达到8e－ 稳定结构，D正确。
由基态原子的外围电子排布式给元素定位
依据电子排布式确定元素在元素周期表中位置的具体方法如下：
第一步：写出基态原子的电子排布式。
第二步：依据电子排布式确定基态原子的最高能层数和价电子数，其中主族元素的价电子数为价电子排布式中的电子总数，如32Ge的价电子排布式为4s24p2，故其价电子数为4。过渡元素的价电子数与d能级上的电子数有关，若为(n－1)d1～5ns1～2，则其价电子数为d能级与s能级上的电子数之和。若为(n－1)d6～8ns2，则为Ⅷ族元素。若为(n－1)d10ns1～2，则其价电子数为ns能级上的电子数。
第三步：最高能层数为周期序数，价电子数为族序数，如23V的电子排布式为[Ar]3d34s2，其最高能层为4，价电子数为3＋2＝5，故V在元素周期表中的位置为第四周期ⅤB族。
(2025·山东师范大学附中高二期中)M、E、F、X、Y、Z六种短周期主族元素的原子序数依次增大，可形成无机盐X3ZF6和YME3。已知X、Y和Z位于同一周期，基态X原子的价电子排布式为nsn－2，含Z元素的某种盐可作净水剂，基态M原子的最外层电子数是其内层电子数的2倍。下列说法正确的是(　　)
A.电负性：M＞E＞F
B.单质的熔点：X＞Y＞Z
C.X3ZF6中含有离子键
D.X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物的碱性：X＜Y＜Z
C
X价电子排布式为nsn－2，当n＝3时，为3s1，则X为Na元素，含Z的盐可作净水剂，Z为Al元素(铝盐如明矾可净水)，结合X为Na元素、Z为Al元素，推断X3ZF6为Na3AlF6(冰晶石)，则Y为Mg元素，M最外层电子数是内层电子数的2倍，则M为C元素，结合Y、M、E的原子序数顺序，推断YME3为MgCO3，E是O元素，F是F元素，综上所述，M是C元素、E是O元素、F是F元素、X是Na元素、Y是Mg元素、Z是Al元素，据此解答。非金属性越强，电负性越大，则电负性：F(F)＞E(O)＞M(C)，A错误；同周期金属单质，从左到右熔点升高，故熔点：Na＜Mg＜Al，B错误；Na3AlF6中含有Na＋与[AlF6]3－之间的离子键，C正确；X、Y、Z的最高价氧化物对应的水合物为NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3，金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，D错误。
(5)金属阳离子氧化性的强弱：金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就
越弱。
(6)原电池反应中的正负极：两金属同时作原电池的电极，作负极的金属，其金属性较强。
(7)元素第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的价电子排布影响元素的第一电离能，如Mg(3s2为全充满状态，相对稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能。
(8)元素的电负性越小，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强。
C
K＋与Cl－的电子层结构相同，但K＋的核电荷数比Cl－大，电子层结构相同的两个粒子，核电荷数越大，粒子半径越小，所以半径大小：r(K＋)＜r(Cl－)，A错误；碱金属从上到下熔、沸点逐渐降低，故熔点：Na＞K，B错误；在同周期元素，从左到右，电负性是递增的，则电负性：χ(Na)＜χ(Cl)，C正确；同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，金属性：Na＜K，D错误。
(5)元素第一电离能的数值越大，表明元素原子失电子的能力越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。但元素的价电子排布影响元素的第一电离能，如I1(P)＞I1(S)，但非金属性：P＜S。
(6)元素的电负性越大，元素原子得电子的能力越强，元素的非金属性越强。
(2025·江苏苏州中学高二月考改编)X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，原子序数依次增大。X是元素周期表中原子半径最小的元素，Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等。下列说法正确的是(　　)
A.元素Y、Z、W具有相同电子层结构的离子，其半径依次增大
B.Y、Z、R的第一电离能：Y＞R＞Z
C.元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性：XmY＜XmR
D.元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸
B
X是元素周期表中原子半径最小的元素，则X为氢元素；Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，则Y为氧元素；Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，则R为硫元素；Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和(8＋16＝24)相等，则Z的核电荷数小于12，只能等于11，为钠元素，W为铝元素；从而得出，X、Y、Z、W、R分别为H、O、Na、Al、S元素。元素Y、Z、W分别为O、Na、Al，其离子具有相同的电子层结构，核电荷数依次增大，其离子半径依次减小，A错误；同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：O＞S＞Na，B正确；元素X、Y、R分别为H、O、S元素，非金属性：O＞S，非金属性越强，对应氢化物的热稳定性越强，元素O、S分别与元素H形成的化合物的热稳定性：H2O＞H2S，C错误；W、R分别为Al、S元素，元素Al的最高价氧化物的水化物Al(OH)3为两性氢氧化物，D错误。