2019-2020学年人教版选修3 1.2（第2课时）元素周期律 学案

第2课时　元素周期律
1．了解元素的电离能、电负性的含义。　2.理解元素原子半径、元素的第一电离能、电负性的周期性变化。
3．能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。
　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，电子之间的负电排斥使原子半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子半径缩小。
2．原子半径的递变规律
(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。
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)电子层结构相同的离子：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：电子层数越多，半径越大。例如：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。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。
正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”，并阐释错因或列举反例)。
语句描述
正误
阐释错因或列举反例
(1)电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
(2)核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大
(4)原子序数越大，原子半径越大
答案：(1)×　不一定，如r(Li)＞r(Cl)
(2)×　核电荷数不同，半径不同
(3)√
(4)×　原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是呈周期性变化的
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－
解析：选C。同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋电子层数相同但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C项微粒半径不是逐渐增大。
2．下列有关微粒半径的大小比较错误的是(　　)
A．K＞Na＞Li B．Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
C．Mg2＋＞Na＋＞F－ D．Cl－＞F－＞F
解析：选C。A项，同一主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小；C项，应为Mg2＋＜Na＋＜F－；D项，Cl－比F－多一个电子层，故半径Cl－＞F－，F－比F多一个电子，故半径F－＞F。
3．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
解析：选B。题中阳离子半径由小到大的顺序为r(Mg2＋)r(Br－)>r(F－)。要使r(阳)/r(阴)最小，应取r(阳)最小的与r(阴)最大的相比，即r(Mg2＋)/r(I－)最小。

粒子半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。
(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。
　 　电离能
1．电离能的概念
(1)第一电离能：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，通常用I1表示。
(2)各级电离能：＋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，以此依次类推。
2．元素第一电离能变化规律
(1)同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的最外层8电子(He为2电子)构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。
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。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，元素金属性越强。
正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”，并阐释错因或列举反例)。
语句描述
正误
阐释错因或列举反例
(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)在所有元素中，氟的第一电离能最大
(5)同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
(6)可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
答案：(1)×　电离能越大的原子失电子的能力越弱
(2)√
(3)×　铝的第一电离能比镁的第一电离能小
(4)×　同周期的第ⅠA族元素的第一电离能最小，0族元素的最大
(5)×　有反常，如I1(N)>I1(O)
(6)√
1．气态原子生成＋1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能。元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度。下列有关说法不正确的是(　　)
A．一般来说，元素的第一电离能越大，其金属性越弱
B．元素N的第一电离能大于元素O的第一电离能
C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关
D．金属单质跟酸反应的难易，除跟该金属元素的第一电离能有关外，还与该单质中固态金属原子以及该金属原子失去电子后在水溶液里形成水合离子的变化有关
答案：C
2．(2019·福建三明一中段考)短周期元素X的第一至第六电离能分别为
I1＝578 kJ·mol－1　I2＝1 817 kJ·mol－1
I3＝2 745 kJ·mol－1　I4＝11 575 kJ·mol－1
I5＝14 830 kJ·mol－1　I6＝18 376 kJ·mol－1
以下说法正确的是(　　)
A．X原子的最外层只有1个电子
B．元素X常见化合价为＋3价
C．X原子核外有3个未成对电子
D．元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱
解析：选B。结合题给电离能数据可知，元素X的常见化合价为＋3价，应为Al元素，据此判断各选项。
3．(1)(2019·高考全国卷Ⅰ)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。
(2)(2018·高考全国卷Ⅲ)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________________________________________________________________________。
解析：(1)由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s，3p能级上的电子较3s能级上的电子易失去，故电离最外层一个电子所需能量A>C、A>D，选A。
(2)Cu原子的价电子排布式为3d104s1，4s能级处于半充满状态，而Zn原子的价电子排布式为3d104s2，4s能级处于全充满状态，Zn原子更不易失去1个电子，所以Zn原子的第一电离能较大。
答案：(1)A　(2)大于　Zn核外电子排布为全充满的稳定结构，较难失电子
4．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________(填编号)。
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_____________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：本题主要考查元素第一电离能的变化规律。
(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增大，E值变小。(2)从第二、三周期看，第ⅢA族和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。
答案：(1)随着原子序数增大，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

电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1?I2(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1?I2(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；I1越小，元素的金属性越强。　
　电负性
1．电负性
(1)概念
①键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
②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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
(2)衡量标准
电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
(3)递变规律(一般情况)
①同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大。
②同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。
2．电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①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)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的正负化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，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强，元素的化合价为负值。
(3)判断化学键的类型
一般认为：
①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。
②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。
(4)解释元素“对角线规则”
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。
这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性均为1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们的性质表现出相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3 均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
1．正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”，并阐释错因或列举反例)。
语句描述
正误
阐释错因或列举反例
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
(2)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
(4)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素
答案：(1)√　(2)√　(3)√
(4)×　同一周期电负性最大的元素应为第ⅦA族元素
2．前三周期元素中，哪种元素的电负性最大？
答案：F。
3．根据化合物SiC、CCl4判断，Si、C、Cl的电负性由大到小的顺序是什么？
答案：Cl>C>Si。
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
解析：选A。同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，ⅠA族和ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小，A项不正确；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项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
2．下列是几种原子的基态电子排布式，其中电负性最大的原子是(　　)
A．1s22s22p4
B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2
D．1s22s22p63s23p64s2
解析：选A。根据四种原子的基态电子排布式可知，选项A中原子有两个电子层，最外层有6个电子，最容易得到电子，电负性最大。
3．(2019·湖北部分重点中学高二期中)XY是由电负性相差最大的两种主族元素所形成的化合物(放射性元素除外)，下列有关XY及其组成元素的说法中不正确的是(　　)
A．X元素的第一电离能远大于其第二电离能
B．Y元素的单质中含有共价键
C．Y元素位于元素周期表的右上角
D．XY一定是离子化合物
解析：选A。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，故电负性最大的元素是F，最小的是第 Ⅰ A族的Cs。A.Cs元素的第一电离能远小于其第二电离能，故A错误； B．氟气中氟原子之间存在共价键，故B正确； C．氟元素位于元素周期表第二周期ⅦA族，所以位于元素周期表的右上角，故C正确； D．氟化铯是由离子键形成的离子化合物，故D正确。
4．根据元素周期表中的“对角线规则”，金属铍与铝的单质及其化合物性质相似，又已知氯化铝的熔、沸点较低，易升华。回答下列问题：
(1)写出铍与氢氧化钠溶液反应的离子方程式：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)氢氧化铍与氢氧化镁可用________鉴别。氯化铍属于________(填“离子”或“共价”)化合物。
(3)根据“对角线规则”，锂和镁的性质也相似。锂在空气中燃烧的主要产物的电子式是________________________________________________________________________，
同时还有少量的________生成。
解析：(1)根据铍和铝的性质相似，推断出单质铍与氢氧化钠溶液反应生成Na2BeO2和氢气。(2)氢氧化铍为两性氢氧化物，与氢氧化钠反应生成Na2BeO2和水，可用氢氧化钠溶液鉴别氢氧化镁和氢氧化铍。根据氯化铝的性质及“对角线规则”可知，氯化铍为共价化合物。(3)镁能和空气中的氧气、氮气反应，锂的性质与镁类似，也会发生与镁相似的反应，生成相似的产物。
答案：(1)Be＋2OH－===BeO＋H2↑
(2)NaOH溶液　共价
学习小结
1.随着核电荷数的递增，同周期从左向右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大。
2.第一电离能(I1)：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。同族元素从上到下第一电离能变小，同周期元素从
左向右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族与第ⅢA族、第ⅤA族与第ⅥA族之间出现反常。
3.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。同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。