【2012优化方案 精品课件】苏教版 化学 选修3专题2第2单元 元素性质的递变规律（共54张PPT）
文档属性
| 名称 | 【2012优化方案 精品课件】苏教版 化学 选修3专题2第2单元 元素性质的递变规律（共54张PPT） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 538.3KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2011-10-28 19:08:40 | ||
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文档简介
(共54张PPT)
第二单元 元素性质的递变规律
学习目标
1.了解原子结构与元素周期表的关系。
2.掌握元素的电离能、电负性的涵义以及变化规律。
3.掌握主族元素的电离能的变化与核外电子排布的关系。
4.会描述周期表的结构及金属性、非金属性的变化。
课堂互动讲练
探究整合应用
知能优化训练
第二单元
课前自主学案
课前自主学案
自主学习
一、原子核外电子排布的周期性
1．随着__________的递增，元素原子的外围电子排布呈_________的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从_____到________的周期性变化(第一周期除外)。
原子序数
周期性
ns1
ns2np6
2．元素的分区
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、_____、d区、______和f区。
(1)s区：主要包括_______ 和_______ 两族元素，价电子排布为_______ ,多容易失去_______电子,形成阳离子,除氢元素外,这些元素都是_____________元素。
(2)p区：包括从_______ 到______共六族元素,它们原子的外围电子排布为_________ (氦元素除外)。
p区
ds区
ⅠA族
ⅡA族
ns1～2
最外层
活泼的金属
ⅢA族
0族
ns2np1～6
(3)d区：包括______________的元素(镧系和锕系元素除外)，价电子排布为_______________。
(4)ds区：包括______________ 元素，它们的原子的(n－1)d轨道为充满电子的轨道，价电子排布为______________ 。
(5)f区：包括_____________________。
ⅢB族～Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2
ⅠB族和ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
镧系元素和锕系元素
思考感悟
1．(1)最外层电子排布为ns1或ns2的元素是否一定为金属元素？
(2)是否电子的电子层数多的元素的原子半径一定大于电子的电子层数少的元素的原子半径？
【提示】 (1)不一定。H的最外层电子排布为1s1,He的最外层电子排布为1s2，但二者都是非金属元素。
(2)不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子的电子层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。
二、元素周期律
1．电离能及其变化规律
(1)某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量叫做该元素的_____________。
(2)由电离能的概念可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去一个电子；反之电离能越大，表示气态时该原子越难失去一个电子，因此，可以根据电离能的数值判断_______________________ __________。
第一电离能
元素原子得、失电子的
难易程度
(3)电离能的变化规律：分析元素周期表中第一电离能的变化，可以发现：对于同一周期元素而言，_____________的第一电离能最小, ______________的第一电离能最大，从左到右呈现______的变化趋势；对于同一主族元素，从上到下，随着电子层数的增加，第一电离能逐渐______。
2．电负性及其变化规律
(1)电负性：用来衡量不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力。
碱金属元素
稀有气体元素
增大
减小
(2)电负性的变化规律：对于同一周期的主族元素，从左到右电负性逐渐______，表明其吸引电子的能力逐渐______，金属性逐渐______，非金属性逐渐______；对于同一主族的元素，从上到下电负性呈现减小的趋势,表明其吸引电子的能力逐渐______，金属性逐渐______，非金属性逐渐______。
增大
增强
减弱
增强
减弱
增强
减弱
【提示】 应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。
自主休验
1．完成下列表格。
答案：①16 ②7 ③1s22s22p63s23p3 ④1s22s22p3
⑤第3周期ⅤA族 ⑥第3周期ⅥA族 ⑦非金属
⑧非金属 ⑨非金属 ⑩H3PO4、酸性 H2SO4、酸性
HNO3、酸性 PH3 H2S NH3 p区
p区 p区
2．下列原子的第一电离能最大的是( )
A．B B．C
C．Al D．Si
解析：选B。B、C元素处于同一周期，原子序数越大，第一电离能越大，因此第一电离能C＞B；Al、Si元素处于同一周期，第一电离能Si＞Al；C、Si元素处于同一主族，电子层数越少，第一电离能越大，因此第一电离能C＞Si,所以B项正确。
3．下列元素中电负性最大的是( )
A．Cs B．H
C．Cl D．F
解析：选D。元素的非金属性越强，其原子对键合电子的吸引力越大，电负性越大，F是非金属性最强的元素，所以其电负性最大。
课堂互动讲练
原子核外电子排布的周期性
1．核外电子排布的周期性变化
分析元素周期表可以看出：
(1)随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布呈现周期性变化(ns1―→ns2np6)
(2)同一主族元素原子的外围电子排布只有n不同。
(3)原子核外电子的排布并不是简单的重复，而是随电子层数(周期序号)的递增,元素数目逐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多。
2．元素周期表的分区
根据原子的外层电子结构特征可将元素周期表中的元素分为五个区。
(1)s区：最外层只有1～2个电子。价电子构型为ns1～2，包括第ⅠA族，第ⅡA族。
(2)p区：最外层除有两个s电子外，还有1～6个p电子(He无p电子)。价电子构型为ns2np1～6，包括第ⅢA～ⅦA族和0族。
(3)d区：最外层只有1～2个s电子，次外层有1～9个d电子，价电子构型为(n－1)d1～9ns1～2，包括第ⅢB～Ⅷ族。
(4)ds区：最外层只有1～2个s电子，次外层d电子全满，价电子构型为(n－1)d10ns1～2,包括第ⅠB、ⅡB族(镧系和锕系元素除外)。
(5)f区：最外层有2个s电子，次外层s电子和p电子已全满，d电子0～2个，倒数第三层0～14个f电子(个别例外)。外围电子构型为(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2。这个区包括镧在内的镧系元素和包括锕在内的锕系元素。
特别提醒： (1)d、ds、f区元素均为金属元素，非金属元素除H外，其余均在p区。
(2)①周期序数＝电子层数。
②主族序数＝原子的最外层电子数＝价电子数；
大多数副族序数＝(n－1)d＋ns的电子数＝价电子数；ⅠB、ⅡB副族序数＝原子的最外层电子数。
③元素周期表的分布是根据最后填入电子的原子轨道的名称来命名的。例如：Cl元素最后填入的原子轨道为3p，Cl元素在p区。
例1
已知某元素的原子序数为25，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。
【解析】 根据原子核外电子排布的原理，25号元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，所以该元素处于第4周期ⅦB族，由于电子最后排布在d轨道上，所以该元素处于d区。
【答案】 1s22s22p63s23p63d54s2 第4周期ⅦB族 d区
【规律方法】 根据元素原子序数判断元素在元素周期表中的位置及分区时，首先根据排布原理写出电子排布式，然后根据上述“要点一”进行判断。
变式训练1 写出下列价电子结构所对应的元素在元素周期表中的位置和所属的区。
A．4s24p5 B．3d54s1
C．4d105s2 D．5s1 E．3d74s2 F．6s26p6
解析：元素所在的周期数＝电子层数，族序数＝外层电子数，元素所属的区取决于最后一个电子填入的轨道类型。如4s24p5，共有4个电子层，位于第4周期，最外层有7个电子，为ⅦA族，最后一个电子填在p轨道上，故属p区。
答案：
选项 A B C D E F
位置 第4周期ⅦA族 第4周期ⅥB族 第5周期ⅡB族 第5周期ⅠA族 第4周期Ⅷ族 第6周期0族
区 p d ds s d p
元素电离能的周期性变化及应用
1．元素第一电离能的周期性变化规律
同周期从左到右，随着原子序数的递增，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，随着原子序数的递增，第一电离能有逐渐减小的趋势。原子轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族元素(Be、Mg)、第ⅤA族元素(N、P)的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
特别提醒：电离能和电负性的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。影响电离能大小的因素是有效核电荷数、原子半径和原子的电子构型。电负性还可以用来判断化合物中元素的正、负化合价和化学键的类型。
2．元素第一电离能可用来比较元素的金属性的强弱：I1越小，金属性越强，原子失电子能力越强。
3．应用：
(1)用来衡量元素的原子或离子气态时失去电子能力的强弱。电离能数值越小，该元素的原子或离子越容易失去电子。
(2)确定元素通常以何种价态存在。
(3)同一元素不同电子的电离能各不相同是核外电子分层排布的有力证据。
电离能是指由气态原子或气态离子失去电子需要的能量。从中性原子中移去第一个电子所需要的能量为第一电离能(I1)，移去第二个电子所需要的能量为第二电离能(I2)，依此类推。现有5种元素A、B、C、D、E，其中有三种金属元素，一种稀有气体元素，其I1～I3分别如下表。
例2
元素 I1/eV I2/eV I3/eV
A 13.0 23.9 40.0
B 4.3 31.9 47.8
C 5.7 47.4 71.8
D 7.7 15.1 80.3
E 21.6 41.1 65.2
根据表中数据判断其中的金属元素有________，稀有气体元素有________，最活泼的金属是________，显＋2价的金属是________。
【解析】 电离能是指由气态原子或气态离子失去电子需要的能量。电离能越小，说明该原子易失去电子，金属性越强；电离能越大，说明该原子不易失去电子，非金属性越强。表中B、C、D三种元素的第一电离能相对比较小，应该属于金属；E元素的第一电离能最大，应该属于稀有气体元素；B元素的第一电离能最小,应该是所列的元素中最活泼的金属元素；D元素的第二电离能最小，说明D元素的原子很容易失去2个电子，应该是显＋2价的金属。
【答案】 BCD E B D
【规律方法】 电离能的突变点是化合价的稳态点，如题中B、C两元素的I1与I2相差较大,所以B、C元素的化合价为＋1价；同理可推知D元素的化合价为＋2价。
解析：选A。同族元素，随n的增加，失去电子能力逐渐增强，I1逐渐减小；同周期，随核电荷数的逐渐增加，失电子能力逐渐减弱，I1呈增大趋势；I1越大，失电子能力越弱，金属性越弱；I1越小，失电子能力越强，金属性越强；故选A。
元素的电负性指元素在化合物中吸引电子的能力。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。其值是相对值，无单位。
1．元素电负性的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性逐渐减小。
元素电负性的周期性变化
2．元素电负性的应用
(1)元素的电负性可以用来判断元素为金属元素还是非金属元素。一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。
(2)元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱。
元素A和B，若电负性A＞B，则非金属性A＞B，得电子能力也是A＞B。
(3)元素电负性的差值可以用来判断化学键的类型。
如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，所形成的化学键为离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，所形成的化学键为共价键。
(4)元素的电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负。
若元素A和B形成的化合物中，电负性A＞B，则A呈负价，B呈正价。
特别提醒：电负性的大小与电离能I1的大小有一定的一致性，但不是绝对的一致，如镁的电负性比铝的小，但镁的电离能I1比铝的I1大。
下面给出14种元素的电负性：
例2
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
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是___________________________________________
_________________________________________。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。
Mg3N2；BeCl2；AlCl3；SiC。
【解析】 元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键,为共价化合物。
【答案】 (1)同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势
(2)Mg3N2为离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。
变式训练3 下列各组元素按电负性大小排列正确的是( )
A．F＞N＞O B．O＞Cl＞F
C．As＞P＞H D．Cl＞S＞As
解析：选D。A项中，F、N、O属于同周期，从左向右，电负性逐渐增大，应为F＞O＞N。B项中,F、O同一周期，F＞O，F、Cl同属一主族,同一主族，由上到下，电负性逐渐减小，应为F＞Cl,所以正确顺序为F＞Cl＞O。C项中P、As同一主族,应为P＞As。D项中Cl和S同一周期，应为Cl＞S，S和As同一主族，应为S＞As。故D项正确。
探究整合应用
元素及化合物性质递变规律表解
同周期：从左到右 同主族：从上到下
核电荷数 逐渐增多 逐渐增多
电子层结构 电子层数相同，最外层电子数递增 电子层数递增，最外层电子数相同
原子核对外层电子的吸引力 逐渐增强 逐渐减弱
同周期：从左到右 同主族：从上到下
主要
化合价 正价＋1→＋7负价－4→－1 最高正价等于族序数(F、O除外)
元素性质 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强电离能呈增大趋势电负性逐渐增大 金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
第一电离能逐渐减小电负性逐渐减小
同周期：从左到右 同主族：从上到下
最高价氧化
物对应水化
物的酸碱性 酸性逐渐增强碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱碱性逐渐增强
非金属气态
氢化物的形
成和热稳定性 气态氢化物形成由难到易，稳定性逐渐增强 气态氢化物形成由易到难，稳定性逐渐减弱
图表法是常用的科学研究方法。下表①～⑨所代表的元素均在元素周期表前4周期，按原子半径递增的顺序进行排列，它们的主要化合价如表所示。其中⑦是过渡金属，且M层排满，未成对电子数为1，其余为主族元素。
例
代号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨
半径(pm) 30 64 66 70 106 108 128 186 232
主要化合价 ＋1,－1 －1 －2 －3,＋5 －2,＋4,＋6 －3,＋5 ＋2 ＋1 ＋1
(1)元素②在周期表中的位置是________，②③④中第一电离能最小的是________(填元素符号)，在表中所有元素中电负性最大的是__________(填元素符号)，电负性最小的是________(填元素符号)。
(2)元素⑤的氢化物的化学式是________，元素⑥的氢化物的化学式是________，元素④的最高价氧化物的水化物的化学式为________。
(3)元素⑧、⑨的元素符号分别为________、________，二者最高价氧化物的水化物碱性强弱为________＞________。
(4)⑦的基态原子核外电子排布式为________。
(5)都由元素①③⑤⑧组成的两种化合物发生的离子反应方程式是________________________________________________________________________。
【解析】 本题综合考查元素的“位——构——性”之间的关系。首先根据给定的信息确定元素或元素的相对位置，再根据元素周期律的知识解答给定的问题。①为H元素，②为F元素，③为O元素，④为N元素，⑤为S元素，⑥为P元素，⑦为Cu元素，⑧为Na元素，⑨为K元素。
知能优化训练
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第二单元 元素性质的递变规律
学习目标
1.了解原子结构与元素周期表的关系。
2.掌握元素的电离能、电负性的涵义以及变化规律。
3.掌握主族元素的电离能的变化与核外电子排布的关系。
4.会描述周期表的结构及金属性、非金属性的变化。
课堂互动讲练
探究整合应用
知能优化训练
第二单元
课前自主学案
课前自主学案
自主学习
一、原子核外电子排布的周期性
1．随着__________的递增，元素原子的外围电子排布呈_________的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从_____到________的周期性变化(第一周期除外)。
原子序数
周期性
ns1
ns2np6
2．元素的分区
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、_____、d区、______和f区。
(1)s区：主要包括_______ 和_______ 两族元素，价电子排布为_______ ,多容易失去_______电子,形成阳离子,除氢元素外,这些元素都是_____________元素。
(2)p区：包括从_______ 到______共六族元素,它们原子的外围电子排布为_________ (氦元素除外)。
p区
ds区
ⅠA族
ⅡA族
ns1～2
最外层
活泼的金属
ⅢA族
0族
ns2np1～6
(3)d区：包括______________的元素(镧系和锕系元素除外)，价电子排布为_______________。
(4)ds区：包括______________ 元素，它们的原子的(n－1)d轨道为充满电子的轨道，价电子排布为______________ 。
(5)f区：包括_____________________。
ⅢB族～Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2
ⅠB族和ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
镧系元素和锕系元素
思考感悟
1．(1)最外层电子排布为ns1或ns2的元素是否一定为金属元素？
(2)是否电子的电子层数多的元素的原子半径一定大于电子的电子层数少的元素的原子半径？
【提示】 (1)不一定。H的最外层电子排布为1s1,He的最外层电子排布为1s2，但二者都是非金属元素。
(2)不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子的电子层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。
二、元素周期律
1．电离能及其变化规律
(1)某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量叫做该元素的_____________。
(2)由电离能的概念可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去一个电子；反之电离能越大，表示气态时该原子越难失去一个电子，因此，可以根据电离能的数值判断_______________________ __________。
第一电离能
元素原子得、失电子的
难易程度
(3)电离能的变化规律：分析元素周期表中第一电离能的变化，可以发现：对于同一周期元素而言，_____________的第一电离能最小, ______________的第一电离能最大，从左到右呈现______的变化趋势；对于同一主族元素，从上到下，随着电子层数的增加，第一电离能逐渐______。
2．电负性及其变化规律
(1)电负性：用来衡量不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力。
碱金属元素
稀有气体元素
增大
减小
(2)电负性的变化规律：对于同一周期的主族元素，从左到右电负性逐渐______，表明其吸引电子的能力逐渐______，金属性逐渐______，非金属性逐渐______；对于同一主族的元素，从上到下电负性呈现减小的趋势,表明其吸引电子的能力逐渐______，金属性逐渐______，非金属性逐渐______。
增大
增强
减弱
增强
减弱
增强
减弱
【提示】 应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。
自主休验
1．完成下列表格。
答案：①16 ②7 ③1s22s22p63s23p3 ④1s22s22p3
⑤第3周期ⅤA族 ⑥第3周期ⅥA族 ⑦非金属
⑧非金属 ⑨非金属 ⑩H3PO4、酸性 H2SO4、酸性
HNO3、酸性 PH3 H2S NH3 p区
p区 p区
2．下列原子的第一电离能最大的是( )
A．B B．C
C．Al D．Si
解析：选B。B、C元素处于同一周期，原子序数越大，第一电离能越大，因此第一电离能C＞B；Al、Si元素处于同一周期，第一电离能Si＞Al；C、Si元素处于同一主族，电子层数越少，第一电离能越大，因此第一电离能C＞Si,所以B项正确。
3．下列元素中电负性最大的是( )
A．Cs B．H
C．Cl D．F
解析：选D。元素的非金属性越强，其原子对键合电子的吸引力越大，电负性越大，F是非金属性最强的元素，所以其电负性最大。
课堂互动讲练
原子核外电子排布的周期性
1．核外电子排布的周期性变化
分析元素周期表可以看出：
(1)随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布呈现周期性变化(ns1―→ns2np6)
(2)同一主族元素原子的外围电子排布只有n不同。
(3)原子核外电子的排布并不是简单的重复，而是随电子层数(周期序号)的递增,元素数目逐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多。
2．元素周期表的分区
根据原子的外层电子结构特征可将元素周期表中的元素分为五个区。
(1)s区：最外层只有1～2个电子。价电子构型为ns1～2，包括第ⅠA族，第ⅡA族。
(2)p区：最外层除有两个s电子外，还有1～6个p电子(He无p电子)。价电子构型为ns2np1～6，包括第ⅢA～ⅦA族和0族。
(3)d区：最外层只有1～2个s电子，次外层有1～9个d电子，价电子构型为(n－1)d1～9ns1～2，包括第ⅢB～Ⅷ族。
(4)ds区：最外层只有1～2个s电子，次外层d电子全满，价电子构型为(n－1)d10ns1～2,包括第ⅠB、ⅡB族(镧系和锕系元素除外)。
(5)f区：最外层有2个s电子，次外层s电子和p电子已全满，d电子0～2个，倒数第三层0～14个f电子(个别例外)。外围电子构型为(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2。这个区包括镧在内的镧系元素和包括锕在内的锕系元素。
特别提醒： (1)d、ds、f区元素均为金属元素，非金属元素除H外，其余均在p区。
(2)①周期序数＝电子层数。
②主族序数＝原子的最外层电子数＝价电子数；
大多数副族序数＝(n－1)d＋ns的电子数＝价电子数；ⅠB、ⅡB副族序数＝原子的最外层电子数。
③元素周期表的分布是根据最后填入电子的原子轨道的名称来命名的。例如：Cl元素最后填入的原子轨道为3p，Cl元素在p区。
例1
已知某元素的原子序数为25，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。
【解析】 根据原子核外电子排布的原理，25号元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，所以该元素处于第4周期ⅦB族，由于电子最后排布在d轨道上，所以该元素处于d区。
【答案】 1s22s22p63s23p63d54s2 第4周期ⅦB族 d区
【规律方法】 根据元素原子序数判断元素在元素周期表中的位置及分区时，首先根据排布原理写出电子排布式，然后根据上述“要点一”进行判断。
变式训练1 写出下列价电子结构所对应的元素在元素周期表中的位置和所属的区。
A．4s24p5 B．3d54s1
C．4d105s2 D．5s1 E．3d74s2 F．6s26p6
解析：元素所在的周期数＝电子层数，族序数＝外层电子数，元素所属的区取决于最后一个电子填入的轨道类型。如4s24p5，共有4个电子层，位于第4周期，最外层有7个电子，为ⅦA族，最后一个电子填在p轨道上，故属p区。
答案：
选项 A B C D E F
位置 第4周期ⅦA族 第4周期ⅥB族 第5周期ⅡB族 第5周期ⅠA族 第4周期Ⅷ族 第6周期0族
区 p d ds s d p
元素电离能的周期性变化及应用
1．元素第一电离能的周期性变化规律
同周期从左到右，随着原子序数的递增，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，随着原子序数的递增，第一电离能有逐渐减小的趋势。原子轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族元素(Be、Mg)、第ⅤA族元素(N、P)的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
特别提醒：电离能和电负性的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。影响电离能大小的因素是有效核电荷数、原子半径和原子的电子构型。电负性还可以用来判断化合物中元素的正、负化合价和化学键的类型。
2．元素第一电离能可用来比较元素的金属性的强弱：I1越小，金属性越强，原子失电子能力越强。
3．应用：
(1)用来衡量元素的原子或离子气态时失去电子能力的强弱。电离能数值越小，该元素的原子或离子越容易失去电子。
(2)确定元素通常以何种价态存在。
(3)同一元素不同电子的电离能各不相同是核外电子分层排布的有力证据。
电离能是指由气态原子或气态离子失去电子需要的能量。从中性原子中移去第一个电子所需要的能量为第一电离能(I1)，移去第二个电子所需要的能量为第二电离能(I2)，依此类推。现有5种元素A、B、C、D、E，其中有三种金属元素，一种稀有气体元素，其I1～I3分别如下表。
例2
元素 I1/eV I2/eV I3/eV
A 13.0 23.9 40.0
B 4.3 31.9 47.8
C 5.7 47.4 71.8
D 7.7 15.1 80.3
E 21.6 41.1 65.2
根据表中数据判断其中的金属元素有________，稀有气体元素有________，最活泼的金属是________，显＋2价的金属是________。
【解析】 电离能是指由气态原子或气态离子失去电子需要的能量。电离能越小，说明该原子易失去电子，金属性越强；电离能越大，说明该原子不易失去电子，非金属性越强。表中B、C、D三种元素的第一电离能相对比较小，应该属于金属；E元素的第一电离能最大，应该属于稀有气体元素；B元素的第一电离能最小,应该是所列的元素中最活泼的金属元素；D元素的第二电离能最小，说明D元素的原子很容易失去2个电子，应该是显＋2价的金属。
【答案】 BCD E B D
【规律方法】 电离能的突变点是化合价的稳态点，如题中B、C两元素的I1与I2相差较大,所以B、C元素的化合价为＋1价；同理可推知D元素的化合价为＋2价。
解析：选A。同族元素，随n的增加，失去电子能力逐渐增强，I1逐渐减小；同周期，随核电荷数的逐渐增加，失电子能力逐渐减弱，I1呈增大趋势；I1越大，失电子能力越弱，金属性越弱；I1越小，失电子能力越强，金属性越强；故选A。
元素的电负性指元素在化合物中吸引电子的能力。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。其值是相对值，无单位。
1．元素电负性的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性逐渐减小。
元素电负性的周期性变化
2．元素电负性的应用
(1)元素的电负性可以用来判断元素为金属元素还是非金属元素。一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。
(2)元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱。
元素A和B，若电负性A＞B，则非金属性A＞B，得电子能力也是A＞B。
(3)元素电负性的差值可以用来判断化学键的类型。
如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，所形成的化学键为离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，所形成的化学键为共价键。
(4)元素的电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负。
若元素A和B形成的化合物中，电负性A＞B，则A呈负价，B呈正价。
特别提醒：电负性的大小与电离能I1的大小有一定的一致性，但不是绝对的一致，如镁的电负性比铝的小，但镁的电离能I1比铝的I1大。
下面给出14种元素的电负性：
例2
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
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是___________________________________________
_________________________________________。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。
Mg3N2；BeCl2；AlCl3；SiC。
【解析】 元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键,为共价化合物。
【答案】 (1)同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势
(2)Mg3N2为离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。
变式训练3 下列各组元素按电负性大小排列正确的是( )
A．F＞N＞O B．O＞Cl＞F
C．As＞P＞H D．Cl＞S＞As
解析：选D。A项中，F、N、O属于同周期，从左向右，电负性逐渐增大，应为F＞O＞N。B项中,F、O同一周期，F＞O，F、Cl同属一主族,同一主族，由上到下，电负性逐渐减小，应为F＞Cl,所以正确顺序为F＞Cl＞O。C项中P、As同一主族,应为P＞As。D项中Cl和S同一周期，应为Cl＞S，S和As同一主族，应为S＞As。故D项正确。
探究整合应用
元素及化合物性质递变规律表解
同周期：从左到右 同主族：从上到下
核电荷数 逐渐增多 逐渐增多
电子层结构 电子层数相同，最外层电子数递增 电子层数递增，最外层电子数相同
原子核对外层电子的吸引力 逐渐增强 逐渐减弱
同周期：从左到右 同主族：从上到下
主要
化合价 正价＋1→＋7负价－4→－1 最高正价等于族序数(F、O除外)
元素性质 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强电离能呈增大趋势电负性逐渐增大 金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
第一电离能逐渐减小电负性逐渐减小
同周期：从左到右 同主族：从上到下
最高价氧化
物对应水化
物的酸碱性 酸性逐渐增强碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱碱性逐渐增强
非金属气态
氢化物的形
成和热稳定性 气态氢化物形成由难到易，稳定性逐渐增强 气态氢化物形成由易到难，稳定性逐渐减弱
图表法是常用的科学研究方法。下表①～⑨所代表的元素均在元素周期表前4周期，按原子半径递增的顺序进行排列，它们的主要化合价如表所示。其中⑦是过渡金属，且M层排满，未成对电子数为1，其余为主族元素。
例
代号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨
半径(pm) 30 64 66 70 106 108 128 186 232
主要化合价 ＋1,－1 －1 －2 －3,＋5 －2,＋4,＋6 －3,＋5 ＋2 ＋1 ＋1
(1)元素②在周期表中的位置是________，②③④中第一电离能最小的是________(填元素符号)，在表中所有元素中电负性最大的是__________(填元素符号)，电负性最小的是________(填元素符号)。
(2)元素⑤的氢化物的化学式是________，元素⑥的氢化物的化学式是________，元素④的最高价氧化物的水化物的化学式为________。
(3)元素⑧、⑨的元素符号分别为________、________，二者最高价氧化物的水化物碱性强弱为________＞________。
(4)⑦的基态原子核外电子排布式为________。
(5)都由元素①③⑤⑧组成的两种化合物发生的离子反应方程式是________________________________________________________________________。
【解析】 本题综合考查元素的“位——构——性”之间的关系。首先根据给定的信息确定元素或元素的相对位置，再根据元素周期律的知识解答给定的问题。①为H元素，②为F元素，③为O元素，④为N元素，⑤为S元素，⑥为P元素，⑦为Cu元素，⑧为Na元素，⑨为K元素。
知能优化训练
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