课时素养评价
四 元素周期律
(30分钟 50分)
一、选择题(本题包括3小题,每小题6分,共18分)
1.(2020·太原高二检测)下列四种粒子中,半径按由大到小的排列顺序是( )
①基态X的原子结构示意图:
②基态Y的价电子排布式:3s23p5
③基态Z2-的电子排布图:
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
【解析】选A。由题意可知:X、Y、Z2-、W分别为S、Cl、S2-、F。S、Cl、S2-、F粒子半径大小排列顺序为r(S2-)>r(S)>r(Cl)>r(F)。
2.(2020·泉州高二检测)下列有关电负性的说法中正确的是
( )
A.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大
B.在元素周期表中,元素电负性从左到右越来越小
C.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
D.在形成化合物时,电负性越小的元素越容易显示正价
【解析】选D。主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同,但电离能有特例,如电负性:O>N,但第一电离能:N>O,A项错误;一般来说,在元素周期表中,元素电负性从左到右越来越大,B项错误;有些金属的电负性大于非金属的电负性,C项错误。
3.(2020·盐城高二检测)有短周期元素的三种离子分别为Xn+、Ym+、Zn-,已知m>n,且X、Y、Z三种原子的M电子层中的电子数均为奇数,若按X→Y→Z的顺序,下列说法正确的是
( )
A.最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱
B.原子半径依次增大
C.元素的第一电离能依次减小,电负性依次增大
D.原子序数依次减小
【解析】选A。X、Y、Z为短周期元素,且X、Y、Z三种原子的M电子层中的电子数均为奇数,则X、Y、Z一定是在第三周期,简单离子为Xn+、Ym+、Zn-,且数值m>n,所以X为钠元素,Y为铝元素,Z为氯元素;A.NaOH为强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物,HClO4是强酸,则它们的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱,酸性依次增强,故A正确;B.同周期元素原子半径随原子序数的增加而减小,X、Y、Z半径依次减小,故B错误;C.Na、Al、Cl的第一电离能依次增大,电负性依次增大,故C错误;D.Na、Al、Cl的原子序数依次增大,故D错误。
【补偿训练】
(2020·海口高二检测)X、Y是同周期的两种主族元素,它们的逐级电离能(I)数据如下表所示:
电离能(kJ·mol-1)
I1
I2
I3
I4
I5
……
X
496
4
562
6
912
9
543
13
353
……
Y
738
1
451
7
733
10
540
13
630
……
下到有关说法正确的是
( )
A.电负性:X>Y
B.与水反应剧烈程度:X
C.X的最外层电子数为1
D.Y的最高化合价为+3
【解析】选C。X、Y是同周期的两种主族元素,据逐级电离能(I)可知X最外层1个电子,Y最外层2个电子,Y元素的原子序数比X元素大1,同周期元素从左到右,电负性增大,所以电负性:XY,金属性越强,越易与水反应,与水反应剧烈程度:X>Y,B错误;根据逐级电离能(I)数据,X元素I2?I1,可知X是ⅠA族元素,X的最外层电子数为1,C正确;根据逐级电离能(I)数据,
Y元素I3?I2,Y是ⅡA族元素,Y的最高化合价为+2,D错误。
二、非选择题(本题包括1小题,共12分)
4.有A、B、C、D四种元素,其原子序数依次增大,且质子数均小于18。A元素原子的最外层只有1个电子,该元素阳离子与N3-核外电子排布相同;B元素原子核外各轨道上均无成单电子;C元素原子的外围电子排布为ns2np1;D-的核外电子构型与Ar相同。
(1)写出A、C、D的元素符号:A________,C________,D________。?
(2)写出B元素原子的电子排布式:________。D元素原子的电子排布图为____________________。?
(3)A、B、C、D第一电离能由小到大的顺序为(填元素符号)____________,电负性由小到大的顺序为(填元素符号)____________。?
【解析】A形成的阳离子A+与N3-核外电子排布相同,则A是Na。C的价电子排布为ns2np1,是第ⅢA族元素,只能是Al。B为第3周期元素,且原子核外各轨道上均无成单电子,应为Mg,D-的核外电子构型与Ar相同,D为Cl。
答案:(1)Na Al Cl
(2)1s22s22p63s2
(3)Na【互动探究】
(1)用化学式表示A、B、C、D四种元素的原子半径大小顺序。
提示:Na>Mg>Al>Cl。由于A、B、C、D分别为Na、Mg、Al、Cl,位于同一周期,因此随原子序数的增大,其原子半径减小。
(2)用化学式表示A、B、C、D四种元素形成的简单离子的半径大小顺序。
提示:Cl->Na+>Mg2+>Al3+。四种离子中Cl-有3个电子层,半径最大。而Na+、Mg2+、Al3+电子层结构相同,原子序数越大,离子半径越小。
一、选择题(本题包括2小题,每小题5分,共10分)
5.(2020·福州高二检测)现有四种元素的基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;
④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是
( )
A.第一电离能:④>③>②>①
B.原子半径:④>③>②>①
C.电负性:④>③>②>①
D.最高正化合价:④>③=②>①
【解析】选A。由四种元素基态原子电子排布式可知①1s22s22p63s23p4是硫元素,②1s22s22p63s23p3是磷元素,③1s22s22p3是氮元素,④1s22s22p5是氟元素。A.同周期自左而右第一电离能呈增大趋势,但氮原子2p、磷元素原子3p能级均容纳3个电子,为半满稳定状态,能量较低,第一电离能高于同周期相邻元素,所以第一电离能SP,因此第一电离能S③>②>①,A正确;B.同周期自左而右原子半径减小,所以原子半径P>S,N>F,电子层越多原子半径越大,故原子半径P>S>N>F,即②>①>③>④,B错误;C.同周期自左而右电负性增大,电负性P③>①>②,C错误;D.最高正化合价等于最外层电子数,但氟元素没有正化合价,所以最高正化合价:①>②=③>④,D错误。
6.(2020·南京高二检测)如图为元素周期表前四周期的一部分,下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中,正确的是
( )
A.W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B.Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C.p能级未成对电子最多的是Z元素
D.X元素是电负性最大的元素
【解析】选D。图为元素周期表前四周期的一部分,由位置可知,X为F,W为P,Y为S,Z为Br,R为Ar,W的3p电子半满为稳定结构,则W元素的第一电离能大于Y元素的第一电离能,A错误;Y的阴离子有3个电子层,而Z的阴离子有4个电子层,则Y的阴离子电子层结构与R原子的相同,B错误;p能级未成对电子最多为3个,只有W符合,C错误;上述元素中F的非金属性最强,则X元素是电负性最大,D正确。
二、非选择题(本题包括1小题共10分)
7.(2020·成都高二检测)现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素,原子序数依次增大。A元素的价电子构型为nsnnpn+1;C元素为最活泼的非金属元素;D元素核外有三个电子层,最外层电子数是核外电子总数的;E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态;F元素基态原子的M层全充满,N层没有成对电子,只有一个未成对电子;G元素与A元素位于同一主族,其某种氧化物有剧毒。
(1)A元素的第一电离能____(填“<”“>”或“=”)B元素的第一电离能,A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为________(用元素符号表示)。?
(2)D元素原子的价电子排布式是________。?
(3)C元素的电子排布图为________________________________;E3+的离子符号为___________________________。?
(4)F元素位于元素周期表的________区,其基态原子的电子排布式为_______
_________________。?
(5)G元素可能的性质________。?
A.其单质可作为半导体材料
B.其电负性大于磷
C.其原子半径大于锗
D.其第一电离能小于硒
(6)活泼性:D________Al(填“>”或“<”,下同),I1(Mg)
________I1(Al),其原因是__?_____________________。?
【解析】A元素的价电子构型为nsnnpn+1,则A是N;C元素为最活泼的非金属元素,则C是F,那么B是O;D元素核外有三个电子层,最外层电子数是核外电子总数的,则D是Mg;E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态,则E是Fe;F元素基态原子的M层全充满,N层没有成对电子,只有一个未成对电子,则F是Cu;G元素与A元素位于同一主族,其某种氧化物有剧毒,则G是As。(1)由于N的最外层电子处于半充满的稳定状态,失去电子比O难,所以元素的第一电离能A>B;一般情况下,同一周期的元素原子序数越大,元素的电负性越大。所以A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为NAl,I1(Mg)>I1(Al),因为Mg的3p轨道处于全空,比较稳定,而Al的3p轨道只有一个电子,不稳定,故活泼性Mg>Al,而第一电离能则是I1(Mg)>I1(Al)。
答案:(1)> N(3)Fe3+ (4)ds
1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (5)A (6)> > 镁原子的3p轨道处于全空,比较稳定,而铝原子3p轨道只有一个电子,不稳定(共89张PPT)
第2课时 元素周期律
一、原子半径
1.影响原子半径大小的因素
必备知识·自主学习
2.原子半径大小的变化规律
(1)同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐_____。
(2)同主族元素从上到下,原子半径逐渐_____。
减小
增大
【自主探索】
(1)判断下列说法是否正确。
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核外电子层结构相同的单核粒子,半径相同。
( )
提示:×。如F-与Na+,因Na+核电荷数较F-多,对核外电子的吸引力强于
F-,r(Na+)(2)为什么同周期主族元素原子半径从左到右依次减小?
提示:由于同周期主族元素原子随着核电荷数的增加,原子核对电子的引力增加,使原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。
(3)电子层结构相同的微粒,其微粒半径大小有何变化规律?
提示:电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,原子核对电子的引力越大,其微粒半径越小。如:r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。
二、电离能
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
_________,符号:__,单位:_________。
2.意义:可以衡量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_____一个电子。
最低能量
I
kJ·mol-1
失去
3.变化规律
(1)同周期:第一种元素的第一电离能_____,最后一种元素的第一电离能_____,
总体呈现_________________的变化趋势。
(2)同族元素:从上至下第一电离能_________。
(3)同种原子:逐级电离能越来越___(即I1__I2__I3……)。
最小
最大
从左至右逐渐增大
逐渐减小
大
<
<
【自主探索】
(1)为什么同一元素的电离能逐级增大?
提示:因为原子失去一个电子变成+1价阳离子后,半径变小,核电荷数未变而电子数目变少,原子核对电子的吸引作用增强,因而第二个电子比第一个电子难失去,失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3>I2,I4>I3……In+1>In。
(2)(教材二次开发)教材图1-21“元素的第一电离能的周期性变化”,图中ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素都高,你知道原因吗?
提示:同周期中,ⅡA族元素的价电子排布为ns2,np轨道为全空状态,较稳定,ⅤA族元素的价电子排布式为ns2np3,np轨道为半充满状态,比较稳定,所以失去一个电子需要的能量大,第一电离能比同周期相邻元素的要高。
(3)判断下列说法是否正确。
①电离能越小,元素的失电子能力越强。
( )
提示:√。电离能越小,原子失去电子所需的能量越小,越易失去电子。
②镁和铝同为第三周期元素,铝的原子序数大,故铝的第一电离能大于
镁。
( )
提示:×。Mg:1s22s22p63s2,Al:1s22s22p63s23p1,镁原子最外层能级中,电子处于全满,相对比较稳定,失电子较难,第一电离能比铝大。
三、电负性
1.电负性
(1)键合电子和电负性的含义
①键合电子: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_________吸引力的大小。电负性越大
的原子,对键合电子的吸引力_____。
(2)衡量标准:以氟的电负性为____作为相对标准,得出各元素的电负性。
(3)递变规律
①同一周期:从左到右,元素的电负性逐渐增大。
②同一主族:从上到下,元素的电负性逐渐减小。
化学键
键合电子
越大
4.0
2.对角线规则
在元素周期表中,某些主族元素与其_______的主族元素的电负性_____,
性质_____,被称为“对角线规则”。如
右下方
接近
相似
【自主探索】
(情境思考)元素相互化合,可理解为原子间形成化学键,而原子用于形成化学键的电子称为键合电子,不同元素原子对键合电子的吸引力大小不同。美国化学家鲍林提出了电负性的概念并用实验数据进行了理论计算。
元素的电负性是衡量元素原子的哪一方面的能力?化合物中不同元素原子的化合价与其电负性有何关系?
提示:电负性衡量元素原子对键合电子吸引力的大小。化合物中,电负性大的元素一般呈现负价,电负性小的元素一般呈现正价。
关键能力·合作学习
知识点一 微粒半径大小的比较?
原子半径
(1)同周期元素,随着原子序数递增,其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。
例:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素,随着电子层数递增,其原子半径逐渐增大。
例:r(Li)(3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。
例:r(K)>r(Na),r(Na)>r(Al),则r(K)>r(Al)
离子半径
(1)同种元素的粒子半径,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:r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)
(2)电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,半径越小。
例: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: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:比较r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照:r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)
【易错提醒】对微粒半径的认识误区
(1)微粒半径要受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响,并不是单独地取决于某一方面的因素。
(2)原子电子层数多的原子半径不一定大,如锂的原子半径为0.152
nm,而氯的原子半径为0.099
nm。
(3)对于同一种元素,并不是原子半径一定大于离子半径。如Cl-的半径大于Cl的半径。
【合作探究】
(1)(思维升华)质子数相同的不同单核粒子,半径相同吗?(宏观辨识与微观探析)
提示:不相同。质子数相同的不同单核粒子,质子对电子的吸引力相同,核外电
子数越多,电子在核外运动时离核越远,半径越大。
(2)同周期从左到右元素简单离子的半径逐渐减小吗?(证据推理与模型认知)
提示:不是。同周期从左到右,简单阳离子半径逐渐减小,简单阴离子半径逐渐
减小,但同周期阴离子半径大于阳离子半径。例如r(P3-)>r(S2-)>r(Cl-)>
r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
【典例示范】
【典例】(2020·武汉高二检测)下列各组微粒半径的比较正确的是
( )
①ClA.①和③
B.①和②
C.③和④
D.①和④
【解题指南】解答本题需要理解以下两个方面:
(1)电子层数和核电荷数共同决定微粒半径大小。
(2)同周期元素的原子半径递变规律与简单离子半径的递变规律不一致。
【解析】选A。同种元素:阳离子半径<原子半径,原子半径<阴离子半径,则半径:ClBr-,④错误。
【规律方法】“三看”比较微粒半径的大小
“一看”电子层数:最外层电子数相同时,电子层数越多,粒子半径越大。
“二看”核电荷数:当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。
“三看”核外电子数:当核电荷数相同时,核外电子数越多,半径越大。
【素养训练】
1.(2020·衢州高二检测)具有下列核外电子排布式的原子,其半径最大的
是
( )
A.1s22s22p3
B.1s22s22p1
C.1s22s22p63s23p1
D.1s22s22p63s23p4
【解析】选C。根据原子的核外电子排布式可知,A项中原子为氮(N),B项中原子为硼(B),C项中原子为铝(Al),D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知,r(B)>r(N)、r(Al)>r(S)、r(Al)>r(B),故Al原子半径最大。
2.习主席在视察某海军核潜艇部队时指示,核潜艇是“国之重器,要大发展”,“海基核力量,要大发展”。活动中,习主席视察了我国的新型核潜艇——093A\B型核潜艇,已知该潜艇使用了液体铝钠合金作载热介质。下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是
( )
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
【解析】选B。
A.同周期主族元素从左向右原子半径减小(稀有气体除外),即Na>Al,故错误;B.同周期主族元素从左向右第一电离能增强,但是ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA,则Al>Na,故正确;C.同周期主族元素从左向右电负性增大(稀有气体除外),则Al>Na,故错误;D.Na属于ⅠA族元素,有1个未成对电子,Al属于ⅢA族元素,有1个未成对电子,则Al=Na,故错误。
【补偿训练】
1.(2020·忻州高二检测)X、Y为两种元素的原子,X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构,由此可知
( )
A.X的原子半径大于Y的原子半径
B.X的电负性大于Y的电负性
C.X的阴离子半径小于Y的阳离子半径
D.X的第一电离能小于Y的第一电离能
【解析】选B。X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构,则Y在周期表中位于X的下一周期,Y比X多一个电子层,故原子半径:Y>X,电负性:X>Y,A项错误,B项正确;电子层结构相同,核电荷数越大,微粒半径越小,故X的阴离子半径大于Y的阳离子半径,C项错误;X易得电子形成阴离子,而Y易失电子形成阳离子,故第一电离能:X>Y,D项错误。
2.下列关于微观粒子半径的说法正确的是
( )
A.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
B.核外电子层结构相同的单核粒子,半径相同
C.质子数相同的不同单核粒子,电子数越多半径越大
D.原子序数越大,原子半径越大
【解析】选C。由于同周期主族元素原子半径逐渐减小,故第3周期ⅦA族元素原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大,如r(Li)>r(Cl),故A项错误;对于核外电子层结构相同的单核离子和原子,半径是不同的,故B项错误;质子数相同的不同单核粒子,阴离子半径>原子半径>阳离子半径,故C项正确;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,故D项错误。
知识点二 电离能的递变规律及应用?
1.电离能的递变规律:
(1)第一电离能:元素的第一电离能呈现周期性变化。
①同周期的元素:从左到右,第一电离能总体上呈现逐渐增大的趋势,表示元素原子失电子越来越难。
②同主族的元素:自上而下第一电离能逐渐减小,表示元素的原子失电子越来越容易。
③同一周期中,第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一电离能要大,第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大,这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空,第ⅤA族元素的最外层p轨道半满,全空和半满状态相对稳定。
(2)逐级电离能。
①原子各级电离能越来越大:原子失电子时,首先失去的是能级最高的电子,故第一电离能比较小,以后再失去的电子都是能级较低的电子,所需要的能量多;同时,失去电子后,原子核对电子的吸引力更强,因此电离能越来越大,即I1②各级电离能逐级递增中有突跃现象:同一能层的电子,能量相差不大,从同一个能层逐渐失去一个电子时,所需要的能量差别不是太大。不同能层的两个电子失去时,所需要的能量有很大的差距。故逐级电离能间有突跃现象,如Na的I1和I2之间、Mg的I2和I3之间、Al的I3和I4之间,都有突跃现象。利用电离能的突跃现象,可以判断核外电子的分层排布情况,如表所示:
2.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,因此元素的电离能会发生突变。
(3)确定元素的化合价。
如果
,即电离能在In与In+1之间发生突变,则元素的原子易形成+n价离子,并且主族元素的最高化合价为+n价(或只有+n价、0价)。某元素的逐级电离能,若I2?I1,则该元素通常显+1价;若I3?I2,则该元素通常显+2价;若I4?I3,则该元素通常显+3价。
【易错提醒】(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ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al、Ga的第一电离能要大;ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于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ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3,p轨道为半充满状态,比ⅥA族的ns2np4状态稳定。
【合作探究】
(1)(思维升华)“金属越活泼,越易失电子,故其第一电离能越小”,该观点正确吗?
提示:不正确。金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致,如第一电离能Mg>Al。
(2)(思维升华)为什么Na容易形成+1价离子,而Mg、Al分别易形成+2价、+3价离子?(宏观辨识与微观探析)
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。
(3)(情境应用)下表是第二周期元素的第一电离能数据:
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
第一电
离能
(kJ·mol-1)
502.3
899.5
800.56
1
086.4
1
402.3
1
314.0
1
681.0
2
038
分析上表数据,讨论Li～Ne电离能变化的总趋势,并从电子排布解释Be和N第一电离能的反常现象。
提示:Li～Ne电离能变化的总趋势为逐渐增大。电离能大小反常的是Be、N。Be的2p能级没有电子,为全空的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大。N的2p能级有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大。
【典例示范】
【典例】(2020·山东等级考)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
【解析】选C。四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成Z2X2的淡黄色化合物，该淡黄色化合物为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素。同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F＞O＞Cl＞Na，A错误；O、F、Cl三种元素的简单离子中，F-还原性最弱，B错误；电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl-＞O2-＞F-＞Na+，C正确；F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误。
【母题追问】比较Na、Mg、Al的第一电离能大小顺序，并从原子结构角度进行解释。
提示：第一电离能Na＜Al＜Mg。一般情况下同周期元素原子自左向右金属性逐渐降低，第一电离能逐渐增大。但由于镁原子的3p轨道是全空状态，稳定性强，所以第一电离能大于Al的第一电离能。
【素养训练】
1.(2020·福州高二检测)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
【解析】选D。A项,同周期元素中0族元素的第一电离能最大,错误;B项,氯元素是主族元素,形成的单原子离子的化合价的绝对值是1,与其族序数不相等,错误;C项,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小,错误;D项,同一主族中,自上而下元素的第一电离能逐渐减小,正确。
2.(2020·潮州高二检测)根据下列五种元素(其中四种为主族元素,一种为0族元素)的电离能数据(单位:kJ·mol-1),回答下列各题。
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
400
7
700
10
500
T
580
1
800
2
700
11
600
U
420
3
100
4
400
5
900
(1)在元素周期表中,最可能处于同一族的是________。?
A.Q和R
B.S和T
C.T和U
D.R和T
E.R和U
(2)它们的氯化物的化学式,最可能正确的是________。?
A.QCl2
B.RCl
C.SCl3
D.TCl
E.UCl4
(3)S元素最可能是________。?
A.s区元素
B.稀有气体元素
C.p区元素
D.准金属
E.d区元素
(4)下列元素中,化学性质和物理性质与Q元素最相似的是________。?
A.硼(1s22s22p3)
B.铍(1s22s2)
C.锂(1s22s1)
D.氢(1s1)
E.氦(1s2)
【解析】根据题给电离能的数据,分析可知,Q是稀有气体元素,R、U是ⅠA族元素,S是ⅡA族元素,T是ⅢA族元素。然后即可回答有关问题。
答案:(1)E (2)B (3)A (4)E
【补偿训练】
(2019·全国卷Ⅰ节选)在普通铝中加入少量Cu和Mg后,形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒,其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小,形成所谓“坚铝”,是制造飞机的主要材料。下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是
( )
【解析】选A。A.[Ne]3s1属于基态的Mg+,由于Mg的第二电离能高于其第一电离能,故其再失去一个电子所需能量较大;B.[Ne]3s2属于基态Mg原子,其失去一个电子变为基态Mg+;C.[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子,其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子;D.[Ne]3p1属于激发态Mg+,其失去一个电子所需能量低于基态Mg+,综上所述,电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1。
知识点三 电负性的递变规律和应用?
1.电负性的递变规律:元素的电负性呈现周期性变化。
(1)同周期,自左向右,元素原子的电负性逐渐增大。
(2)同主族,自上而下,元素原子的电负性逐渐变小。
2.电负性的应用:
(1)判断金属性、非金属性强弱的一般规律。
(2)判断元素的化合价。
①电负性大的元素一般呈现负价。
②电负性小的元素一般呈现正价。
(3)判断化学键的类型。
①一般地,如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们通常形成离子键。
②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7,它们通常形成共价键,且电负性差值越大,共价键的极性越强。
(4)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的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔),被称为“对角线规则”。
如Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B和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,表现出的性质相似。
【特别警示】电负性应用的局限性
(1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱,并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(2)元素电负性的值是相对量,没有单位。
(3)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。
【合作探究】
(1)电负性大于1.8的一定为非金属,小于1.8的一定为金属吗?(证据推理与模型认知)
提示:不一定。电负性1.8不能作为划分金属和非金属的绝对标准。
(2)(思维升华)是否电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大?
提示:否。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NO,因为氮原子最外层能级的电子处于半满状态,较稳定。
【典例示范】
【典例】(2020·常州高二检测)不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示,X值越大,其原子吸引电子能力越强,在所形成的分子中为带负电荷的一方。下表是某些元素的X值:
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
X值
0.98
1.57
2.04
2.55
3.44
3.98
元素符号
Na
Al
Si
P
S
Cl
X值
0.93
1.60
1.90
2.19
2.55
3.16
(1)通过分析X值的变化规律,确定N、Mg的X值范围:________<________;________(2)推测X值与原子半径的关系为____________。?
(3)某有机化合物的结构简式为SONHH,其中S—N键中,你认为共用电子对偏向________(填元素符号)。?
(4)如果X值为电负性的数值,试推断AlBr3中化学键的类型为_____________。?
(5)预测元素周期表中X值最小的元素是________(放射性元素除外)。?
【解题指南】解答本题需要注意以下两点:
(1)X值可以理解为电负性。
(2)同一周期元素从左到右电负性增大,同一主元素,从上到下电负性减小。
【解析】
(1)通过表中数据分析可知同周期从左到右,X值依次增大,同主族
从上到下,X值依次减小,可判断X(Na)X(Mg),故
0.93原子半径的变化与X值的变化可得结论。(3)根据信息:“X值越大,其原子吸
引电子的能力越强,在所形成的分子中成为带负电荷的一方”,由X(S)=2.55,
X(C)数据的变化规律可得X(Br)X(Al)的差值,故AlBr3中的化学键为共价键。(5)根据X值的变化规律,X的最
小值应在元素周期表的左下角,但要注意放射性元素除外,故填Cs(铯)。
答案:(1)0.93 1.57 2.55 3.44
(2)原子半径越大,X值越小 (3)N (4)共价键 (5)Cs
【素养训练】
1.(2020·太仓高二检测)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可以显负价,Y显正价
B.第一电离能可能Y大于X
C.X的最高价含氧酸的酸性弱于Y的最高价含氧酸的酸性
D.气态氢化物的稳定性:HmY小于HnX
【解析】选C。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,A正确;第一电离能可能Y大于X,如N>O,也可能小于X,B正确;电负性X>Y则非金属性X>Y,非金属性越强,其最高价氧化物的水化物的酸性越强,则X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性,C错误;电负性X>Y则非金属性X>Y,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小于HnX,D正确。
2.(2020·连云港高二检测)1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念。电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质,下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值:
元素
H
Li
Be
B
C
N
O
F
电负性
2.1
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
0.8
请仔细分析,回答下列有关问题:
(1)估计钙元素的电负性的取值范围:________<________;?
(2)据表中所给的数据分析,同主族内的不同元素X的值变化的规律是________;?
(3)某元素的电负性数值为1.8,请你预测其可能具有的性质(填“金属性”“非金属性”或“既有金属性又有非金属性”)?________;?
(4)据上表电负性数据,试推断AlBr3中形成的化学键的类型为________,试用电子式表示其形成过程______________。?
【解析】(1)由表中数据可知,同周期自左而右电负性增大,同主族自上而下电负性降低,故钙元素的电负性比K元素大,但小于Mg元素的电负性,即0.8(2)由表中数据可知,同周期自左而右电负性增大,同主族自上而下电负性降低;
(3)一般来说,电负性大于1.8的是非金属元素,小于1.8的是金属元素,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。某元素的电负性数值为1.8,该元素既有金属性又有非金属性;
(4)AlCl3中两电负性之差为1.5,Br元素的电负性小于Cl元素电负性,AlBr3中两
电负性之差小于1.5,故AlBr3中化学键为共价键;用电子式表示其形成过程为
答案:(1)0.8 1.2 (2)同主族从上到下,电负性数值逐渐变小 (3)既有金属性又有非金属性
(4)共价键
【补偿训练】
有A、B、C、D、E
5种元素,它们的核电荷数依次增大,且都小于20。其中C、E是金属元素;A和E属于同一族,它们原子的最外层电子排布式为ns1。B和D也属于同一族,它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍,C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E
5种元素的电负性分别为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5中的一种,请回答下列问题:
(1)A是________(用元素符号填空,下同),B是________,C是________,D是________,E是________。?
(2)A、B、C、D、E的电负性分别为A________,B________,?C________,
D________,E________。?
(3)由电负性判断,以上五种元素中金属性最强的是?______(填元素符号,下同),非金属性最强的是________。?
(4)当B与A、C、D分别形成化合物时,B显______(填“正”或“负”,下同)价,其他元素显______价。?
(5)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时,化合物中有离子键的是________(填化学式,下同),有共价键的是________。?
【解析】A、E均为第ⅠA族元素且E为金属元素,则A为H,由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的2倍,则B、D的价电子排布式为ns2np4,为第ⅥA族元素,则B为O,D为S,E为K,C的价电子排布式为3s23p1,为Al。五种元素中,属于金属的是Al、K,且活泼性:K>Al,则K的电负性为0.8,Al的电负性为1.5;属于非金属的是H、S、O,非金属性:O>S>H,则电负性O为3.5,S为2.5,H为2.1;当O与H、S、Al形成化合物时,由于O的电负性大,所以O显负价,其他元素显正价。当O与H、Al、S、K形成化合物时,两元素电负性差值小于1.7的形成共价键,两元素电负性差值大于1.7的形成离子键。
答案:(1)H O Al S K (2)2.1 3.5 1.5 2.5 0.8 (3)K O
(4)负 正 (5)Al2O3、K2O H2O、SO2、SO3、H2O2
【课堂小结】
【三言两语话重点】
1.电子的能层数和核电荷数共同决定了原子半径大小。
2.必记的三个概念:
(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。
(2)键合电子:原子中用于形成化学键的电子。
(3)电负性:不同元素原子对键合电子吸引力大小的标度。
3.原子半径、电离能、电负性都随核电荷数递增发生周期性的递变。
课堂检测·素养达标
1.(2020·绵阳高二检测)元素X的各级电离能数据如下:
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
【解析】选C。由表中电离能数据可知,I1、I2、I3数值相对较小,I4数值突然增大,说明元素X的原子中有3个电子容易失去,因此该元素的常见化合价为+3。
【补偿训练】
(2020·邯郸高二检测)同周期有下列电子排布式的原子中,第一电离能最小的是
( )
A.ns2np3
B.ns2np4
C.ns2np5
D.ns2np6
【解析】选B。具有B选项中电子构型的基态原子失去一个电子后,达到半充满状态,故其第一电离能最小。
2.An+、Bn-和C是具有相同电子层结构的三种微粒,下列说法正确的是
( )
A.原子序数关系:C>B>A
B.离子半径关系:Bn-C.C是稀有气体元素的原子
D.原子半径关系:A【解析】选C。An+、Bn-、C具有相同的电子层结构,则其核外电子总数相等。设C的原子序数为z,则A的原子序数为z+n,B的原子序数为z-n,则原子序数关系为A>C>B,故A错误;因An+、Bn-具有相同的电子层结构,阴离子的半径大于阳离子的半径,即r(Bn-)>r(An+),故B错误;An+、Bn-都应具有稀有气体的电子层结构,C的电子层结构与An+、Bn-相同,所以C必为稀有气体元素的原子;B、C为同一周期的元素,而A应处于B、C的下一周期,故A的原子半径应大于B,故C正确,D错误。
3.(2020·衡阳高二检测)电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是
( )
A.同周期从左到右,元素的电负性逐渐变大
B.同主族从上到下,元素的电负性逐渐变大
C.电负性越大,金属性越强
D.电负性越小,非金属性越强
【解析】选A。利用“同周期从左到右,元素电负性逐渐增大,同主族从上到下,元素电负性逐渐减小”的规律来判断。
4.(2020·凤城高二检测)以下有关元素性质的说法不正确的是
( )
A.具有下列电子排布式的原子中,①1s22s22p63s23p2
②1s22s22p3 ③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4,原子半径最大的是①
B.具有下列价电子排布式的原子中,①3s23p1 ②3s23p2
③3s23p3 ④3s23p4,第一电离能最大的是③
C.①Na、K、Rb ②O、S、Se ③Na、P、Cl,元素的电负性随原子序数增大而
递增的是③
D.某元素气态基态原子的逐级电离能的数值分别为738、1
451、7
733、10
540、
13
630、17
995、21
703,当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3+
【解析】选D。四种元素分别是Si、N、C、S,电子层数多核电荷数少的元素的原子半径最大,所以Si的原子半径最大,A正确;四种同周期原子的价电子排布式中,③的p能级是3个电子,为半充满的稳定状态,所以③第一电离能最大,B正确;三组元素中,前两组是同主族元素,从上到下元素的电负性逐渐减弱,只有第③组为同周期元素,随原子序数增大,电负性增强,C正确;根据该元素的逐级的电离能可知,该元素的第二电离能与第三电离能的差距较大,所以该元素的最外层有2个电子,与氯气反应时,失去2个电子,表现为+2价,所以生成的阳离子是X2+,D错误。
5.(2020·天水高二检测)X和Y是原子序数大于4的短周期元素,Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同,下列说法中正确的是
( )
A.X的原子半径比Y的小
B.X和Y的核电荷数之差为m-n
C.电负性X>Y
D.第一电离能X【解析】选D。Xm+与Yn-的核外电子排布相同,核电荷数之差为m+n,则质子数X>Y,X位于Y的下一周期,故原子半径X>Y。X比Y更易失电子,第一电离能X6.下列说法正确的是
( )
A.Na、Mg、Al的第一电离能逐渐增大
B.V、Cr、Mn的最外层电子数逐渐增大
C.S2-、Cl-、K+的半径逐渐减小
D.O、F、Ne的电负性逐渐增大
【解析】选C。Mg的最外层3s轨道全满,3p轨道全空,为稳定结构,难以失去电子,第一电离能最大,Na的最小,A错误;V、Mn的最外层电子排布遵循电子排布能量规律,最外层电子数均为2,而Cr的3d、4s轨道处于半充满的稳定状态,最外层电子数只有1个,B错误;由于S2-、Cl-、K+的核外电子排布相同,且原子序数越小,半径越大,C正确;O、F位于同一周期,同周期元素从左到右元素的电负性依次增大,Ne为稀有气体元素,电负性小于F,D错误。
【补偿训练】
下列说法中,不符合第ⅠA族元素性质特征的是
( )
A.从上到下原子半径依次增大
B.从上到下第一电离能逐渐增大
C.从上到下电负性逐渐减小
D.从上到下金属性逐渐增强
【解析】选B。第ⅠA族元素,从上到下,电子层数依次增多,原子半径依次增大,第一电离能逐渐减小,金属性逐渐增强,电负性逐渐减小,B错误。
7.(2020·邯郸高二检测)Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知:
①Z的原子序数为29,其余的均为短周期主族元素;
②Y原子价电子(外围电子)排布式为msnmpn;
③R原子核外L层电子数为奇数;
④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题:
(1)Z2+的核外电子排布式是_________。?
(2)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(用元素符号作答)。?
(3)五种元素中,非金属元素的电负性由小到大的顺序是__________,电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物是________(填化学式)。?
【解析】先由题给信息推断元素:由①知Z为Cu,由Y为短周期主族元素且原子序数大于X推测,msnmpn中m=3,n=2,价电子排布式为3s23p2的是Si。由④,因原子序数按Q、R、X、Y、Z递增,Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4,只能为L层的p轨道,二者分别为C、O,则R只能为第ⅤA族元素氮,正好满足③。即Q、R、X、Y、Z五种元素依次为C、N、O、Si、Cu。(1)Z2+是Cu2+。由铜原子的电子排布式1s22s22p63s23p63d104s1可写出Cu2+的电子排布式。(2)根据电离能的变化规律,C、N、Si三种元素中,第一电离能N最大,Si最小。(3)五种元素中电负性最大的非金属元素是氧,电负性最小的非金属元素是硅,二者形成的化合物是SiO2。
答案:(1)1s22s22p63s23p63d9 (2)Si