人教版 (2019)选择性必修2第二节 原子结构与元素的性质第2课时学案

基础课时4　元素周期律

一、原子半径

1．影响因素

2．递变规律

(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。

(2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。

　分析粒子半径大小比较的关键是什么？

提示：①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。

　下列有关粒子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

C　[同一主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大，A项正确；核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，B项正确；半径大小应为Mg2＋<Na＋<F－，C项错误；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，D项正确。]

二、电离能

1．电离能的概念

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。

2．元素的第一电离能变化规律

(1)对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。

(2)同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。

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。

　下列各组原子中，前者第一电离能大于后者第一电离能的是(　　)

A．S和P B．Mg和Al

C．Na和Mg D．Ne和He

B　[S和P的价层电子排布式分别为3s23p4和3s23p3，由于P原子的3p能级处于半充满状态，较稳定，所以I1(S)<I1(P)；Na、Mg、Al的价层电子排布式分别为3s1、3s2、3s23p1，由于Mg原子的3s能级处于全充满状态，故其第一电离能最大；He与Ne同族，I1(He)>I1(Ne)。]

三、电负性

1．键合电子和电负性的含义

(1)键合电子：元素相互化合时，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

以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。

3．递变规律(一般情况)

(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。

4．应用：判断金属性、非金属性强弱

　下列对电负性的理解不正确的是(　　)

A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准

B．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

C．根据电负性的大小，可判断化合物XY中两元素化合价的正负

D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关

D　[电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准，A项正确；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，B项正确；元素的电负性越大，则元素的非金属性越强，反之则元素的金属性越强，故在化合物XY中电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价，C项正确；一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，因此电负性与原子结构有关，D项错误。]

前四周期元素第一电离能(I1)的变化如图所示。

[问题1]　据图可知，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。

提示：同周期中，第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价层电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。

[问题2]　根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：

①为什么同一元素的电离能逐级增大？

②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3?

提示：①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于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，核对电子的吸引作用增强，因此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。

②Na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。

1．第一电离能与原子核外电子排布的关系

(1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如P的第一电离能比S的大，Mg的第一电离能比Al的大。

(2)第三周期元素第一电离能的大小关系为I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。

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，因此当元素原子失去不同能层的电子时电离能会发生突变。

(3)确定元素的化合价。

如果电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，或主族元素的最高化合价为＋n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>I1，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3>I2>I1，则该元素通常显＋3价。

1．某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为899 kJ·mol－1、1 757 kJ·mol－1、14 840 kJ·mol－1、18 025 kJ·mol－1，则该元素在元素周期表中位于(　　)

A．第ⅠA族 B．第ⅡA族

C．第ⅢA族 D．第ⅣA族

B　[该元素的第一、二电离能较小，第三电离能剧增，说明该元素原子易失去2个电子，其最外层电子数为2，该元素位于第ⅡA族。]

2．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

在化学中有一个概念，全世界的化学家和材料学家几乎每天都会用到，它常被视为元素周期表中的“第三个维度”。研究人员已经无数次地将它用于分子和材料的设计上。它衡量的是不同原子吸引电子的能力。可以说，它是解释元素之间为什么会发生化学反应，以及为何能形成具有不同性质的材料的重要基础。化学家曾无数次地尝试用不同的方法来定义和量化这一概念。瑞典化学家永斯·贝采利乌斯在19世纪对它进行了研究。美国化学家莱纳斯·鲍林将其定义为分子中原子吸引电子的能力，并提出了一个基于键能的公式，这一定义至今仍然适用。

[问题1]　“第三个维度”是什么？

提示：电负性。根据材料可知，“第三个维度”衡量的是不同原子吸引电子的能力，符合概念的是电负性。

[问题2]　根据化合物SiC、CCl4判断，Si、C、Cl的“第三个维度”由大到小的顺序是什么？

提示：Cl>C>Si。

[问题3]　根据铝元素和氯元素的“第三个维度”差值判断，AlCl3是离子化合物还是共价化合物？为什么？

提示：共价化合物。Cl元素的电负性为3.0，Al元素的电负性为1.5，二者电负性的差值小于1.7，形成共价键，故AlCl3是共价化合物。

电负性的应用

1．判断元素的金属性和非金属性

(1)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，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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(如图所示)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的电负性分别为1.5、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，它们表现出的性质相似，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。

3．(2021·福建漳州月考)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>N D．Cl>S>As

D　[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，它是一个相对数值，元素的电负性也有周期性变化。一般来说，同周期元素从左到右(稀有气体元素除外)，元素的电负性逐渐增大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。]

4．碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。

(1)第二周期中基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性较小的元素是__________。

(2)从电负性角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强到弱的顺序为__________。

(3)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__________。

(4)基态锗(Ge)原子的核外电子排布式是__________，Ge的最高价氯化物的分子式是__________。该元素可能的性质或应用有__________(填标号)。

A．是一种活泼的金属元素

B．其电负性大于硫

C．其单质可用作半导体材料

D．锗的第一电离能大于碳而电负性小于碳

(5)溴与氯以__________  (填“离子”或“共价”)键结合成BrCl，BrCl分子中，__________显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为___________________________________________________________________________________________________________________________________。

[解析]　(1)基态Ni原子的价层电子排布式为3d84s2，原子中含有2个未成对电子，第二周期元素基态原子中含有2个未成对电子的元素有C和O，而O的电负性大于C。(2)一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小可知，电负性由大到小的顺序为O>C>Si，电负性越大，非金属性越强，则非金属性由强到弱的顺序为O>C>Si。(3)元素电负性越大，吸引键合电子能力越强，键合电子偏向于该原子，根据题给分子中共用电子对偏向情况可推知电负性由大到小的顺序为C>H>Si。(4)锗是32号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2；Ge的价层电子数为4，则最高价为＋4，其氯化物分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，A项错误；硫是较活泼的非金属元素，电负性：S>Si>Ge，故锗的电负性小于硫，B项错误；锗单质是一种半导体材料，C项正确；锗的电负性和第一电离能均小于碳，D项错误。(5)电负性：Br<Cl，但差别不大，所以BrCl分子中的化学键是共价键，且Br显正电性；BrCl与水反应的化学方程式为BrCl＋H2O===HCl＋HBrO。

[答案]　(1)碳(或C)　(2)O>C>Si　(3)C>H>Si　(4)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2　GeCl4　C　(5)共价　Br　BrCl＋H2O===HCl＋HBrO

电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键，当电负性差值为零时通常形成非极性共价键；差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。

1．下列化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是(　　)

A．LiI　　　B．NaBr　　　C．KCl　　　D．CsF

D　[若阳离子半径最大，阴离子半径最小，则化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大。四种化合物中，阴离子中F－半径最小，而阳离子中Cs＋半径最大，所以四种化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是CsF。]

2．具有下列价层电子排布的同周期元素原子中，第一电离能最小的是(　　)

A．ns2np3 B．ns2np4

C．ns2np5 D．ns2np6

B　[ns2np3中np轨道处于半充满状态，ns2np6中np轨道处于全充满状态，均是能量较低的状态，不易失去电子；ns2np4和ns2np5比较，ns2np4更容易失去一个电子变成ns2np3，因此其第一电离能最小，故B项正确。]

3．下列是几种基态原子的电子排布式，电负性最大的原子是(　　)

A．1s22s22p4

B．1s22s22p63s23p3

C．1s22s22p63s23p2

D．1s22s22p63s23p64s2

A　[不同元素的原子吸引电子的能力大小可用电负性表示，元素的非金属性越强其电负性越大。同一周期中的主族元素，电负性随着原子序数的增大而增大；同一主族中，元素的电负性随着原子序数的增大而减小。A是O元素，B是P元素，C是Si元素，D是Ca元素，非金属性最强的元素是O元素，即电负性最大的元素是O元素，故选A。]

4．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是(　　)

A．y轴表示的可能是基态的原子失去一个电子所需要的最小能量

B．y轴表示的可能是原子在化合物中吸引电子的能力

C．y轴表示的可能是原子半径

D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数

B　[第三周期Mg(或P)的3p能级为全空(或半充满)状态，较为稳定，Mg(或P)的第一电离能大于Al(或S)，故A错误；同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，B正确；同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，C错误；同周期金属元素形成基态离子转移的电子数逐渐增多，非金属元素形成基态离子所需要的电子数逐渐减少，D错误。]

5．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。

(1)上表第三周期中第一电离能(I1)最大的是________(填字母，下同)，c和f的I1大小关系是__________大于________。

(2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是_________________________，写出该元素基态原子的核外电子排布式：_______________。

(3)根据下表所提供的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。

①表中X可能为以上13种元素中的________元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式：_____________________。

②Y是周期表中第________族的元素。

③以上13种元素中，________元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。

[解析]　(1)题给元素周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar位于第三周期，最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s轨道为全满状态，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，未成对电子数最多。(3)①由表中数据可以看出，Li和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比Li更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y属于第ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。

[答案]　(1)m　c　f　(2)i　1s22s22p63s23p3　 (3)①a　Na2O、Na2O2　②ⅢA　③m