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高中化学人教版 (2019)选择性必修2第二节 原子结构与元素的性质说课ppt课件
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这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修2第二节 原子结构与元素的性质说课ppt课件，共60页。PPT课件主要包含了第2课时元素周期律等内容，欢迎下载使用。
第二节 原子结构与元素的性质
1．能说出元素电离能、电负性的含义。2．能应用元素的电离能解释元素的某些性质。3．了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。4．具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
1．宏观辨识与微观探析：通过原子半径、电离能、电负性的变化规律，建立“位—构—性”的本质关联。2．变化观念与平衡思想：把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质，丰富了元素周期表在过渡元素等领域的应用价值。
课前篇 · 自主学习固基础
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；电子之间的排斥作用使原子半径________。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就________，使原子半径 ________。
2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，原子半径________；(2) 同主族：从上到下，能层数越大，原子半径________。
1．电离能的概念(1)第一电离能：_________________原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的__________叫做第一电离能，通常用I1表示。
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。
2．第一电离能的变化规律(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现________的趋势。其中________与________、________与________之间元素的第一电离能出现反常。(2) 同族元素从上到下第一电离能________。
1．电负性的概念(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．电负性衡量标准电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以________的电负性为4.0和________的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。3．电负性递变规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐________。(2)同一主族，从上到下；元素的电负性逐渐________。
4．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与________的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：
(1)能层数越多，原子半径越大( )(2)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简单离子半径也逐渐减小( )(3)在所有元素中，氟的第一电离能最大( )
(4)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )(5)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准( )(6)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
课堂篇 · 重点难点要突破
主族元素原子半径的周期性变化如图所示：
1．决定原子半径大小的因素有哪些？
提示：原子半径大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数，这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。
2．同一周期的主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
提示：同一周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其原因是同周期元素的能层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的引力就越大，导致原子半径减小。
3．同一主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
提示：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，其原因是电子的能层数增加，电子间的排斥力增大，导致原子半径增大。
原子半径(1) 影响原子半径大小的因素原子半径的大小取决于两个因素：电子的能层数和核电荷数。在这两个因素共同作用下，原子半径出现周期性的变化。电子的能层越数多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大；而核电荷数越大，原子核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
(2) 主族元素原子半径大小的变化规律①同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。同周期元素的能层数不变，随着核电荷数的增大，原子核对电子的吸引作用增大，将使原子半径逐渐减小。②同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。同主族从上到下，电子的能层数逐渐增多，虽然核电荷数也增大，但是电子能层数成为影响原子半径的主要因素，原子半径逐渐增大。
[典例1] 下列关于微粒半径的说法正确的是( )A．能层数少的原子半径一定小于能层数多的原子半径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：由于同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故第ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期第ⅠA族元素的原子半径大，如r(Li)＞r(Cl)，A、D错误；核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的，B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，C正确。
1．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：同主族元素的原子，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－多一个能层，故半径：Cl－＞F－；F－比F多一个电子，故半径：F－＞F，D项正确。
2．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( ) A．1s22s22p63s23p5 B．1s22s22p3 C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p4
解析：由核外电子排布式可知A为氯原子，B为氮原子，C为碳原子，D为硫原子。根据同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素由上到下原子半径逐渐增大，当最外层电子数目相差不大时，一般能层越多，原子半径越大，故原子半径最大的是硫原子。
如图是元素的第一电离能与原子序数的关系
1．第二周期元素包括哪些？第二周期元素中哪种元素的第一电离能最小？哪种元素的第一电离能最大？该周期元素的第一电离能有何变化规律？
提示：第二周期元素包括Li、Be、B、C、N、O、F、Ne；第二周期元素中第一电离能最小的是碱金属元素Li，第一电离能最大的是稀有气体元素Ne；该周期元素的第一电离能随着原子序数的递增而呈现逐渐增大的趋势。
2．从原子结构的角度解释为什么同一周期随着原子序数的递增，第一电离能会呈递增的趋势。从电子排布的角度分析为什么B的第一电离能小于Be，O的第一电离能小于N。
提示：同周期元素的能层数相同，从左到右，核电荷数递增，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对电子的引力逐渐增大，越难失去电子，故第一电离能呈递增的趋势。Be的价层电子排布式为2s2，Be的2s能级处于全充满的稳定状态，较难失去1个电子，B的价层电子排布式为
2s22p1，失去一个电子后成为2s2全充满的稳定状态，故B较易失去2p能级上的1个电子，第一电离能B＜Be；N的价层电子排布式为2s22p3，N原子2p能级处于半充满的稳定状态，较难失去1个电子，而O的价层电子排布式为2s22p4，失去一个电子成为2p3半充满的稳定状态，故较易失去一个电子，因此第一电离能N＞O。
3．图中碱金属元素有哪些？它们的第一电离能有何变化规律？试从原子结构的角度解释为什么碱金属元素的第一电离能的变化。
提示：图中的碱金属元素包括Li、Na、K、Rb、Cs；它们的第一电离能从Li→Cs逐渐减小；碱金属元素原子的价层电子排布式为ns1，最外层只有一个电子，容易失去一个电子，随着原子序数的增大，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的吸引作用减弱，较易失去电子，故碱金属元素的第一电离能数值逐渐减小。
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价气态基态正离子失去一个电子，形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三离能，用I3表示；依次类推。
2．第一电离能的变化规律及影响因素(1)变化规律①同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势。②同族元素从上到下第一电离能逐渐变小。
(2) 影响因素①同周期：一般来说，同周期的元素具有相同的能层数，从左到右核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力增大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，第一电离能也就逐渐增大。②同族：同族元素能层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，原子核对外层电子的吸引力减小，越易失去电子，第一电离能也就逐渐减小。
③电子排布：各周期中稀有气体元素的第一电离能最大，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。总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
[典例2] 下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( )A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大C．最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D．对于同一元素而言，原子的电离能：I1＜I2＜I3＜……
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾原子失电子能力比钠原子强，所以钾的活泼性强于钠，A正确；同周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族元素第一电离能大于同周期第ⅢA族元素，第ⅤA族元素第一电离能大于同周期第ⅥA族元素，B错误；最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以第一电离能较大，C正确；对于同一元素来说，原子的电离能逐级增大，D正确。
1．下列有关电离能的叙述错误的是( )A．应用电离能数据可以判断元素的金属性、非金属性B．应用电离能数据可以预测某些元素的化合价C．基态气态H原子的第一电离能数据只有1个，氢元素的化合价只有＋1D．基态气态Al原子的第三电离能所对应的核外电子排布式是[Ne]3s1
解析：基态气态Al原子的核外电子排布式是[Ne]3s23p1，则基态气态Al原子的第三电离能所对应的核外电子排布式是[Ne]3s1。H原子的电子排布式是1s1，基态气态H原子的第一电离能数据只有1个，但氢元素的化合价有＋1和－1两种。
2．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。已知元素X、Y的第一电离能X＞Y，则下列说法正确的是( )A．若X与Y在元素周期表中位于同一周期，则原子序数一定是X＞YB．如果X与Y在元素周期表中位于同一主族，则原子序数一定是X＜YC．氟是非金属性最强的元素，X、Y都不可能是氟元素D．X、Y都不可能是稀有气体元素
解析：若X与Y在周期表中同周期，则原子序数不一定是X＞Y，如I1(10Ne)＞I1(9F)，I1(7N)＞I1(8O)。
下表给出的是原子序数小于20的十六种元素的电负性的数值。
1．分析表格中的数据，元素电负性的数据大小与元素金属性、非金属性强弱有何关系？推测周期表中电负性最大的应是哪种元素？
提示：元素电负性数值越大，元素的非金属性越强，元素电负性数值越小，元素的金属性越强；周期表中电负性最大的元素是F。
2．依据表格中碱金属元素电负性的数据分析，同主族元素电负性的变化规律是什么？
提示：表格中碱金属元素从Li→K，电负性从1.0→0.9→0.8逐渐减小，故同主族从上到下，元素电负性逐渐减小。
3．依据表格中第三周期主族元素电负性的数据分析，同周期主族元素电负性的变化规律是什么？
提示：表格中第三周期的主族元素从Na→Cl，电负性从0.9→3.0逐渐增大，故同周期的主族元素从左到右，电负性逐渐增大。
1．电负性有关概念与意义(1) 键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。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。
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：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。
2．电负性的变化规律随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(1)一般来说，除稀有气体元素外，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。(2)同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。(3)主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角的氟。
3．电负性的应用(1) 判断元素的金属性或非金属性强弱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) 判断化学键的类型①如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。②如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
[典例3] 已知X元素和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显负价，Y显正价B．第一电离能：Y可能小于XC．最高价含氧酸的酸性：X＜YD．气态氢化物的稳定性：Y＜X
解析：X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，则非金属性：X＞Y。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，故A正确；一般非金属性强的元素，其第一电离能大，但第ⅡA族元素和第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素，则Y的第一电离能可能小于X，故B正确；非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X＞Y，则最高价含氧酸的酸性：X＞Y，故C错误；非金属性越强，其气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：Y＜X，故D正确。
1．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：A错，主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能变化有起伏，如电负性：O＞N，但第一电离能：O＜N。B错，对于主族元素，同周期从左到右元素电负性递增。C错，通常情况下，电负性小于1.8的元素，大部分是金属元素，电负性大于1.8的元素，大部分是非金属元素，但部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性。
2．下列各元素，最易形成离子化合物的是( )①第三周期第一电离能最小的元素 ②价层电子排布式为2s22p6的元素 ③2p能级半充满的元素 ④电负性最大的元素 A．①② B．③④ C．②③ D．①④
解析：第三周期第一电离能最小的元素是钠，易失去电子；价层电子排布式为2s22p6的元素是氖，化学性质不活泼；2p能级半充满的元素是氮，是非金属元素；电负性最大的元素是氟，非金属性最强，故最易形成离子化合物的是钠和氟。
演习篇 · 学业测试速达标
1．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：同周期随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，第ⅤA族np能级为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能的大小顺序为D＞C＞A＞B。
2．潜艇上的核反应堆内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＞NaC．电负性：Na＞Al D．基态原子未成对电子数：Na＞Al
解析：同周期自左向右原子半径逐渐减小，A错误；同周期自左向右第一电离能呈增大趋势，B正确，同周期自左向右电负性逐渐增大，C错误；Na和Al的基态原子未成对电子数都为1，D错误。
3．如图表示前20号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量的变化关系，其中A、B、C各点表示的元素是( ) A．N、S、P B．F、Cl、O C．He、Ne、Ar D．Si、C、B
解析：稀有气体的原子结构为稳定结构，失去一个电子所需能量是同周期元素中最高的，故A、B、C分别代表He、Ne、Ar。
4．(双选)下列关于第一电离能和电负性的说法不正确的是( )A．第一电离能的大小：Mg＜AlB．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳C．Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳D．元素的第一电离能：Al＜Si
解析：镁的3p轨道是全空，能量较低，比较稳定，所以镁元素的第一电离能高于铝元素的第一电离能，故A错误；同主族元素，其第一电离能、电负性随着原子序数的增大而减小，所以锗的第一电离能、电负性都低于碳，故B错误；Ni的价层电子排布式为3d84s2，3d能级上有2个未成对电子，第二周期中未对电子数为2的元素有C、O，其中C的电负性小，故C正确；同周期，从左向右元素第一电离能整体呈增大趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族由于处于全充满和半充满的稳定结构，所以第一电离能：Al＜Si，故D正确。
5．填写下列空白：(1)H、B、N中，原子半径最大的是________。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素________的相似。(2)比较离子半径：F－________(填“大于”“等于”或“小于”)O2－。(3)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________。
(4)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)________(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是___________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Zn的价层电子排布式为3d104s2，为全满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子，因此Zn的第一电离能大于铜的第一电离能
解析：(1)根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小，可知H、B、N中原子半径最大的是B。元素周期表中B与Si(硅)处于对角线，二者化学性质相似。(2)F－与O2－电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的引力越大，离子半径越小，故离子半径F－＜O2－。(3)NH4H2PO4含四种元素：N、H、P、O，其中氧元素的非金属性最强，电负性最大。
(4) Zn的价层电子排布式为3d104s2，为全满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子，因此Zn的第一电离能大于铜的第一电离能。
第二节 原子结构与元素的性质
1．能说出元素电离能、电负性的含义。2．能应用元素的电离能解释元素的某些性质。3．了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。4．具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
1．宏观辨识与微观探析：通过原子半径、电离能、电负性的变化规律，建立“位—构—性”的本质关联。2．变化观念与平衡思想：把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质，丰富了元素周期表在过渡元素等领域的应用价值。
课前篇 · 自主学习固基础
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；电子之间的排斥作用使原子半径________。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就________，使原子半径 ________。
2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，原子半径________；(2) 同主族：从上到下，能层数越大，原子半径________。
1．电离能的概念(1)第一电离能：_________________原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的__________叫做第一电离能，通常用I1表示。
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。
2．第一电离能的变化规律(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现________的趋势。其中________与________、________与________之间元素的第一电离能出现反常。(2) 同族元素从上到下第一电离能________。
1．电负性的概念(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．电负性衡量标准电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以________的电负性为4.0和________的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。3．电负性递变规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐________。(2)同一主族，从上到下；元素的电负性逐渐________。
4．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与________的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：
(1)能层数越多，原子半径越大( )(2)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简单离子半径也逐渐减小( )(3)在所有元素中，氟的第一电离能最大( )
(4)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )(5)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准( )(6)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
课堂篇 · 重点难点要突破
主族元素原子半径的周期性变化如图所示：
1．决定原子半径大小的因素有哪些？
提示：原子半径大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数，这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。
2．同一周期的主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
提示：同一周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其原因是同周期元素的能层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的引力就越大，导致原子半径减小。
3．同一主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
提示：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，其原因是电子的能层数增加，电子间的排斥力增大，导致原子半径增大。
原子半径(1) 影响原子半径大小的因素原子半径的大小取决于两个因素：电子的能层数和核电荷数。在这两个因素共同作用下，原子半径出现周期性的变化。电子的能层越数多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大；而核电荷数越大，原子核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
(2) 主族元素原子半径大小的变化规律①同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。同周期元素的能层数不变，随着核电荷数的增大，原子核对电子的吸引作用增大，将使原子半径逐渐减小。②同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。同主族从上到下，电子的能层数逐渐增多，虽然核电荷数也增大，但是电子能层数成为影响原子半径的主要因素，原子半径逐渐增大。
[典例1] 下列关于微粒半径的说法正确的是( )A．能层数少的原子半径一定小于能层数多的原子半径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：由于同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故第ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期第ⅠA族元素的原子半径大，如r(Li)＞r(Cl)，A、D错误；核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的，B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，C正确。
1．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：同主族元素的原子，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－多一个能层，故半径：Cl－＞F－；F－比F多一个电子，故半径：F－＞F，D项正确。
2．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( ) A．1s22s22p63s23p5 B．1s22s22p3 C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p4
解析：由核外电子排布式可知A为氯原子，B为氮原子，C为碳原子，D为硫原子。根据同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素由上到下原子半径逐渐增大，当最外层电子数目相差不大时，一般能层越多，原子半径越大，故原子半径最大的是硫原子。
如图是元素的第一电离能与原子序数的关系
1．第二周期元素包括哪些？第二周期元素中哪种元素的第一电离能最小？哪种元素的第一电离能最大？该周期元素的第一电离能有何变化规律？
提示：第二周期元素包括Li、Be、B、C、N、O、F、Ne；第二周期元素中第一电离能最小的是碱金属元素Li，第一电离能最大的是稀有气体元素Ne；该周期元素的第一电离能随着原子序数的递增而呈现逐渐增大的趋势。
2．从原子结构的角度解释为什么同一周期随着原子序数的递增，第一电离能会呈递增的趋势。从电子排布的角度分析为什么B的第一电离能小于Be，O的第一电离能小于N。
提示：同周期元素的能层数相同，从左到右，核电荷数递增，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对电子的引力逐渐增大，越难失去电子，故第一电离能呈递增的趋势。Be的价层电子排布式为2s2，Be的2s能级处于全充满的稳定状态，较难失去1个电子，B的价层电子排布式为
2s22p1，失去一个电子后成为2s2全充满的稳定状态，故B较易失去2p能级上的1个电子，第一电离能B＜Be；N的价层电子排布式为2s22p3，N原子2p能级处于半充满的稳定状态，较难失去1个电子，而O的价层电子排布式为2s22p4，失去一个电子成为2p3半充满的稳定状态，故较易失去一个电子，因此第一电离能N＞O。
3．图中碱金属元素有哪些？它们的第一电离能有何变化规律？试从原子结构的角度解释为什么碱金属元素的第一电离能的变化。
提示：图中的碱金属元素包括Li、Na、K、Rb、Cs；它们的第一电离能从Li→Cs逐渐减小；碱金属元素原子的价层电子排布式为ns1，最外层只有一个电子，容易失去一个电子，随着原子序数的增大，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的吸引作用减弱，较易失去电子，故碱金属元素的第一电离能数值逐渐减小。
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价气态基态正离子失去一个电子，形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三离能，用I3表示；依次类推。
2．第一电离能的变化规律及影响因素(1)变化规律①同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势。②同族元素从上到下第一电离能逐渐变小。
(2) 影响因素①同周期：一般来说，同周期的元素具有相同的能层数，从左到右核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力增大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，第一电离能也就逐渐增大。②同族：同族元素能层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，原子核对外层电子的吸引力减小，越易失去电子，第一电离能也就逐渐减小。
③电子排布：各周期中稀有气体元素的第一电离能最大，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。总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
[典例2] 下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( )A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大C．最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D．对于同一元素而言，原子的电离能：I1＜I2＜I3＜……
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾原子失电子能力比钠原子强，所以钾的活泼性强于钠，A正确；同周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族元素第一电离能大于同周期第ⅢA族元素，第ⅤA族元素第一电离能大于同周期第ⅥA族元素，B错误；最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以第一电离能较大，C正确；对于同一元素来说，原子的电离能逐级增大，D正确。
1．下列有关电离能的叙述错误的是( )A．应用电离能数据可以判断元素的金属性、非金属性B．应用电离能数据可以预测某些元素的化合价C．基态气态H原子的第一电离能数据只有1个，氢元素的化合价只有＋1D．基态气态Al原子的第三电离能所对应的核外电子排布式是[Ne]3s1
解析：基态气态Al原子的核外电子排布式是[Ne]3s23p1，则基态气态Al原子的第三电离能所对应的核外电子排布式是[Ne]3s1。H原子的电子排布式是1s1，基态气态H原子的第一电离能数据只有1个，但氢元素的化合价有＋1和－1两种。
2．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。已知元素X、Y的第一电离能X＞Y，则下列说法正确的是( )A．若X与Y在元素周期表中位于同一周期，则原子序数一定是X＞YB．如果X与Y在元素周期表中位于同一主族，则原子序数一定是X＜YC．氟是非金属性最强的元素，X、Y都不可能是氟元素D．X、Y都不可能是稀有气体元素
解析：若X与Y在周期表中同周期，则原子序数不一定是X＞Y，如I1(10Ne)＞I1(9F)，I1(7N)＞I1(8O)。
下表给出的是原子序数小于20的十六种元素的电负性的数值。
1．分析表格中的数据，元素电负性的数据大小与元素金属性、非金属性强弱有何关系？推测周期表中电负性最大的应是哪种元素？
提示：元素电负性数值越大，元素的非金属性越强，元素电负性数值越小，元素的金属性越强；周期表中电负性最大的元素是F。
2．依据表格中碱金属元素电负性的数据分析，同主族元素电负性的变化规律是什么？
提示：表格中碱金属元素从Li→K，电负性从1.0→0.9→0.8逐渐减小，故同主族从上到下，元素电负性逐渐减小。
3．依据表格中第三周期主族元素电负性的数据分析，同周期主族元素电负性的变化规律是什么？
提示：表格中第三周期的主族元素从Na→Cl，电负性从0.9→3.0逐渐增大，故同周期的主族元素从左到右，电负性逐渐增大。
1．电负性有关概念与意义(1) 键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。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。
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：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。
2．电负性的变化规律随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(1)一般来说，除稀有气体元素外，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。(2)同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。(3)主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角的氟。
3．电负性的应用(1) 判断元素的金属性或非金属性强弱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) 判断化学键的类型①如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。②如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
[典例3] 已知X元素和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显负价，Y显正价B．第一电离能：Y可能小于XC．最高价含氧酸的酸性：X＜YD．气态氢化物的稳定性：Y＜X
解析：X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，则非金属性：X＞Y。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，故A正确；一般非金属性强的元素，其第一电离能大，但第ⅡA族元素和第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素，则Y的第一电离能可能小于X，故B正确；非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X＞Y，则最高价含氧酸的酸性：X＞Y，故C错误；非金属性越强，其气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：Y＜X，故D正确。
1．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：A错，主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能变化有起伏，如电负性：O＞N，但第一电离能：O＜N。B错，对于主族元素，同周期从左到右元素电负性递增。C错，通常情况下，电负性小于1.8的元素，大部分是金属元素，电负性大于1.8的元素，大部分是非金属元素，但部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性。
2．下列各元素，最易形成离子化合物的是( )①第三周期第一电离能最小的元素 ②价层电子排布式为2s22p6的元素 ③2p能级半充满的元素 ④电负性最大的元素 A．①② B．③④ C．②③ D．①④
解析：第三周期第一电离能最小的元素是钠，易失去电子；价层电子排布式为2s22p6的元素是氖，化学性质不活泼；2p能级半充满的元素是氮，是非金属元素；电负性最大的元素是氟，非金属性最强，故最易形成离子化合物的是钠和氟。
演习篇 · 学业测试速达标
1．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：同周期随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，第ⅤA族np能级为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能的大小顺序为D＞C＞A＞B。
2．潜艇上的核反应堆内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＞NaC．电负性：Na＞Al D．基态原子未成对电子数：Na＞Al
解析：同周期自左向右原子半径逐渐减小，A错误；同周期自左向右第一电离能呈增大趋势，B正确，同周期自左向右电负性逐渐增大，C错误；Na和Al的基态原子未成对电子数都为1，D错误。
3．如图表示前20号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量的变化关系，其中A、B、C各点表示的元素是( ) A．N、S、P B．F、Cl、O C．He、Ne、Ar D．Si、C、B
解析：稀有气体的原子结构为稳定结构，失去一个电子所需能量是同周期元素中最高的，故A、B、C分别代表He、Ne、Ar。
4．(双选)下列关于第一电离能和电负性的说法不正确的是( )A．第一电离能的大小：Mg＜AlB．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳C．Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳D．元素的第一电离能：Al＜Si
解析：镁的3p轨道是全空，能量较低，比较稳定，所以镁元素的第一电离能高于铝元素的第一电离能，故A错误；同主族元素，其第一电离能、电负性随着原子序数的增大而减小，所以锗的第一电离能、电负性都低于碳，故B错误；Ni的价层电子排布式为3d84s2，3d能级上有2个未成对电子，第二周期中未对电子数为2的元素有C、O，其中C的电负性小，故C正确；同周期，从左向右元素第一电离能整体呈增大趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族由于处于全充满和半充满的稳定结构，所以第一电离能：Al＜Si，故D正确。
5．填写下列空白：(1)H、B、N中，原子半径最大的是________。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素________的相似。(2)比较离子半径：F－________(填“大于”“等于”或“小于”)O2－。(3)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________。
(4)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)________(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是___________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Zn的价层电子排布式为3d104s2，为全满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子，因此Zn的第一电离能大于铜的第一电离能
解析：(1)根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小，可知H、B、N中原子半径最大的是B。元素周期表中B与Si(硅)处于对角线，二者化学性质相似。(2)F－与O2－电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的引力越大，离子半径越小，故离子半径F－＜O2－。(3)NH4H2PO4含四种元素：N、H、P、O，其中氧元素的非金属性最强，电负性最大。
(4) Zn的价层电子排布式为3d104s2，为全满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子，因此Zn的第一电离能大于铜的第一电离能。
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