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高中化学鲁科版 (2019)选择性必修2第1章 原子结构与元素性质第3节 元素性质及其变化规律背景图课件ppt
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这是一份高中化学鲁科版 (2019)选择性必修2第1章 原子结构与元素性质第3节 元素性质及其变化规律背景图课件ppt，共60页。PPT课件主要包含了课前自主学习，影响因素，变化规律，n-1d，一个电子，kJ·mol-1，2影响因素，吸引电子能力，课堂合作探究，课堂素养达标等内容，欢迎下载使用。
学习任务一 原子半径及其变化规律任务驱动:我们知道,核外电子是在核外一定区域内高速运动,那么不同的原子运动区域的大小有什么规律?它的大小与哪些因素有关呢?1.原子半径的含义:依据量子力学理论,原子并没有经典意义上的半径,因此人们假定原子是一个_____,并用统计的方法来测定它的半径。
【想一想】元素的原子得失电子的能力与原子半径有什么关系?提示:同周期元素原子的电子层数相同,由左到右原子半径逐渐减小,原子对外层电子的吸引能力增强,因此,同周期元素由左到右元素原子得电子能力增强,失电子能力减弱;同主族元素原子的价电子数相同,由上到下原子半径逐渐增大,原子对外层电子的吸引能力减弱,因此,同主族元素由上到下金属元素原子失电子能力增强,非金属元素原子得电子能力减弱。
学习任务二 元素的电离能及其变化规律任务驱动:不同元素的原子,因为结构不同,因而得失电子能力强弱是不同的,有没有能够定量描述某种原子得失电子的能力的物理量呢?1.概念气态基态原子或气态基态离子失去_________所需要的最小能量称为电离能,常用符号__表示,单位是_________。
2.意义判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小,表示在气态时该元素的原子(或离子)越_____失去电子;反之,电离能越大,表示在气态时该元素的原子(或离子)越___失去电子。
3.分类(1)第一电离能是指处于_____的气态原子失去____电子的电离能,符号为I1。表示为M(g)====M+(g)+e- I1(2)第二电离能是在气态元素原子失去一个电子的基础上再失去一个电子的电离能,符号为I2。表示为M+(g)====(g)+e- I2(3)依次还有第三电离能I3,第四电离能I4等。
4.变化规律及影响因素(1)变化规律。① ②同种元素的原子,电离能逐级_____。
【做一做】试判断下列各组元素的第一电离能(I)的相对大小。①I(砷)________I(硒), ②I(铝)________I(硅), ③I(溴)________I(硒), ④I(氧)________I(硫)。 提示:I(砷)>I(硒)、I(铝)I(硒),I(氧)>I(硫)。同主族由上到下第一电离能逐渐减小,而从第2、3周期可以看出,同周期由左到右第一电离能呈增大趋势,但第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素I值都低。
学习任务三 元素的电负性及其变化规律任务驱动:元素的电离能可以描述某个气态原子失去一个或多个电子的难易程度,那么有没有能够描述某种原子吸引电子能力强弱的物理量呢?1.电负性的概念及意义(1)概念:元素的原子在化合物中_____________的标度。(2)意义:元素的电负性越大,表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越___;反之,电负性越小,相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越___。(3)标准:以氟的电负性为____作为标准,得出各元素的电负性。
2.电负性的变化规律及应用
【情境·思考】电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计算出来的,请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置?
提示:氟元素非金属性最强为4.0,则电负性大约为2的元素应该既具有金属性又具有非金属性,应该在金属和非金属的分界线处。
探究任务一 粒子半径大小的比较【教材情境】元素的原子半径及相应的柱状比例模型示意图
【问题探究】1.电子层数越多,原子半径越大吗?提示:不一定。如锂原子半径大于氯原子半径。2.同一周期元素的原子半径由左到右依次减小吗?提示:除稀有气体外,同周期元素原子半径由左到右逐渐减小;由于稀有气体原子半径的计算方法与其他元素不同,因此稀有气体的原子半径与其他元素的原子半径不予比较。
3.举例说明电子层结构相同的微粒,其微粒半径大小的比较有什么规律?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。例如:r(N3-)>r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
【探究总结】1.原子半径的大小比较(1)同电子层:一般来说,当电子层相同时,随着核电荷数的增加,其原子半径(或离子半径)逐渐减小(除稀有气体外),有“序小径大”的规律。如r(11Na) >r(12Mg)、r(Na+)>r(Mg2+)。(2)同主族:一般来说,当最外层电子数相同时,电子层数越多,原子(或离子)半径越大。如r(Na)
2.离子半径的大小比较(1)阳离子半径小于对应的原子半径,阴离子半径大于对应的原子半径,如r(Na+)r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。(3)不同价态的同种元素的离子,核外电子数多的半径大,如r(Fe2+)>r(Fe3+),r(Cu+)>r(Cu2+)。
【典例】(2020·石家庄高二检测)下列微粒半径大小比较错误的是( )A.K>Na>LiB.Na+>Mg2+>Al3+C.Mg2+>Na+>F-D.Cl->F->F【解题指南】解答本题需注意以下两点:(1)同主族原子半径的变化规律;(2)核外电子排布相同的离子半径的比较方法。
【解析】选C。同主族,由上到下微粒半径逐渐增大,A项正确;核外电子排布相同的微粒,核电荷数越大,微粒半径越小,B项正确;C项应该为F->Na+>Mg2+;D项可引入Cl,顺序为Cl->Cl>F->F,正确。
【方法规律】“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数:最外层电子数相同时,电子层数越多,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:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
【探究训练】1.(2020·临沂高二检测)已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是( )A.原子半径A>B>D>CB.原子序数d>c>b>aC.离子半径C3->D->B+>A2+D.单质的还原性A>B>D>C
【解析】选C。aA2+、bB+、cC3-、dD-都是短周期元素的离子,电子层结构相同,其在周期表中的相对位置关系可表示为
因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为a>b>d>c;元素原子半径的大小顺序为r(B)>r(A)>r(C)>r(D);电子层结构相同的离子,阴离子半径必大于阳离子半径,且带负电荷越多半径越大,阳离子带正电荷越多半径越小,故离子半径由大到小的顺序为r(C3-)>r(D-)>r(B+)>r(A2+)。单质中同周期的A、B为金属,A原子序数大于B,故还原性应为B>A;同周期非金属元素C、D,C的原子序数小于D,C的还原性应大于D。
2.具有下列电子排布式的原子中,半径最大的是( )A.1s22s22p63s23p5 D.1s22s22p63s23p4【解析】选D。由核外电子排布知识可知A为氯原子,B为氮原子,C为碳原子,D为硫原子。根据同周期从左到右原子半径逐渐减小,同主族原子半径由上到下逐渐增大,当最外层电子数目相差不大时,一般电子层数越多,原子半径越大,故原子半径最大的是硫原子。
【补偿训练】1.下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是( )A.LiI B.NaBr C.KCl D.CsF【解析】选A。碱金属离子半径:r(Li+)
【解析】选C。由于同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小,故ⅦA族的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(S)>r(Cl)。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。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。原子序数增大,原子半径并不是一直增大,而是呈周期性变化。
探究任务二 电离能及其变化规律【教材情境】如图,部分主族元素及0族元素的第一电离能比较示意图。
【问题探究】1.由图可知ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素都高,这是什么原因?提示:同周期中,ⅡA族元素的价电子排布为ns2,ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3,分别为全充满和半充满状态,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要高。2.元素第一电离能小的元素,其金属性一定强吗?提示:不一定。如铝的第一电离能比镁的第一电离能小,但铝的金属性不如镁的金属性强。
3.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?提示:同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1I2、I4>I3……In+1>In。
(2)为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3价?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。
【探究总结】1.元素第一电离能的变化趋势图
2.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同周期元素:从左到右,第一电离能总体上呈现增大的趋势,表示元素原子失电子越来越难。
②同主族元素:自上而下第一电离能逐渐减小,表示元素原子失电子越来越易。③同一周期中,ⅡA族元素的第一电离能比ⅢA族元素的第一电离能大,ⅤA族元素的第一电离能比ⅥA族元素的第一电离能大,这是因为ⅡA族元素的最外层的s轨道呈全充满状态,ⅤA族元素的最外层p轨道呈半充满状态。全充满状态和半充满状态相对稳定。
(2)逐级电离能。①原子的逐级电离能越来越大。原子失电子时,首先失去的是能量最高的电子,故第一电离能较小,以后再失去电子都是能级较低的电子,所需要的能量增多;同时,失去电子后,阳离子所带的正电荷对电子的吸引更强,从而使电离能越来越大。
②逐级电离能递增有突跃现象。同一电子层的电子,能量相差不大,从同一个电子层逐渐失去一个电子时,所需能量差别不是太大。再从不同电子层失去一个电子时,所需能量有很大的差距。电离能有突跃现象,利用电离能的突跃现象,可以判断核外电子的分层排布。
3.元素电离能的应用(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。
【典例】(2020·威海高二检测)下列关于电离能的有关说法中正确的是( )A.第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中,氟的第一电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大【解题指南】解答本题需注意以下两点:(1)同周期元素的第一电离能的变化规律;(2)ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能的特殊性。
【解析】选A。同周期中碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体最大,故A正确,C错误。由于镁的价电子排布为3s2属于全充满结构,具有相对较大的第一电离能;而铝的价电子排布为3s23p1,具有相对较小的第一电离能,故B错误。D中钾比镁更易失电子,钾的第一电离能小于镁的,D错误。
【易错提醒】(1)同周期元素,随着核电荷数增大,I1呈增大趋势。碱金属元素的第一电离能最小。稀有气体元素的第一电离能最大。同主族元素,随着电子层数增大,I1减小。(2)当相邻逐级电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化,即同一电子层中电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。
【探究训练】1.(双选)根据下表所列元素的各级电离能I/kJ·ml-1的数据,下列判断中错误的是( )
A.元素X的常见化合价为+2价B.元素Y可能为ⅢA族元素C.元素X与氯形成化合物时,化学式可能是XClD.元素Y在化学性质上与锡相似【解析】选A、D。根据数据分析:X中I2≫I1,可知X最外层只有1个电子,X常见化合价为+1价,与Cl元素形成XCl,位于ⅠA族,故A错误,C正确;Y中I4≫I3,Y易呈+3价,故Y最外层有3个电子,位于ⅢA族,B正确;因为锡在ⅣA族,所以Y的化学性质不与锡相似, D错误。
2.请回答下列问题:(1)依据第2周期元素第一电离能的变化规律,参照如图B、F元素的位置,用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。 (2)元素的第一电离能:Al________ Si(填“>”或“<”)。 (3)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有________种。 (4)S、N、O三种元素第一电离能由大到小的顺序为________。
【解析】(1)同一周期,从左到右元素的第一电离能在总体上呈递增趋势,但ⅤA族的元素,2p轨道处于半充满状态,第一电离能比ⅣA和ⅥA族元素的第一电离能都大。(2)同一周期元素自左向右第一电离能有增大趋势,第一电离能Al
答案:(1) (2)< (3)3 (4)N>O>S
【补偿训练】 1.下列原子的价电子排布式中,对应的第一电离能最大的是( )A.3s23p1 D.3s23p4【解析】选C。由于能量3p>3s,因而先失去3p轨道上的电子,而C项3s23p3中3p轨道半充满,是较稳定状态,因而更难失去第1个电子。
2.分析下列图表,回答问题。(1)N、Al、Si、Ge四种元素中,有一种元素的电离能数据如下:则该元素是________(填写元素符号)。
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第______族。
【解析】(1)因为I4≫I3,所以该元素原子最外层有3个电子,为铝元素。(2)元素M的各级电离能逐渐增大,I1和I2差别较小,但I3≫I2>I1,I3突跃式变大,即失去2个电子后,再失去电子变为+3价阳离子却非常困难,说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。答案:(1)Al (2)ⅡA
探究任务三 电负性的变化规律及其应用【科技情境】电负性是解释化学反应发生最著名的模型之一,用来描述不同原子吸引电子的强度。通过电负性尺度,可以预测不同分子和材料中电荷的近似分布,而不需要复杂的量子力学计算或光谱研究。电负性综合考虑了电离能和电子亲合能,首先由鲍林提出。它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力,称为相对电负性,简称电负性,该组数据又称鲍林标度。
【问题探究】1.在化合物中,怎样根据电负性的相对大小判断元素化合价的正、负?提示:在化合物中,电负性大的元素呈现负化合价,电负性小的元素呈现正化合价。2.电负性差值大于1.7的两种元素一定能够形成离子化合物吗?提示:不一定。如H的电负性为2.1,氟的电负性为4.0,电负性差为1.9,但HF为共价化合物。
3.同周期第一电离能大的主族元素电负性一定大吗?提示:不一定。通常情况下,同周期主族元素第一电离能越大,电负性越大,但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3,为全满和半满结构,同周期这两族元素原子第一电离能反常。如电负性NO。4.在元素周期表中,某些位于左上和右下位置的两种元素,其单质和化合物的性质相似,如Li-Mg,Be-Al,请从电负性的角度分析其中的原因。提示:左上和右下位置的两种元素,电负性数值相近,如Li、Mg的电负性分别为1.0和1.2,Be、Al的电负性均为1.5,说明它们吸引电子的能力相当,所以其单质和化合物的性质也相似。
【探究总结】1.元素电负性的周期性变化随原子序数的递增,元素的电负性呈周期性的变化。(1)同周期从左到右,元素的电负性逐渐增大。(2)同主族从上到下,元素电负性逐渐减小。2.元素电负性的应用(1)判断元素类别大于2时一般为非金属元素,小于2时一般为金属元素。
(2)判断元素非金属性强弱①非金属元素的电负性越大,元素的非金属性越强;②金属元素的电负性越小,元素的金属性越强。(3)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。
(4)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。
(5)解释元素的“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,表现出它们的性质相似性,如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O、Li3N和MgO、Mg3N2;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。
【典例】下表是某些短周期元素的电负性(X)值:
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是_____。 (2)通过分析X值变化规律,确定N、Mg最接近的X值范围:________
【解析】 (1)由表中数据可知,电负性越大的元素,其非金属性越强,在反应中越易得到电子。(2)确定X值的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。(3)分析同周期和同主族元素X值的递变,均可得出X值随原子半径的增大而减小。(4)对比C、N的X值,应用题干中的信息,即可得出共用电子对偏向于N一方。
(5)反应NCl3+3H2O====NH3+3HClO,因为NH3中N为-3价,HClO中Cl为+1价,所以NCl3中N为-3价,Cl为+1价,说明N的得电子能力比Cl的强,则N的电负性大于Cl的电负性。(6)Cl与Al的ΔX为3.0-1.5=1.5<1.7,Br的X值小于Cl的X值,故AlBr3中成键的两原子相应元素的ΔX<1.7,为共价键。答案:(1)元素的电负性越大,原子吸引电子的能力越强(2)0.9 1.5 2.5 3.5 (3)原子半径越大,X值越小 周期性 (4)氮 (5)> (6)共价键
【探究训练】1.(2020·郑州高二检测)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。主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同,但电离能变化有特例,如电负性:O>N,但第一电离能:O
(4)基态锗(Ge)原子的电子排布式是______________,Ge的最高价氯化物分子式是_________。该元素可能的性质或应用有________(填字母)。 A.是一种活泼的金属元素B.其电负性大于硫C.其单质可作为半导体材料D.锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳(5)溴与氯能以________键结合形成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原子的价电子排布式为3d84s2,原子中含有2个未成对电子,第2周期中基态元素原子中含有2个未成对电子的价电子排布式为2s22p2、2s22p4分别为C和O,O元素的电负性大于C。(2)根据同周期从左到右元素的电负性增大,同主族从上到下元素的电负性减小可知:电负性由强到弱顺序为O>C>Si。电负性越大,元素的非金属性越强,非金属性由强到弱顺序为O>C>Si。(3)由于元素电负性越大,吸引电子能力越强,根据电子对偏向情况可得电负性大小为C>H>Si,H
2.已知M元素原子的价电子排布式为3s23p1,N元素位于元素周期表中第3周期,其原子最外层p轨道为半充满状态,下列叙述错误的是( )A.M为金属元素,N为非金属元素B.M与N为同周期元素C.N的电负性大于MD.M的第一电离能大于N【解析】选D。由题意可得M为Al元素,N为P元素,故A、B、C均正确。P的第一电离能比Al大,D错误。
1.(2020·烟台高二检测)下列各组微粒半径的比较正确的是( )①ClBr-,④错误。
2.下列说法不正确的是( )A.第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结果B.原子失去电子需要得到能量C.电负性是相对的,所以没有单位D.分析元素电负性数值可以看出,金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大
【解析】选A。原子核外电子排布的周期性变化导致元素性质周期性变化,A错误。原子要得到能量才失去电子,B正确。电负性规定氟元素为4.0作为标度,其他为与之比较的结果,所以没单位,C正确。金属元素易失电子,电负性小,非金属元素相反,D正确。
3.(2020·太原高二检测)下列各组元素,按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( )A.K、Na、LiB.Al、Mg、NaC.N、O、CD.Cl、S、P【解析】选A。同周期中,从左到右,元素的第一电离能总体逐渐增大;同主族中,从上到下,第一电离能逐渐减小。ⅡA族中的Be、Mg、Ca及ⅤA族的N、P、As第一电离能出现反常现象。
4.(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>ZB.简单离子的还原性:Y>X>WC.简单离子的半径:W>X>Y>ZD.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。
5.(双选)如图为元素周期表中短周期的一部分,关于Y、Z、M的说法正确的是( ) A.电负性:Y>Z>MB.离子半径:Z2->M->Y-C.ZM2分子中各原子的最外层均满足8电子稳定结构D.Z元素基态原子最外层电子轨道表示式为
【解析】选B、C。由图示关系可推知:X为氦元素,Y为氟元素,M为氯元素,Z为硫元素。元素的电负性:F>Cl>S,A项错误;离子半径:S2->Cl->F-,B项正确;SCl2的电子式为 ,C项正确;S元素基态原子最外层电子轨道表示式为 ,D项错误。
6.有A、B、C、D、E五种短周期元素,其中A、B、C属于同一周期,A原子最外层p轨道的电子数等于次外层的电子总数,B原子最外层中有两个未成对电子,D、E原子核内各自的质子数与中子数相等,B元素可分别与A、C、D、E生成RB2型化合物,并知在DB2和EB2中,D与B的质量比为7∶8;E与B的质量比为1∶1。根据以上条件,回答下列问题。(1)写出下列各元素的元素符号。A________,B________,C________,D________,E________。
(2)写出基态D原子的电子排布式______________。 (3)指出E元素在周期表中的位置______________。 (4)A、B、C三种元素的第一电离能的大小顺序为____________(由大到小的顺序排列,填元素符号,下同)。 (5)元素D和E的电负性的相对大小为______________。
学习任务一 原子半径及其变化规律任务驱动:我们知道,核外电子是在核外一定区域内高速运动,那么不同的原子运动区域的大小有什么规律?它的大小与哪些因素有关呢?1.原子半径的含义:依据量子力学理论,原子并没有经典意义上的半径,因此人们假定原子是一个_____,并用统计的方法来测定它的半径。
【想一想】元素的原子得失电子的能力与原子半径有什么关系?提示:同周期元素原子的电子层数相同,由左到右原子半径逐渐减小,原子对外层电子的吸引能力增强,因此,同周期元素由左到右元素原子得电子能力增强,失电子能力减弱;同主族元素原子的价电子数相同,由上到下原子半径逐渐增大,原子对外层电子的吸引能力减弱,因此,同主族元素由上到下金属元素原子失电子能力增强,非金属元素原子得电子能力减弱。
学习任务二 元素的电离能及其变化规律任务驱动:不同元素的原子,因为结构不同,因而得失电子能力强弱是不同的,有没有能够定量描述某种原子得失电子的能力的物理量呢?1.概念气态基态原子或气态基态离子失去_________所需要的最小能量称为电离能,常用符号__表示,单位是_________。
2.意义判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小,表示在气态时该元素的原子(或离子)越_____失去电子;反之,电离能越大,表示在气态时该元素的原子(或离子)越___失去电子。
3.分类(1)第一电离能是指处于_____的气态原子失去____电子的电离能,符号为I1。表示为M(g)====M+(g)+e- I1(2)第二电离能是在气态元素原子失去一个电子的基础上再失去一个电子的电离能,符号为I2。表示为M+(g)====(g)+e- I2(3)依次还有第三电离能I3,第四电离能I4等。
4.变化规律及影响因素(1)变化规律。① ②同种元素的原子,电离能逐级_____。
【做一做】试判断下列各组元素的第一电离能(I)的相对大小。①I(砷)________I(硒), ②I(铝)________I(硅), ③I(溴)________I(硒), ④I(氧)________I(硫)。 提示:I(砷)>I(硒)、I(铝)
学习任务三 元素的电负性及其变化规律任务驱动:元素的电离能可以描述某个气态原子失去一个或多个电子的难易程度,那么有没有能够描述某种原子吸引电子能力强弱的物理量呢?1.电负性的概念及意义(1)概念:元素的原子在化合物中_____________的标度。(2)意义:元素的电负性越大,表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越___;反之,电负性越小,相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越___。(3)标准:以氟的电负性为____作为标准,得出各元素的电负性。
2.电负性的变化规律及应用
【情境·思考】电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计算出来的,请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置?
提示:氟元素非金属性最强为4.0,则电负性大约为2的元素应该既具有金属性又具有非金属性,应该在金属和非金属的分界线处。
探究任务一 粒子半径大小的比较【教材情境】元素的原子半径及相应的柱状比例模型示意图
【问题探究】1.电子层数越多,原子半径越大吗?提示:不一定。如锂原子半径大于氯原子半径。2.同一周期元素的原子半径由左到右依次减小吗?提示:除稀有气体外,同周期元素原子半径由左到右逐渐减小;由于稀有气体原子半径的计算方法与其他元素不同,因此稀有气体的原子半径与其他元素的原子半径不予比较。
3.举例说明电子层结构相同的微粒,其微粒半径大小的比较有什么规律?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。例如:r(N3-)>r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
【探究总结】1.原子半径的大小比较(1)同电子层:一般来说,当电子层相同时,随着核电荷数的增加,其原子半径(或离子半径)逐渐减小(除稀有气体外),有“序小径大”的规律。如r(11Na) >r(12Mg)、r(Na+)>r(Mg2+)。(2)同主族:一般来说,当最外层电子数相同时,电子层数越多,原子(或离子)半径越大。如r(Na)
2.离子半径的大小比较(1)阳离子半径小于对应的原子半径,阴离子半径大于对应的原子半径,如r(Na+)
【典例】(2020·石家庄高二检测)下列微粒半径大小比较错误的是( )A.K>Na>LiB.Na+>Mg2+>Al3+C.Mg2+>Na+>F-D.Cl->F->F【解题指南】解答本题需注意以下两点:(1)同主族原子半径的变化规律;(2)核外电子排布相同的离子半径的比较方法。
【解析】选C。同主族,由上到下微粒半径逐渐增大,A项正确;核外电子排布相同的微粒,核电荷数越大,微粒半径越小,B项正确;C项应该为F->Na+>Mg2+;D项可引入Cl,顺序为Cl->Cl>F->F,正确。
【方法规律】“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数:最外层电子数相同时,电子层数越多,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:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
【探究训练】1.(2020·临沂高二检测)已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是( )A.原子半径A>B>D>CB.原子序数d>c>b>aC.离子半径C3->D->B+>A2+D.单质的还原性A>B>D>C
【解析】选C。aA2+、bB+、cC3-、dD-都是短周期元素的离子,电子层结构相同,其在周期表中的相对位置关系可表示为
因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为a>b>d>c;元素原子半径的大小顺序为r(B)>r(A)>r(C)>r(D);电子层结构相同的离子,阴离子半径必大于阳离子半径,且带负电荷越多半径越大,阳离子带正电荷越多半径越小,故离子半径由大到小的顺序为r(C3-)>r(D-)>r(B+)>r(A2+)。单质中同周期的A、B为金属,A原子序数大于B,故还原性应为B>A;同周期非金属元素C、D,C的原子序数小于D,C的还原性应大于D。
2.具有下列电子排布式的原子中,半径最大的是( )A.1s22s22p63s23p5 D.1s22s22p63s23p4【解析】选D。由核外电子排布知识可知A为氯原子,B为氮原子,C为碳原子,D为硫原子。根据同周期从左到右原子半径逐渐减小,同主族原子半径由上到下逐渐增大,当最外层电子数目相差不大时,一般电子层数越多,原子半径越大,故原子半径最大的是硫原子。
【补偿训练】1.下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是( )A.LiI B.NaBr C.KCl D.CsF【解析】选A。碱金属离子半径:r(Li+)
【解析】选C。由于同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小,故ⅦA族的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(S)>r(Cl)。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。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。原子序数增大,原子半径并不是一直增大,而是呈周期性变化。
探究任务二 电离能及其变化规律【教材情境】如图,部分主族元素及0族元素的第一电离能比较示意图。
【问题探究】1.由图可知ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素都高,这是什么原因?提示:同周期中,ⅡA族元素的价电子排布为ns2,ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3,分别为全充满和半充满状态,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要高。2.元素第一电离能小的元素,其金属性一定强吗?提示:不一定。如铝的第一电离能比镁的第一电离能小,但铝的金属性不如镁的金属性强。
3.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?提示:同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1
(2)为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3价?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。
【探究总结】1.元素第一电离能的变化趋势图
2.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同周期元素:从左到右,第一电离能总体上呈现增大的趋势,表示元素原子失电子越来越难。
②同主族元素:自上而下第一电离能逐渐减小,表示元素原子失电子越来越易。③同一周期中,ⅡA族元素的第一电离能比ⅢA族元素的第一电离能大,ⅤA族元素的第一电离能比ⅥA族元素的第一电离能大,这是因为ⅡA族元素的最外层的s轨道呈全充满状态,ⅤA族元素的最外层p轨道呈半充满状态。全充满状态和半充满状态相对稳定。
(2)逐级电离能。①原子的逐级电离能越来越大。原子失电子时,首先失去的是能量最高的电子,故第一电离能较小,以后再失去电子都是能级较低的电子,所需要的能量增多;同时,失去电子后,阳离子所带的正电荷对电子的吸引更强,从而使电离能越来越大。
②逐级电离能递增有突跃现象。同一电子层的电子,能量相差不大,从同一个电子层逐渐失去一个电子时,所需能量差别不是太大。再从不同电子层失去一个电子时,所需能量有很大的差距。电离能有突跃现象,利用电离能的突跃现象,可以判断核外电子的分层排布。
3.元素电离能的应用(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。
【典例】(2020·威海高二检测)下列关于电离能的有关说法中正确的是( )A.第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中,氟的第一电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大【解题指南】解答本题需注意以下两点:(1)同周期元素的第一电离能的变化规律;(2)ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能的特殊性。
【解析】选A。同周期中碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体最大,故A正确,C错误。由于镁的价电子排布为3s2属于全充满结构,具有相对较大的第一电离能;而铝的价电子排布为3s23p1,具有相对较小的第一电离能,故B错误。D中钾比镁更易失电子,钾的第一电离能小于镁的,D错误。
【易错提醒】(1)同周期元素,随着核电荷数增大,I1呈增大趋势。碱金属元素的第一电离能最小。稀有气体元素的第一电离能最大。同主族元素,随着电子层数增大,I1减小。(2)当相邻逐级电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化,即同一电子层中电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。
【探究训练】1.(双选)根据下表所列元素的各级电离能I/kJ·ml-1的数据,下列判断中错误的是( )
A.元素X的常见化合价为+2价B.元素Y可能为ⅢA族元素C.元素X与氯形成化合物时,化学式可能是XClD.元素Y在化学性质上与锡相似【解析】选A、D。根据数据分析:X中I2≫I1,可知X最外层只有1个电子,X常见化合价为+1价,与Cl元素形成XCl,位于ⅠA族,故A错误,C正确;Y中I4≫I3,Y易呈+3价,故Y最外层有3个电子,位于ⅢA族,B正确;因为锡在ⅣA族,所以Y的化学性质不与锡相似, D错误。
2.请回答下列问题:(1)依据第2周期元素第一电离能的变化规律,参照如图B、F元素的位置,用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。 (2)元素的第一电离能:Al________ Si(填“>”或“<”)。 (3)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有________种。 (4)S、N、O三种元素第一电离能由大到小的顺序为________。
【解析】(1)同一周期,从左到右元素的第一电离能在总体上呈递增趋势,但ⅤA族的元素,2p轨道处于半充满状态,第一电离能比ⅣA和ⅥA族元素的第一电离能都大。(2)同一周期元素自左向右第一电离能有增大趋势,第一电离能Al
答案:(1) (2)< (3)3 (4)N>O>S
【补偿训练】 1.下列原子的价电子排布式中,对应的第一电离能最大的是( )A.3s23p1 D.3s23p4【解析】选C。由于能量3p>3s,因而先失去3p轨道上的电子,而C项3s23p3中3p轨道半充满,是较稳定状态,因而更难失去第1个电子。
2.分析下列图表,回答问题。(1)N、Al、Si、Ge四种元素中,有一种元素的电离能数据如下:则该元素是________(填写元素符号)。
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第______族。
【解析】(1)因为I4≫I3,所以该元素原子最外层有3个电子,为铝元素。(2)元素M的各级电离能逐渐增大,I1和I2差别较小,但I3≫I2>I1,I3突跃式变大,即失去2个电子后,再失去电子变为+3价阳离子却非常困难,说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。答案:(1)Al (2)ⅡA
探究任务三 电负性的变化规律及其应用【科技情境】电负性是解释化学反应发生最著名的模型之一,用来描述不同原子吸引电子的强度。通过电负性尺度,可以预测不同分子和材料中电荷的近似分布,而不需要复杂的量子力学计算或光谱研究。电负性综合考虑了电离能和电子亲合能,首先由鲍林提出。它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力,称为相对电负性,简称电负性,该组数据又称鲍林标度。
【问题探究】1.在化合物中,怎样根据电负性的相对大小判断元素化合价的正、负?提示:在化合物中,电负性大的元素呈现负化合价,电负性小的元素呈现正化合价。2.电负性差值大于1.7的两种元素一定能够形成离子化合物吗?提示:不一定。如H的电负性为2.1,氟的电负性为4.0,电负性差为1.9,但HF为共价化合物。
3.同周期第一电离能大的主族元素电负性一定大吗?提示:不一定。通常情况下,同周期主族元素第一电离能越大,电负性越大,但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3,为全满和半满结构,同周期这两族元素原子第一电离能反常。如电负性N
【探究总结】1.元素电负性的周期性变化随原子序数的递增,元素的电负性呈周期性的变化。(1)同周期从左到右,元素的电负性逐渐增大。(2)同主族从上到下,元素电负性逐渐减小。2.元素电负性的应用(1)判断元素类别大于2时一般为非金属元素,小于2时一般为金属元素。
(2)判断元素非金属性强弱①非金属元素的电负性越大,元素的非金属性越强;②金属元素的电负性越小,元素的金属性越强。(3)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。
(4)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。
(5)解释元素的“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,表现出它们的性质相似性,如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O、Li3N和MgO、Mg3N2;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。
【典例】下表是某些短周期元素的电负性(X)值:
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是_____。 (2)通过分析X值变化规律,确定N、Mg最接近的X值范围:________
【解析】 (1)由表中数据可知,电负性越大的元素,其非金属性越强,在反应中越易得到电子。(2)确定X值的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。(3)分析同周期和同主族元素X值的递变,均可得出X值随原子半径的增大而减小。(4)对比C、N的X值,应用题干中的信息,即可得出共用电子对偏向于N一方。
(5)反应NCl3+3H2O====NH3+3HClO,因为NH3中N为-3价,HClO中Cl为+1价,所以NCl3中N为-3价,Cl为+1价,说明N的得电子能力比Cl的强,则N的电负性大于Cl的电负性。(6)Cl与Al的ΔX为3.0-1.5=1.5<1.7,Br的X值小于Cl的X值,故AlBr3中成键的两原子相应元素的ΔX<1.7,为共价键。答案:(1)元素的电负性越大,原子吸引电子的能力越强(2)0.9 1.5 2.5 3.5 (3)原子半径越大,X值越小 周期性 (4)氮 (5)> (6)共价键
【探究训练】1.(2020·郑州高二检测)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。主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同,但电离能变化有特例,如电负性:O>N,但第一电离能:O
(4)基态锗(Ge)原子的电子排布式是______________,Ge的最高价氯化物分子式是_________。该元素可能的性质或应用有________(填字母)。 A.是一种活泼的金属元素B.其电负性大于硫C.其单质可作为半导体材料D.锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳(5)溴与氯能以________键结合形成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原子的价电子排布式为3d84s2,原子中含有2个未成对电子,第2周期中基态元素原子中含有2个未成对电子的价电子排布式为2s22p2、2s22p4分别为C和O,O元素的电负性大于C。(2)根据同周期从左到右元素的电负性增大,同主族从上到下元素的电负性减小可知:电负性由强到弱顺序为O>C>Si。电负性越大,元素的非金属性越强,非金属性由强到弱顺序为O>C>Si。(3)由于元素电负性越大,吸引电子能力越强,根据电子对偏向情况可得电负性大小为C>H>Si,H
2.已知M元素原子的价电子排布式为3s23p1,N元素位于元素周期表中第3周期,其原子最外层p轨道为半充满状态,下列叙述错误的是( )A.M为金属元素,N为非金属元素B.M与N为同周期元素C.N的电负性大于MD.M的第一电离能大于N【解析】选D。由题意可得M为Al元素,N为P元素,故A、B、C均正确。P的第一电离能比Al大,D错误。
1.(2020·烟台高二检测)下列各组微粒半径的比较正确的是( )①Cl
2.下列说法不正确的是( )A.第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结果B.原子失去电子需要得到能量C.电负性是相对的,所以没有单位D.分析元素电负性数值可以看出,金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大
【解析】选A。原子核外电子排布的周期性变化导致元素性质周期性变化,A错误。原子要得到能量才失去电子,B正确。电负性规定氟元素为4.0作为标度,其他为与之比较的结果,所以没单位,C正确。金属元素易失电子,电负性小,非金属元素相反,D正确。
3.(2020·太原高二检测)下列各组元素,按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( )A.K、Na、LiB.Al、Mg、NaC.N、O、CD.Cl、S、P【解析】选A。同周期中,从左到右,元素的第一电离能总体逐渐增大;同主族中,从上到下,第一电离能逐渐减小。ⅡA族中的Be、Mg、Ca及ⅤA族的N、P、As第一电离能出现反常现象。
4.(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>ZB.简单离子的还原性:Y>X>WC.简单离子的半径:W>X>Y>ZD.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。
5.(双选)如图为元素周期表中短周期的一部分,关于Y、Z、M的说法正确的是( ) A.电负性:Y>Z>MB.离子半径:Z2->M->Y-C.ZM2分子中各原子的最外层均满足8电子稳定结构D.Z元素基态原子最外层电子轨道表示式为
【解析】选B、C。由图示关系可推知:X为氦元素,Y为氟元素,M为氯元素,Z为硫元素。元素的电负性:F>Cl>S,A项错误;离子半径:S2->Cl->F-,B项正确;SCl2的电子式为 ,C项正确;S元素基态原子最外层电子轨道表示式为 ,D项错误。
6.有A、B、C、D、E五种短周期元素,其中A、B、C属于同一周期,A原子最外层p轨道的电子数等于次外层的电子总数,B原子最外层中有两个未成对电子,D、E原子核内各自的质子数与中子数相等,B元素可分别与A、C、D、E生成RB2型化合物,并知在DB2和EB2中,D与B的质量比为7∶8;E与B的质量比为1∶1。根据以上条件,回答下列问题。(1)写出下列各元素的元素符号。A________,B________,C________,D________,E________。
(2)写出基态D原子的电子排布式______________。 (3)指出E元素在周期表中的位置______________。 (4)A、B、C三种元素的第一电离能的大小顺序为____________(由大到小的顺序排列,填元素符号,下同)。 (5)元素D和E的电负性的相对大小为______________。
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