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高中化学鲁科版 (2019)选择性必修2第3节 元素性质及其变化规律备课ppt课件
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这是一份高中化学鲁科版 (2019)选择性必修2第3节 元素性质及其变化规律备课ppt课件，共56页。PPT课件主要包含了内容索引，知识铺垫，自主梳理，元素的电离能，稀有气体元素未计，自我检测，答案A，问题探究，归纳拓展，应用体验等内容，欢迎下载使用。
基础落实•必备知识全过关
重难探究•能力素养全提升
学以致用•随堂检测全达标
1.通过了解电离能的定义及其内涵,认识主族元素电离能的变化规律,知道电离能与元素化合价的关系,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。2.通过知道主族元素电负性与元素性质的关系,认识主族元素电负性的变化规律,培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
1.原子核外电子排布的周期性:除第1周期外,每一周期主族、0族元素的原子从左到右最外层电子数从1增加到8;同主族元素的原子最外层电子数相等。2.原子半径的周期性变化规律:同主族元素,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐增大;同周期主族元素,自左向右随着核电荷数的递增,原子半径逐渐减小。3.化合价的周期性变化:同周期元素从左到右最高化合价依次升高,一般最高正化合价=最外层电子数(O、F除外),同主族元素最外层电子数相同,最高化合价一般也相同(O、F除外)。同周期主族元素从左到右非金属元素的最低化合价也是依次升高,最低化合价=最外层电子数-8。
1.电离能气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。符号:I。单位:kJ·ml-1。
“气态”“基态”“失去一个电子”等是保证“最小能量”的条件
2.元素的逐级电离能(1)定义:元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能,符号为I1;在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能,符号为I2;以此类推,还有第三、第四电离能等。同一原子的各级电离能之间存在关系:I1
(2)意义:可以利用元素的电离能数据来判断元素的原子或离子失去电子的难易程度。电离能数值越小,表示在气态时该元素的原子(或离子)越容易失去电子;电离能数值越大,表示在气态时该元素的原子(或离子)越难失去电子。
3.元素第一电离能的变化规律(1)对同一周期的元素而言,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)同主族元素,自上而下第一电离能逐渐减小,表明自上而下原子越来越容易失去电子。(3)过渡元素的第一电离能的变化不太规则,同一周期随着元素原子序数的增加,第一电离能从左到右总体上略有增加。这是因为对这些元素的原子来说,增加的电子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f轨道上,原子核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
其中ⅡA与ⅢA族、ⅤA与ⅥA族之间出现反常现象
【微点拨】①具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素稳定性较高,其电离能数值较大。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大,N元素原子2p能级为半充满、Mg元素原子3s能级为全充满状态,其电离能均比同周期相邻元素大。②当相邻逐级电离能突然变大时,说明其电子层发生了变化,即同一电子层中各级电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。
二、元素的电负性1.电负性(1)定义:用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。(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强;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弱。
2.电负性的变化规律(1)对主族元素,同一周期从左到右,电子层数相同,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吸引力逐渐增强,元素电负性逐渐增大。(2)同一主族从上到下,核电荷数逐渐增大,随电子层数的增多,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱,元素的电负性逐渐减小。(3)对副族而言,同族元素的电负性也大体呈现同主族元素的变化趋势。因此,电负性大的元素位于元素周期表的右上角,电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
3.电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。①金属的电负性一般小于2,非金属的电负性一般大于2。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,元素的化合价易呈现正价。②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素的化合价易呈现负价。
(3)判断化学键的性质。电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键;电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。
【微思考】电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表中的哪个位置?
提示 电负性最大的元素位于元素周期表的右上方(稀有气体除外),F元素的电负性最大;电负性最小的元素位于周期表的左下方,Fr元素电负性最小。
1.正误判断:(1)同周期元素中ⅦA族元素的第一电离能最大。( )(2)在同一主族中,自上而下元素的第一电离能逐渐减小。( )(3)ⅠA、ⅡA族元素的原子,其原子半径越大,第一电离能越大。( )(4)元素的电负性越大,原子在化合物中吸引电子的能力越强。( )(5)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。( )(6)在同一周期中,元素电负性从左到右呈递增的趋势(稀有气体元素除外)。( )
2.下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是 。
1.观察并分析下表电离能数据回答问题:
为什么锂元素易形成Li+,而不易形成Li2+;镁元素易形成Mg2+,而不易形成Mg3+?
提示 从表中数据可知,Li元素的I2远大于I1,因此Li容易失去第一个电子,而不易失去第二个电子,即Li易形成Li+,而不易形成 。镁元素的I1、I2相差不大,I3远大于I1和I2,说明镁容易失去两个电子,而不易失去第三个电子,因此镁易形成Mg2+,而不易形成Mg3+。
2.观察并分析下图元素第一电离能的变化情况,回答下列问题:
(1)总体上,金属元素的第一电离能都较小,非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么?提示 因为金属元素原子的最外层电子数都比较少,容易失去电子,所以金属元素的第一电离能都比较小;而非金属元素原子的最外层电子比较多,不容易失去电子,稀有气体元素原子外围电子排布式为ns2np6(He为1s2),是稳定结构,更难失去电子,因此它们的第一电离能都比较大。
(2)为什么第2周期中的Be和N元素及第3周期中的Mg和P元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能?提示 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满或全充满结构时原子处于能量较低状态(即洪特规则特例),所以失电子所需能量较大,即I1较大。而Be、N、Mg、P元素的原子结构恰好满足这一点,所以导致它们的第一电离能大于同周期相邻元素。
电离能的应用(1)根据电离能数据,确定元素核外电子的排布。判断元素原子核外电子的分层排布,这是由于层与层之间电离能相差很大,电离能数值在不同电子层之间发生突变,而相同电子层内电离能数值差别相对较小,如Na的第一到第七电离能分别为(单位 kJ·ml-1):496、4 562、6 912、9 543、13 353、16 610、20 114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃,故可判断Na最外层只有1个电子。
(2)根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价。如K元素I1≪I2
(3)基态As原子的核外电子排布式为 ,As原子的逐级电离能(单位:kJ·ml-1)数据如下:
第五电离能与第六电离能相差较大的原因是 。
答案 (1)第4周期Ⅷ族 [Ar]3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2(2)三 (3)[Ar]3d104s24p3或1s22s22p63s23p63d104s24p3As原子最外层有5个电子,失去的第6个电子来自全满的次外层,因此所需能量较高
解析 (1)铁元素位于第4周期Ⅷ族,是26号元素,基态铁原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2。(2)ⅡA族元素最外层p能级全空、ⅤA族元素最外层p能级半充满,均使第一电离能出现“反常”。第3周期元素第一电离能由小到大的顺序为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl、Ar,介于Al、P之间的有Mg、Si、S三种元素。(3)As位于周期表中第4周期ⅤA族,则基态As原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p3或1s22s22p63s23p63d104s24p3;As失去5个电子后电子排布式为[Ar]3d10,此时3d能级为全满,较稳定,此时再失去一个电子较困难,所以第五电离能与第六电离能相差较大。
易错警示应用逐级电离能数据解题时,要关注逐级电离能之间的差异,尤其是发生突变的电离能。不同种元素的第一电离能大小可用于比较元素的金属性或非金属性强弱,而同一元素的逐级电离能常用于判断元素的化合价、所处的族(主要是主族元素)及判断核外电子排布情况。
变式训练1-1(2022山东德州高二期末)X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素,Y、Z均可与X形成含10个电子的分子,且第一电离能Y>Z。W原子电离能(单位:kJ·ml-1):I1=500、I2=4 600、I3=6 900、I4=9 500、I5…下列说法错误的是( )A.Y、Z还均可与X形成含18个电子的分子B.这四种元素位于三个不同周期C.简单离子半径:Y>Z>WD.电负性:Y>Z>X
答案 D 解析 X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素,Y、Z均可与X形成含10个电子的分子,X是H元素;第一电离能Y>Z,则Y是N元素,Z是O元素;W原子电离能:I1远小于I2,说明W最外层有1个电子,W是Na元素。N、O可与H形成N2H4、H2O2等含18个电子的分子,故A正确;H位于第1周期,N、O位于第2周期,Na位于第3周期,故B正确;电子层数相同,质子数越多半径越小,简单离子半径: N3->O2->Na+,故C正确;元素非金属性越强电负性越大,电负性:O>N>H,故D错误。
变式训练1-2(2021山东新泰一中高二下学期阶段性考试)X、Y、Z为短周期元素,X原子最外层只有一个电子,Y原子的最外层电子数比内层电子总数少4,Z的最外层电子数是内层电子总数的3倍。下列有关叙述正确的是( )A.Y的价电子排布式为3s23p4B.简单氢化物稳定性:Y>ZC.第一电离能:Y>ZD.X、Y两元素形成的化合物一定为离子化合物
答案 A解析 X原子最外层只有一个电子,则X可能为H元素或Li元素或Na元素,Y原子的最外层电子数比内层电子总数少4且为短周期元素,则Y为S元素,Z的最外层电子数是内层电子总数的3倍且为短周期元素,则Z为O元素。S的价电子排布式为3s23p4,A正确;简单氢化物稳定性:H2O>H2S,即Z>Y,B错误;第一电离能:O>S,即Z>Y,C错误;H、S两元素形成的化合物一般为共价化合物,D错误。
1.已知两种元素X、Y,一种为金属元素,另一种为非金属元素,它们的电负性数值如下:X(0.8)、Y(3.0)。根据所学知识分析哪一种是金属元素,哪一种是非金属元素?另有两种非金属元素,电负性数值如下:M(2.8)、N(3.5),请比较它们的活动性;另有两种金属元素,电负性数值如下:P(0.9)、Q(1.2),请比较它们的活动性。提示 X是金属元素,Y是非金属元素;活动性MQ。2.请从电负性角度解释为什么H2O中的氧为负价、氢为正价?提示 H2O中H的电负性为2.1,O的电负性为3.5,O的电负性大于H,在化合物H2O中O显负价,H显正价。
3.镁和铝是第3周期两种相邻的金属元素,其中镁的化合物氯化镁中是离子键,氯化铝中却是共价键,请从电负性的角度进行解释。提示 Mg的电负性为1.2,Al的电负性为1.5,Cl的电负性为3.0,Mg与Cl的电负性差值大,故氯化镁中是离子键而氯化铝中是共价键。
1.元素周期表中电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
2.元素的对角线规则(1)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(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃),被称为“对角线规则”。
(2)处于“对角线”位置的元素,它们的电负性接近或相等,说明它们在化合物中吸引电子的能力相当,因而表现出相似的性质。
【典例2】不能说明X的电负性比Y的大的是( )A.与H2化合时X单质比Y单质容易B.X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D.X单质可以与Y的氢化物反应置换出Y单质
答案 C解析 A项,与H2化合时X单质比Y单质容易,则X的非金属性强于Y,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y大;B项,X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强,则X的非金属性强于Y,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y大;C项,X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y大;D项,X单质可以从Y的氢化物中置换出Y单质,则X的非金属性强于Y,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y大。
变式训练2-1现有四种元素的基态原子的电子排布式:①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3④1s22s22p4。则下列有关比较中正确的是( )A.原子半径:④>②>①B.电负性:④>③>②>①C.第一电离能:④>③>②>①D.最高正化合价:④>③>②>①
答案 B解析 根据题意可知①②③④四种元素分别为:Si、P、N、O。Si、P同周期,N、P同主族,则原子半径:Si>P>O,即①>②>④,A错误;同周期中(稀有气体除外),随原子序数的递增,电负性逐渐增大,同主族中,原子序数越大,电负性越小,则电负性:O>N>P>Si,即④>③>②>①,B正确;同周期从左至右,第一电离能有增大的趋势,但ⅡA、ⅤA族元素第一电离能比附近的原子大,第一电离能:N>O>P>Si,即③>④>②>①,C错误;N、P的最高正价为+5,Si的最高正价为+4,O一般不显正价,则最高正化合价:③=②>①>④,D错误。
变式训练2-2已知X、Y两种元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误的是( )A.第一电离能:Y一定小于XB.气态氢化物的稳定性:HnX大于HmYC.最高价含氧酸的酸性:X对应的酸性强于Y对应的酸性D.X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
答案 A解析 同周期元素(稀有气体元素除外)的电负性随原子序数的递增而增大,而第一电离能从左至右有增大的趋势。由于X、Y元素同周期,且电负性X>Y,则非金属性X>Y。X、Y元素同周期,若Y核外最外层p轨道处于半充满状态,X为Y后紧邻元素,则第一电离能:Y大于X,A说法错误;非金属性X>Y,非金属性越强,气态氢化物越稳定,X的气态氢化物的稳定性强于Y的气态氢化物,B说法正确;非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性X>Y,则X对应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说法正确;电负性大的元素在化合物中显负价,X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价,D说法正确。
1.下列各组元素中,第一电离能依次减小的是( )A.H Li Na KB.Na Mg Al SiC.I Br Cl FD.F O N C
解析 H、Li、Na、K属于同一主族元素且原子序数依次增大,其第一电离能随着原子序数的增大而减小,故A正确;Na、Mg、Al、Si属于同一周期元素且原子序数依次增大,其第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但ⅡA族元素的第一电离能大于同周期ⅢA族的,所以其第一电离能大小顺序为Si>Mg>Al>Na,故B错误;I、Br、Cl、F属于同一主族元素且原子序数依次减小,同一主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小,所以I、Br、Cl、F第一电离能依次增大,故C错误;F、O、N、C属于同一周期元素且原子序数依次减小,同一周期中ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族的,所以其第一电离能大小顺序是F>N>O>C,故D错误。
2.A元素原子的各级电离能数据如下(单位:kJ·ml-1):
则元素A的常见价态是( )A.+1B.+2C.+3D.+6答案 C
解析 根据A元素原子的各级电离能数据可知,第三电离能到第四电离能发生突变,则A的常见价态为+3。
3.利用元素的电负性不能判断的是( )A.元素原子的得电子能力B.形成的化学键的类别(离子键和共价键)C.元素的活动性D.元素稳定化合价的数值
答案 D 解析 元素电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大,元素原子得电子能力越强)、形成的化学键的类别(两元素电负性差值小的原子间一般形成共价键,差值大的原子间一般形成离子键)、元素的活动性(电负性越小的金属元素越活泼,电负性越大的非金属元素越活泼)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价,电负性小的元素显正价),但不能判断元素稳定化合价的数值。
4.下列说法正确的是( )A.第3周期元素中氯的第一电离能最大B.氮的第一电离能比氧小C.在所有的元素中氦的第一电离能最大D.硼的第一电离能比铍大答案 C解析 第3周期元素中Ar的第一电离能最大,A错误;N、Be最外层某能级电子具有半充满或全充满结构,其第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大,故B、D错误;根据元素性质的递变规律可知,He的第一电离能在所有元素中最大,C正确。
5.(2021山东烟台第二中学高二月考)下表为元素周期表的一部分,列出了10种元素在周期表中的位置。用化学符号回答下列问题:
(1)10种元素中,第一电离能最大的是 (填元素符号,下同),电负性最小的金属元素是 。 (2)①、③、⑤三种元素最高价氧化物对应的水化物中,碱性最强的是 (填化学式)。
(3)②、③、④三种元素形成的单核离子,离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)。 (4)①和⑨的最高价氧化物对应水化物的化学式分别为 、 。 (5)①和⑤的最高价氧化物对应水化物相互反应的离子方程式为 。 (6)用电子式表示第3周期元素中由电负性最小的元素和电负性最大的元素形成化合物的过程: 。 (7)元素⑨的原子核外价电子的轨道表示式为 。
答案 (1)Ar K (2)NaOH (3)r(K+)>r(Ca2+)>r(Mg2+)(4)NaOH HBrO4 (5)Al(OH)3+OH-==[Al(OH)4]-
解析 根据元素在周期表中的位置可知,①、②、③、④、⑤、⑥、⑦、⑧、⑨、⑩元素分别是Na、K、Mg、Ca、Al、C、O、Cl、Br、Ar。(1)Ar最外层有8个电子,结构稳定,10种元素中第一电离能最大的是Ar;同周期主族元素从左到右电负性增大,同主族元素从上到下电负性减小,所以电负性最小的金属元素是K。
(2)同周期的元素从左到右,金属性减弱。金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,Na、Mg、Al三种元素最高价氧化物对应的水化物中,碱性最强的是NaOH。
(3)微粒电子层数越多半径越大,电子层数相同时,质子数越多半径越小,所以K+、Mg2+、Ca2+三种离子的半径由大到小的顺序是r(K+)>r(Ca2+)>r(Mg2+)。(4)Na的最高价为+1,最高价氧化物对应水化物的化学式为NaOH;Br的最高价是+7,最高价氧化物对应水化物的化学式为HBrO4。(5)Na的最高价氧化物对应水化物是NaOH,Al的最高价氧化物对应水化物是Al(OH)3,NaOH与Al(OH)3相互反应的离子方程式为Al(OH)3+OH-== [Al(OH)4]-。
基础落实•必备知识全过关
重难探究•能力素养全提升
学以致用•随堂检测全达标
1.通过了解电离能的定义及其内涵,认识主族元素电离能的变化规律,知道电离能与元素化合价的关系,培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。2.通过知道主族元素电负性与元素性质的关系,认识主族元素电负性的变化规律,培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
1.原子核外电子排布的周期性:除第1周期外,每一周期主族、0族元素的原子从左到右最外层电子数从1增加到8;同主族元素的原子最外层电子数相等。2.原子半径的周期性变化规律:同主族元素,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐增大;同周期主族元素,自左向右随着核电荷数的递增,原子半径逐渐减小。3.化合价的周期性变化:同周期元素从左到右最高化合价依次升高,一般最高正化合价=最外层电子数(O、F除外),同主族元素最外层电子数相同,最高化合价一般也相同(O、F除外)。同周期主族元素从左到右非金属元素的最低化合价也是依次升高,最低化合价=最外层电子数-8。
1.电离能气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。符号:I。单位:kJ·ml-1。
“气态”“基态”“失去一个电子”等是保证“最小能量”的条件
2.元素的逐级电离能(1)定义:元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能,符号为I1;在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能,符号为I2;以此类推,还有第三、第四电离能等。同一原子的各级电离能之间存在关系:I1
(2)意义:可以利用元素的电离能数据来判断元素的原子或离子失去电子的难易程度。电离能数值越小,表示在气态时该元素的原子(或离子)越容易失去电子;电离能数值越大,表示在气态时该元素的原子(或离子)越难失去电子。
3.元素第一电离能的变化规律(1)对同一周期的元素而言,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)同主族元素,自上而下第一电离能逐渐减小,表明自上而下原子越来越容易失去电子。(3)过渡元素的第一电离能的变化不太规则,同一周期随着元素原子序数的增加,第一电离能从左到右总体上略有增加。这是因为对这些元素的原子来说,增加的电子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f轨道上,原子核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
其中ⅡA与ⅢA族、ⅤA与ⅥA族之间出现反常现象
【微点拨】①具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素稳定性较高,其电离能数值较大。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大,N元素原子2p能级为半充满、Mg元素原子3s能级为全充满状态,其电离能均比同周期相邻元素大。②当相邻逐级电离能突然变大时,说明其电子层发生了变化,即同一电子层中各级电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。
二、元素的电负性1.电负性(1)定义:用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。(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强;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弱。
2.电负性的变化规律(1)对主族元素,同一周期从左到右,电子层数相同,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吸引力逐渐增强,元素电负性逐渐增大。(2)同一主族从上到下,核电荷数逐渐增大,随电子层数的增多,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱,元素的电负性逐渐减小。(3)对副族而言,同族元素的电负性也大体呈现同主族元素的变化趋势。因此,电负性大的元素位于元素周期表的右上角,电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
3.电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。①金属的电负性一般小于2,非金属的电负性一般大于2。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,元素的化合价易呈现正价。②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素的化合价易呈现负价。
(3)判断化学键的性质。电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键;电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。
【微思考】电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表中的哪个位置?
提示 电负性最大的元素位于元素周期表的右上方(稀有气体除外),F元素的电负性最大;电负性最小的元素位于周期表的左下方,Fr元素电负性最小。
1.正误判断:(1)同周期元素中ⅦA族元素的第一电离能最大。( )(2)在同一主族中,自上而下元素的第一电离能逐渐减小。( )(3)ⅠA、ⅡA族元素的原子,其原子半径越大,第一电离能越大。( )(4)元素的电负性越大,原子在化合物中吸引电子的能力越强。( )(5)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。( )(6)在同一周期中,元素电负性从左到右呈递增的趋势(稀有气体元素除外)。( )
2.下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是 。
1.观察并分析下表电离能数据回答问题:
为什么锂元素易形成Li+,而不易形成Li2+;镁元素易形成Mg2+,而不易形成Mg3+?
提示 从表中数据可知,Li元素的I2远大于I1,因此Li容易失去第一个电子,而不易失去第二个电子,即Li易形成Li+,而不易形成 。镁元素的I1、I2相差不大,I3远大于I1和I2,说明镁容易失去两个电子,而不易失去第三个电子,因此镁易形成Mg2+,而不易形成Mg3+。
2.观察并分析下图元素第一电离能的变化情况,回答下列问题:
(1)总体上,金属元素的第一电离能都较小,非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么?提示 因为金属元素原子的最外层电子数都比较少,容易失去电子,所以金属元素的第一电离能都比较小;而非金属元素原子的最外层电子比较多,不容易失去电子,稀有气体元素原子外围电子排布式为ns2np6(He为1s2),是稳定结构,更难失去电子,因此它们的第一电离能都比较大。
(2)为什么第2周期中的Be和N元素及第3周期中的Mg和P元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能?提示 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满或全充满结构时原子处于能量较低状态(即洪特规则特例),所以失电子所需能量较大,即I1较大。而Be、N、Mg、P元素的原子结构恰好满足这一点,所以导致它们的第一电离能大于同周期相邻元素。
电离能的应用(1)根据电离能数据,确定元素核外电子的排布。判断元素原子核外电子的分层排布,这是由于层与层之间电离能相差很大,电离能数值在不同电子层之间发生突变,而相同电子层内电离能数值差别相对较小,如Na的第一到第七电离能分别为(单位 kJ·ml-1):496、4 562、6 912、9 543、13 353、16 610、20 114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃,故可判断Na最外层只有1个电子。
(2)根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价。如K元素I1≪I2
(3)基态As原子的核外电子排布式为 ,As原子的逐级电离能(单位:kJ·ml-1)数据如下:
第五电离能与第六电离能相差较大的原因是 。
答案 (1)第4周期Ⅷ族 [Ar]3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2(2)三 (3)[Ar]3d104s24p3或1s22s22p63s23p63d104s24p3As原子最外层有5个电子,失去的第6个电子来自全满的次外层,因此所需能量较高
解析 (1)铁元素位于第4周期Ⅷ族,是26号元素,基态铁原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2。(2)ⅡA族元素最外层p能级全空、ⅤA族元素最外层p能级半充满,均使第一电离能出现“反常”。第3周期元素第一电离能由小到大的顺序为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl、Ar,介于Al、P之间的有Mg、Si、S三种元素。(3)As位于周期表中第4周期ⅤA族,则基态As原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p3或1s22s22p63s23p63d104s24p3;As失去5个电子后电子排布式为[Ar]3d10,此时3d能级为全满,较稳定,此时再失去一个电子较困难,所以第五电离能与第六电离能相差较大。
易错警示应用逐级电离能数据解题时,要关注逐级电离能之间的差异,尤其是发生突变的电离能。不同种元素的第一电离能大小可用于比较元素的金属性或非金属性强弱,而同一元素的逐级电离能常用于判断元素的化合价、所处的族(主要是主族元素)及判断核外电子排布情况。
变式训练1-1(2022山东德州高二期末)X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素,Y、Z均可与X形成含10个电子的分子,且第一电离能Y>Z。W原子电离能(单位:kJ·ml-1):I1=500、I2=4 600、I3=6 900、I4=9 500、I5…下列说法错误的是( )A.Y、Z还均可与X形成含18个电子的分子B.这四种元素位于三个不同周期C.简单离子半径:Y>Z>WD.电负性:Y>Z>X
答案 D 解析 X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素,Y、Z均可与X形成含10个电子的分子,X是H元素;第一电离能Y>Z,则Y是N元素,Z是O元素;W原子电离能:I1远小于I2,说明W最外层有1个电子,W是Na元素。N、O可与H形成N2H4、H2O2等含18个电子的分子,故A正确;H位于第1周期,N、O位于第2周期,Na位于第3周期,故B正确;电子层数相同,质子数越多半径越小,简单离子半径: N3->O2->Na+,故C正确;元素非金属性越强电负性越大,电负性:O>N>H,故D错误。
变式训练1-2(2021山东新泰一中高二下学期阶段性考试)X、Y、Z为短周期元素,X原子最外层只有一个电子,Y原子的最外层电子数比内层电子总数少4,Z的最外层电子数是内层电子总数的3倍。下列有关叙述正确的是( )A.Y的价电子排布式为3s23p4B.简单氢化物稳定性:Y>ZC.第一电离能:Y>ZD.X、Y两元素形成的化合物一定为离子化合物
答案 A解析 X原子最外层只有一个电子,则X可能为H元素或Li元素或Na元素,Y原子的最外层电子数比内层电子总数少4且为短周期元素,则Y为S元素,Z的最外层电子数是内层电子总数的3倍且为短周期元素,则Z为O元素。S的价电子排布式为3s23p4,A正确;简单氢化物稳定性:H2O>H2S,即Z>Y,B错误;第一电离能:O>S,即Z>Y,C错误;H、S两元素形成的化合物一般为共价化合物,D错误。
1.已知两种元素X、Y,一种为金属元素,另一种为非金属元素,它们的电负性数值如下:X(0.8)、Y(3.0)。根据所学知识分析哪一种是金属元素,哪一种是非金属元素?另有两种非金属元素,电负性数值如下:M(2.8)、N(3.5),请比较它们的活动性;另有两种金属元素,电负性数值如下:P(0.9)、Q(1.2),请比较它们的活动性。提示 X是金属元素,Y是非金属元素;活动性M
3.镁和铝是第3周期两种相邻的金属元素,其中镁的化合物氯化镁中是离子键,氯化铝中却是共价键,请从电负性的角度进行解释。提示 Mg的电负性为1.2,Al的电负性为1.5,Cl的电负性为3.0,Mg与Cl的电负性差值大,故氯化镁中是离子键而氯化铝中是共价键。
1.元素周期表中电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
2.元素的对角线规则(1)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(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃),被称为“对角线规则”。
(2)处于“对角线”位置的元素,它们的电负性接近或相等,说明它们在化合物中吸引电子的能力相当,因而表现出相似的性质。
【典例2】不能说明X的电负性比Y的大的是( )A.与H2化合时X单质比Y单质容易B.X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D.X单质可以与Y的氢化物反应置换出Y单质
答案 C解析 A项,与H2化合时X单质比Y单质容易,则X的非金属性强于Y,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y大;B项,X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强,则X的非金属性强于Y,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y大;C项,X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y大;D项,X单质可以从Y的氢化物中置换出Y单质,则X的非金属性强于Y,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y大。
变式训练2-1现有四种元素的基态原子的电子排布式:①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3④1s22s22p4。则下列有关比较中正确的是( )A.原子半径:④>②>①B.电负性:④>③>②>①C.第一电离能:④>③>②>①D.最高正化合价:④>③>②>①
答案 B解析 根据题意可知①②③④四种元素分别为:Si、P、N、O。Si、P同周期,N、P同主族,则原子半径:Si>P>O,即①>②>④,A错误;同周期中(稀有气体除外),随原子序数的递增,电负性逐渐增大,同主族中,原子序数越大,电负性越小,则电负性:O>N>P>Si,即④>③>②>①,B正确;同周期从左至右,第一电离能有增大的趋势,但ⅡA、ⅤA族元素第一电离能比附近的原子大,第一电离能:N>O>P>Si,即③>④>②>①,C错误;N、P的最高正价为+5,Si的最高正价为+4,O一般不显正价,则最高正化合价:③=②>①>④,D错误。
变式训练2-2已知X、Y两种元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误的是( )A.第一电离能:Y一定小于XB.气态氢化物的稳定性:HnX大于HmYC.最高价含氧酸的酸性:X对应的酸性强于Y对应的酸性D.X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
答案 A解析 同周期元素(稀有气体元素除外)的电负性随原子序数的递增而增大,而第一电离能从左至右有增大的趋势。由于X、Y元素同周期,且电负性X>Y,则非金属性X>Y。X、Y元素同周期,若Y核外最外层p轨道处于半充满状态,X为Y后紧邻元素,则第一电离能:Y大于X,A说法错误;非金属性X>Y,非金属性越强,气态氢化物越稳定,X的气态氢化物的稳定性强于Y的气态氢化物,B说法正确;非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性X>Y,则X对应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说法正确;电负性大的元素在化合物中显负价,X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价,D说法正确。
1.下列各组元素中,第一电离能依次减小的是( )A.H Li Na KB.Na Mg Al SiC.I Br Cl FD.F O N C
解析 H、Li、Na、K属于同一主族元素且原子序数依次增大,其第一电离能随着原子序数的增大而减小,故A正确;Na、Mg、Al、Si属于同一周期元素且原子序数依次增大,其第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但ⅡA族元素的第一电离能大于同周期ⅢA族的,所以其第一电离能大小顺序为Si>Mg>Al>Na,故B错误;I、Br、Cl、F属于同一主族元素且原子序数依次减小,同一主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小,所以I、Br、Cl、F第一电离能依次增大,故C错误;F、O、N、C属于同一周期元素且原子序数依次减小,同一周期中ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族的,所以其第一电离能大小顺序是F>N>O>C,故D错误。
2.A元素原子的各级电离能数据如下(单位:kJ·ml-1):
则元素A的常见价态是( )A.+1B.+2C.+3D.+6答案 C
解析 根据A元素原子的各级电离能数据可知,第三电离能到第四电离能发生突变,则A的常见价态为+3。
3.利用元素的电负性不能判断的是( )A.元素原子的得电子能力B.形成的化学键的类别(离子键和共价键)C.元素的活动性D.元素稳定化合价的数值
答案 D 解析 元素电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大,元素原子得电子能力越强)、形成的化学键的类别(两元素电负性差值小的原子间一般形成共价键,差值大的原子间一般形成离子键)、元素的活动性(电负性越小的金属元素越活泼,电负性越大的非金属元素越活泼)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价,电负性小的元素显正价),但不能判断元素稳定化合价的数值。
4.下列说法正确的是( )A.第3周期元素中氯的第一电离能最大B.氮的第一电离能比氧小C.在所有的元素中氦的第一电离能最大D.硼的第一电离能比铍大答案 C解析 第3周期元素中Ar的第一电离能最大,A错误;N、Be最外层某能级电子具有半充满或全充满结构,其第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大,故B、D错误;根据元素性质的递变规律可知,He的第一电离能在所有元素中最大,C正确。
5.(2021山东烟台第二中学高二月考)下表为元素周期表的一部分,列出了10种元素在周期表中的位置。用化学符号回答下列问题:
(1)10种元素中,第一电离能最大的是 (填元素符号,下同),电负性最小的金属元素是 。 (2)①、③、⑤三种元素最高价氧化物对应的水化物中,碱性最强的是 (填化学式)。
(3)②、③、④三种元素形成的单核离子,离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)。 (4)①和⑨的最高价氧化物对应水化物的化学式分别为 、 。 (5)①和⑤的最高价氧化物对应水化物相互反应的离子方程式为 。 (6)用电子式表示第3周期元素中由电负性最小的元素和电负性最大的元素形成化合物的过程: 。 (7)元素⑨的原子核外价电子的轨道表示式为 。
答案 (1)Ar K (2)NaOH (3)r(K+)>r(Ca2+)>r(Mg2+)(4)NaOH HBrO4 (5)Al(OH)3+OH-==[Al(OH)4]-
解析 根据元素在周期表中的位置可知,①、②、③、④、⑤、⑥、⑦、⑧、⑨、⑩元素分别是Na、K、Mg、Ca、Al、C、O、Cl、Br、Ar。(1)Ar最外层有8个电子,结构稳定,10种元素中第一电离能最大的是Ar;同周期主族元素从左到右电负性增大,同主族元素从上到下电负性减小,所以电负性最小的金属元素是K。
(2)同周期的元素从左到右,金属性减弱。金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,Na、Mg、Al三种元素最高价氧化物对应的水化物中,碱性最强的是NaOH。
(3)微粒电子层数越多半径越大,电子层数相同时,质子数越多半径越小,所以K+、Mg2+、Ca2+三种离子的半径由大到小的顺序是r(K+)>r(Ca2+)>r(Mg2+)。(4)Na的最高价为+1,最高价氧化物对应水化物的化学式为NaOH;Br的最高价是+7,最高价氧化物对应水化物的化学式为HBrO4。(5)Na的最高价氧化物对应水化物是NaOH,Al的最高价氧化物对应水化物是Al(OH)3,NaOH与Al(OH)3相互反应的离子方程式为Al(OH)3+OH-== [Al(OH)4]-。
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