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学案设计

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学案设计，共12页。学案主要包含了原子半径及其变化规律，元素的电离能及其变化规律等内容，欢迎下载使用。


一、原子半径及其变化规律
1．影响因素
2．变化规律
3．应用
利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
(1)同周期元素(从左到右)eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(电子层数相同,核电荷数增大))―→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。
(2)同主族元素(自上而下)eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(价电子数相同,电子层数增多))―→原子半径增大―→原子核对外层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。
(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
(1)同一周期的离子半径从左到右逐渐减小。( )
(2)原子序数越大，原子半径越大。( )
[答案] (1)× (2)×
将下列四种粒子按照半径由大到小进行排列________。
①基态X的原子结构示意图为
②基态Y的价电子排布式为3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式为
④W基态原子有2个电子层，电子式为
提示：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)。
二、元素的电离能及其变化规律
1．电离能的概念及其分类
2．电离能的意义
(1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。
(2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。
(3)运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。
3．递变规律
(1)
(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。
4．影响因素
比较金属活泼性常用的方法有以下两种：
常见金属在溶液中的活动性顺序为
第一电离能数值(kJ·ml－1)
将相同的镁片和铝片分别加入等量等浓度的盐酸中，镁片上生成气泡的速率比铝片要快很多，这说明镁比铝在盐酸溶液中更活泼，但是两者的另外一个能够衡量金属性强弱的数值——电离能的数值大小却正好相反，产生这个差异的原因是什么？
提示：由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者并不完全一致。电离能是气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量，而金属活动性是指金属单质在溶液中的活泼性，受电离能和其他能量变化总和的影响，故二者并不完全一致。
1．原子半径的大小受哪些因素影响？
提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。
2．是否电子层数多的元素的原子半径一定大于电子层数少的元素的原子半径？
提示：不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期的卤族元素的原子半径大。
3．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？
提示：不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小不适用此规律。
4．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？
提示：同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大。
影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。一般来说，同周期中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律：
可用“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。
1．下列关于微粒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
C [由于同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故ⅦA族元素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。原子序数越大，原子半径不一定越大，对于同周期主族元素(稀有气体除外)，原子序数越大，原子半径越小。]
2．下列微粒半径大小比较错误的是( )
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。]
3．若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是( )
A．离子半径：Am＋B．原子半径：A>B
C．A的原子序数比B的小m＋n
D．b＝a－n－m
C [因为aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，即b＋n＝a－m，推知a－b＝m＋n，故A的原子序数比B的大m＋n；由上式可知b＝a－m－n；核外电子层结构相同时，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：Am＋B。]
如图所示，是部分元素第一电离能变化情况。
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ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？
提示：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)或半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)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。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于相邻元素。
1．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数逐渐增大，原子的半径逐渐减小，核对最外层电子的引力逐渐加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子构型是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满、p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族元素(He除外)原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。
2．逐级电离能
(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为
M(g)===M＋(g)＋e－ I1(第一电离能)；
M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2(第二电离能)；
M2＋(g)===M3＋(g)＋e－ I3(第三电离能)
……
(2)变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I2、I4>I3……In＋1>In。
②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不能失去内层电子的缘故。如Na原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·ml－1)496、4 562、6 912，在I1和I2之间发生突变。
3．电离能的应用
(1)用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般地，元素的第一电离能越小，金属性越强；碱金属元素的第一电离能越小，碱金属越活泼。
(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价
元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如Mg原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·ml－1)738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变，则镁元素易失去最外层2个电子，常见化合价为＋2价。
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致的原因
金属活动性按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序减弱，该顺序表示自左向右，在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。
由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。如，钠的第一电离能为496 kJ·ml－1，钙的第一电离能和第二电离能分别为590 kJ·ml－1、1 145 kJ·ml－1，表明钠原子比钙原子在气态更易失去电子，更加活泼。但是，由于Ca2＋形成水合离子时放出的能量远比Na＋形成水合离子时放出的能量多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更易失去电子，即在金属活动性顺序中钙排在钠的前面。
由电离能判断元素化合价时，关键看电离能数据的变化趋势。相邻两电子层能量相差较大时，电离能发生突跃，说明再失去一个电子的难度增加很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能化合价并由此推断出其阳离子所带的正电荷。
1．下列各组元素中，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、Li B．Al、Mg、Na
C．N、O、CD．Cl、S、P
A [B、D项中元素的原子半径逐渐增大；C项中原子半径：C＞N＞O，第一电离能：N＞O＞C。]
2．(2021·武汉高二检测)某主族元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是( )
A．X元素显＋4价
B．X为非金属元素
C．X为第5周期元素
D．X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3＋
D [由题图可知，该元素的I4≫I3，故该元素易形成＋3价阳离子，X可为金属，故A、B错误；周期数＝核外电子层数，图中没有显示X原子有多少电子层，因此无法确定该元素是否位于第5周期，故C错误；由题图可知，该元素的I4≫I3，故该元素易形成＋3价阳离子，因此X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3＋，故D正确。]
3．A、B都是短周期元素，原子最外层电子排布式分别为(n＋1)sx、nsx＋1npx＋3。A与B可形成化合物C和D。D溶于水时有气体逸出，该气体能使带火星的木条复燃。请回答下列问题。
(1)比较电离能：①I1(A)________I1(B)(填“>”或“<”，下同)，②I1(B)________I1(He)。
(2)通常A元素的化合价是________，对A元素呈现这种价态进行解释：
①用原子结构的观点进行解释：______________________________________
____________________________________________________________________。
②用电离能的观点进行解释：_______________________________________
____________________________________________________________________。
(3)写出D跟水反应的离子方程式：___________________________________
____________________________________________________________________。
[解析] 由s能级最多能容纳2个电子和B原子最外层电子排布式为nsx＋1npx＋3可知，x等于1。由A、B都是短周期元素和它们组成的化合物的性质可知，n等于2，A是钠元素，B是氧元素。
[答案] (1)①＜ ②＜ (2)＋1 ①钠原子失去一个电子后核外电子排布式为1s22s22p6，原子轨道处于全充满状态，该＋1价阳离子体系能量低，极难再失去电子 ②Na原子的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多，通常Na原子只能失去一个电子
(3)2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑
1．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是 ( )
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋D．Cl－、Br－、I－
C [同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，Mg2＋、Al3＋的电子层结构相同，但Al3＋的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故选C。]
2．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．1s22s22p63s23p1D．1s22s22p63s23p4
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，Al原子半径最大。]
3．下列关于元素的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，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为s2)的原子，第一电离能较大
D．对同一元素(原子核外有3个以上电子)而言，电离能：I1B [钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，A项正确；同一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，部分第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素的第一电离能，部分第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素的第一电离能，B项错误；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，很难失去电子，所以其第一电离能较大，C项正确；原子的逐级电离能随着原子失去电子数的增多而增大，D项正确。]
4．下列关于电离能的理解中错误的是( )
A．电离能可以表示原子或离子失去电子的难易程度
B．某原子的电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子
C．第二电离能是气态＋1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量
D．电离能跟金属活动性顺序是对应的
D [通常电离能小的元素原子易失电子，大的易得电子，所以A、B对；C为第二电离能的定义，C对；D中，电离能有时并不和金属活动性顺序一一对应，如Na和Ca，因为二者所对应的条件不同。]
5．现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示(I1表示失去第1个电子的电离能，In表示失去第n个电子的电离能，单位为eV)
(1)电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属________个电子层。
(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。
(5)该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比核外电子排布式为1s22s22p63s1的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性________(填“强”或“弱”)。
[解析] (1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小。
(2)据题目数据，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。
(3)Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。
(4)Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为Mg(OH)2。
(5)电子排布式为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2。
[答案] (1)小 (2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2 (5)弱
学 习 任 务
1．认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。培养宏观辨识与微观探析的核心素养。 2．知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。形成“结构决定性质”的观念。能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。 3．了解原子半径、第一电离能等元素性质递变规律的应用价值。培养科学态度与社会责任的核心素养。
规律
原因
同周期元素(从左到右)
原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外)
增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用
同主族元素(自上而下)
原子半径逐渐增大
电子层数的影响大于核电荷数增加的影响
同周期过渡元素(从左到右)
原子半径逐渐减小，但变化幅度不大
增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大
概念
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
符号及单位
符号：I，单位：kJ·ml－1
分类
M(g)eq \(―――――――→,\s\up12(第一电离能I1),\s\d10(失去1个e－))M＋(g)eq \(―――――――→,\s\up12(第二电离能I2),\s\d10(失去1个e－))M2＋(g)eq \(―――――――→,\s\up12(第三电离能I3),\s\d10(失去1个e－))M3＋(g)…
镁
738
铝
577
微粒半径大小规律探究
微粒特点
比较方法
实例
原子
同周期元素
核电荷数越大，半径越小
r(Na)>r(Mg)>r(Al)
同主族元素
核电荷数越大，半径越大
r(F)多数原子
一般电子层数越多，半径越大
r(S)>r(C)
离子
具有相同
电子层结构
核电荷数越大，半径越小
r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
电子数和
核电荷数
均不同
通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物
r(Al3＋)同种元素的
原子和离子
价态越高，半径越小
r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)、r(H－)>r(H)>r(H＋)
电离能变化规律及其应用
序号
I1
I2
I3
I4
I5
I6
电离能
7.644
15.03
80.12
109.3
141.2
186.5
序号
I7
I8
I9
I10
I11
…
电离能
224.9
266.0
327.9
367.4
1 761
…