化学人教版选修3学案：1-2-2 元素周期律 Word版含解析
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第二课时 元素周期律
[学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。
2．通过数据及图片了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。
3．能应用元素的电离能、电负性解释元素的某些性质。
4．提高运用元素的“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
一、元素周期律和原子半径
1．元素周期律
元素的性质随核电荷数的递增发生周期性递变的规律。
2．原子半径
(1)决定原子半径大小的因素
①电子的能层数
电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子半径增大。
②核电荷数
核电荷数越大，原子核对电子的引力也就越大，将使原子半径缩小。
(2)原子半径的变化规律
原子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生周期性递变。
①同周期主族元素
从左到右，电子能层数不变，但随核电荷数的逐渐增大核对电子的引力增大，从而使原子半径逐渐减小。
②同主族元素
从上到下，电子能层数逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子能层数的影响成为主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大。
二、电离能
1．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．元素第一电离能的意义
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。
3．元素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逐渐增大的趋势。
(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐变小。
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．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。
3．变化规律
(1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐变大。
(2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐变小。
4．应用
判断金属性和非金属性强弱
(1)金属的电负性一般小于1.8，电负性越小，金属性越强；
(2)非金属的电负性一般大于1.8，电负性越大，非金属性越强；
(3)位于非金属区边界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。
四、对角线规则
在元素周期中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
知识点一 微粒半径的比较规律
微粒半径大小的比较是高中化学中的一个难点和热点内容，微粒半径的大小与多种因素有关，比较复杂，其中主要受微粒的电子层数、核电荷数、核外电子数的影响，如果在比较微粒半径大小时，运用“求同比异”的方法，往往便于理解与记忆。
(1)“层多半径大”：对于最外层电子数相同的微粒，即同主族元素的原子或离子，其电子层数越多，半径越大，记忆为“层多半径大”。如：
第ⅠA族：r(H)
r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
其中，稀有气体元素的原子半径较为特殊，此处不作考虑。
②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，其半径越小。如：r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
(3)“电多半径大”：对于核电荷数相同的微粒，即同种元素的原子或离子，核外电子数越多，核外电子间的斥力越大，其半径越大，记忆为“电多半径大”。
①同一元素的原子半径大于其阳离子半径，且其阳离子所带电荷数越多，半径越小。如：
r(Na)>r(Na＋)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
②同一元素的原子半径小于其阴离子半径。如：
r(Cl)r(H＋)。
在中学要求范畴内可用“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。
电子的能层数越多，元素原子的半径就越大吗？
【点拨】 不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能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卤素原子的半径大。
【例1】 已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－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>C>D
B．原子序数：d>c>b>a
C．离子半径：C>D>B>A
D．元素的第一电离能：A>B>D>C
【提示】 本题解答的关键是牢固掌握原子、离子半径在周期表中的变化规律。
【解析】
A、B、C、D都是短周期元素，其原子序数不会超过18，因而它们都是主族元素。由于它们的电子层结构相同，因而C、D位于A、B的上一周期，为非金属元素，且原子序数d>c，A、B为金属元素，原子序数a>b，因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为a>b>d>c；由于A、B在C、D的下一周期，又是原子半径较大的金属元素，因而A、B的原子半径肯定比C、D的原子半径大，由同周期元素原子半径的递变规律知：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C>D>B>A；同一周期的A、B为金属元素，A原子序数大于B，故第一电离能A>B，同一周期非金属元素C、D，C的原子序数小于D，第一电离能D>C，但金属元素的第一电离能比非金属元素的小，故元素的第一电离能：D>C>A>B。故正确答案为C。
【答案】 C
判断下列各组原子(或离子)的半径大小顺序。
①Na、Li、Rb ②Br－、I－、Cl－ ③Na、Al、S ④Na＋、Al3＋、O2－ ⑤Fe、Fe2＋、Fe3＋ ⑥Na＋、Al3＋、S2－ ⑦Na、Al、O
解析：(1)同主族元素原子或离子(最外层电子数相同，比较电子层数)从上到下，微粒半径逐渐增大，故①LiAl>S。(3)相同核外电子排布的离子(电子层数相同，比较核电荷数)，核电荷数越小，离子半径越大，故④O2－>Na＋>Al3＋。这一条规律最为重要，可简记为“阴前阳下，序小径大”。(4)同种元素的原子或离子，核电荷数相同，电子层数也相同时，比较核外电子数，故⑤Fe>Fe2＋>Fe3＋。(5)同周期主族元素的单核离子，金属阳离子和非金属阴离子的半径均随核电荷数的增多而减小，但阴离子半径大于阳离子半径。如第三周期中Al3＋半径最小，故⑥S2－>Na＋>Al3＋。(6)若A、B、C、D 4种元素在周期表中的位置关系为
“”，则原子半径A>B>C>D，即原子半径按“”或“”方向逐渐减小，故⑦Na>Al>O；但如果是“”或“”方向，则不能比较其原子半径大小，切不可形成“能层(电子层)数越多，原子半径一定越大”的错误思维。
答案：①LiAl>S
④O2－>Na＋>Al3＋ ⑤Fe>Fe2＋>Fe3＋ ⑥S2－>Na＋>Al3＋ ⑦Na>Al>O
知识点二 电离能的变化规律和应用
1．电离能的有关规律
(1)第一电离能
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
③过渡元素的第一电离能变化不太规则，随原子序数的递增从左到右略有增加。
(2)逐级电离能
①原子的逐级电离能越来越大。
首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
②当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
2．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，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的引力加大，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Ne、Ar等元素原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。
3．电离能的应用
①根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布。如Li：I1≪I2Al，则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：O>S>H，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1。当O与H、Al、S形成化合物时，由于O的电负性大，故O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，一般电负性差值小于1.7的为共价健，电负性差值大于1.7的为离子键。
【答案】 (1)H O Al S K (2)K O (3)负 正
(4)Al2O3、K2O H2O、SO2、SO3
已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( B )
A．第一电离能Y可能小于X
B．气态氢化物的稳定性：HmY>HnX
C．最高价含氧酸的酸性：X强于Y
D．X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
解析：据电负性X>Y推知，原子序数X>Y，故第一电离能Y可能小于X，A项正确；气态氢化物稳定性Y弱于X，B项错误；最高价含氧酸的酸性X强于Y，C项正确；电负性值大的吸引电子能力强，在化合物中显负价，电负性值小的吸引电子能力弱，在化合物中显正价，D项正确。
【例4】 (1)下列物质性质具有相似性，但与对角线规则没有联系的是( )
A．蒸发氯化铝溶液最终得到固体氧化铝；蒸发氯化铍溶液最终得到固体氧化铍(BeO)
B．镁在氮气中燃烧生成氮化镁；锂在氮气中燃烧生成氮化锂(Li3N)
C．二氧化硅熔点很高；硼晶体熔点很高
D．偏铝酸钠溶液呈碱性；铍酸钠(Na2BeO2)溶液呈碱性
(2)已知铍与铝性质相似，写出铍、氧化铍、氢氧化铍分别与氢氧化钠溶液反应的离子方程式：
___________________________________________________。
【提示】 对角线规则中“性质相似”的含义：(1)同类物质(如单质、氧化物、酸、碱、盐等)性质相似，不包括不同类型物质的性质比较。例如，氢氧化镁和碳酸锂都难溶于水，但不能说锂、镁性质相似。(2)性质相似但化学式不相似。例如，铍、铝性质相似，但不是说铍酸钠的化学式为NaBeO2(错！)，因为元素化合价决定化学式，铍和铝元素化合价不同，其同类物质的化学式不会相似。
【解析】 (1)氯化铝、氯化铍都是强酸弱碱盐，水溶液中均能发生水解反应，当蒸发溶液时水解平衡向右移动，氯化氢挥发，生成的氢氧化物在加热条件下最终得到氧化物固体，A选项不符合题意；锂和镁都能与氮气反应且容易发生，B选项不符合题意；二氧化硅是硅的氧化物，而硼晶体是硼单质，C选项符合题意；偏铝酸钠和铍酸钠溶液都呈碱性，说明偏铝酸和铍酸都是弱酸，D选项不符合题意。(2)可类比铝、氧化铝、氢氧化铝与氢氧化钠的反应书写离子方程式，区别是铝呈＋3价，铍呈＋2价。
【答案】 (1)C (2)Be＋2OH－===BeO＋H2↑，BeO＋2OH－===BeO＋H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
在周期表中，同一主族元素化学性质相似。目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成Li2O外，也生成微量的Li3N。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是Be(OH)2，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O。
(3)若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇足量强碱溶液反应的离子方程式为Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑。
(4)科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是将BeCl2加热到熔融状态，如不能导电则证明BeCl2是共价化合物。
解析：(1)根据对角线规则，锂与镁的化学性质相似。在空气中除与O2作用生成Li2O外，还可与N2作用生成Li3N。
(2)铍为第二周期、第ⅡA族元素，与Al处于对角线位置，对照Al(OH)3的两性，可写出离子方程式：Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O。
(3)由于Be、Al元素性质相似，依据所给信息有：Al4C3＋12H2O===4Al(OH)3＋3CH4↑，当遇适量强碱溶液时有Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，合并得Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑。
(4)根据离子化合物在溶于水或熔融时导电，而共价化合物熔融时不导电，可将BeCl2加热至熔融状态，若不导电则可证明BeCl2是共价化合物。
知识点四 元素性质的递变规律
(1)同周期主族元素性质的递变规律见下表。
性质
同周期(从左→右)
电子层结构
电子层数(能层数)相同，最外层电子数逐渐增多
原子半径
逐渐减小
第一电离能
一般规律是由小→大，但ⅡA和Ⅴ
A族元素由于具有全空和半充满状态，比较稳定，比相邻主族元素的第一电离能大
电负性
逐渐增大
主要化合价
最高化合价由＋1→＋7(O、F除外)，非金属负价＝－(8－族序数)
非金属气态氢化物形成的难易及稳定性
形成条件由难→易，稳定性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱
得失电子能力
失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
金属性和非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
(2)同主族元素性质的递变规律见下表。
性质
同主族(由上→下)
电子层结构
电子层数(能层数)递增，最外层电子数相同
原子半径
逐渐增大
第一电离能
逐渐减小
电负性
逐渐减小
得失电子能力
失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱
主要化合价
最高正化合价＝族序数(O、F除外)
非金属负价＝－(8－族序数)
最高价氧化物对应
水化物的酸碱性
酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强
非金属气态氢化物形成的难易
形成条件由易到难，稳定性逐渐减弱及稳定性
金属性与非金属性
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
1.判断元素金属性强弱的依据有哪些？
【点拨】 (1)单质跟水或酸置换出氢的反应越容易发生，说明其金属性越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强，说明其金属性越强。
(3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
(4)金属活动顺序表
(5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。
(6)原电池反应中的正、负极：两金属同时作原电池的电极，负极的金属性较强。
(7)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如Mg(3s2为全充满状态，稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能。
(8)元素电负性越小，元素失电子能力越强，元素金属性越强。
2．非金属性强弱的判断依据。
【点拨】 (1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应。例如，Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明Cl的非金属性大于I。
(4)元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱。
(5)元素的第一电离能的数值越大，表明元素失电子的能力越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如I1(P)>I1(S)，但非金属性：P③>②>①
B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③＝②>①
解析：由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。根据元素周期律可知：第一电离能为④>③>②>①，A正确；
原子半径应是②最大，④最小，B不正确；电负性应是④最大，②最小，C不正确；F无正价，②、③最高正化合价为＋5，①的最高正化合价为＋6，D不正确。
2．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是( B )
A．第一电离能的大小：Mg>Al
B．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．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F
解析：同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素的第一电离能大，A正确；锗是金属元素而碳是非金属元素，第一电离能低于碳，B不正确；Ni的价电子排布为3d84s2，未成对电子数为2，第二周期未成对电子数为2的元素有碳和氧，同周期从左到右电负性逐渐增大，则电负性CCl>P
B．热稳定性：HCl>HBr>AsH3
C．第一电离能：Br>Se>As
D．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4
解析：A项，电负性：Cl>P>As，错误；B项，元素非金属性决定其气态氢化物的热稳定性：HCl>HBr>AsH3，正确；C项，第一电离能应为Br>As>Se，错误；D项，元素非金属性决定其最高价氧化物对应的水化物酸性：H2SO4>H3PO4>H3AsO4，错误。
4．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是( C )
①3p亚层上只有一对成对电子的原子
②外围电子构型为3s23p6的原子
③其3p轨道为半满的原子
④正三价的阳离子与氖相同
A．①②③④ B．③①②④
C．②③①④ D．②④①③
解析：本题考查同周期元素第一电离能的递变规律。同一周期，从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的周期性变化。上述结构的原子都是第三周期元素。②是稀有气体，其第一电离能最大，①是硫原子，③是磷原子，④是铝原子。根据规律得铝的第一电离能最小，硫的核电荷数虽然比磷大1，但磷原子3p亚层是半充满，比较稳定，故磷的第一电离能大于硫。
5．元素的电负性(用χ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
H
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
2.1
元素
Mg
N
Na
O
P
K
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
0.8
1.8
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是同周期自左到右，元素原子的电负性逐渐增大；同主族自上到下，元素原子的电负性逐渐减小。
(2)估计钙元素的电负性的取值范围：0.8<χ<1.2。
(3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC
答案：Mg3N2：离子化合物 BeCl2：共价化合物 AlCl3：共价化合物 SiC：共价化合物
(4)请指出下列化合物中显正价的元素。
NaH：Na、NH3：H、CH4：H、ICl：I。
(5)表中符合“对角线规则”的元素有Li和Mg、Be和Al、B和Si，它们的性质分别有一定的相似性，原因是电负性值相近，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O。
6．A、B、C、D、E、F六种短周期元素，原子序数依次增大；A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6，A原子核外有2个未成对电子，C的单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F的基态原子有9个非空原子轨道，且E原子核外有3个未成对电子，F能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于F。试回答：
(1)上述六种元素中第一电离能最大的是F(填元素符号)元素，理由是其最外层电子数为7，且原子半径较小，容易得到电子，不容易失去电子。
(2)C元素原子的第一电离能>(填“>”“<”或“＝”)D，理由是Mg原子最外层3s轨道处于全充满状态，3p轨道处于全空状态，是相对稳定的结构。
(3)上述六种元素按电负性从小到大的排列顺序是Mg、Al、P、S、O、F(用元素符号表示)。
(4)C、D、E、F元素形成的最高价氧化物分别是离子(填“离子”或“共价”，下同)、离子、共价、共价化合物。
解析：电子排布式为1s22s22p6的常见阴离子有N3－、O2－、F－，常见阳离子有Na＋、Mg2＋、Al3＋。A原子核外有2个未成对电子，其原子2p能级有2个电子或4个电子，可知A是O，B是F；C的单质可与热水反应但不能与冷水反应，C是Mg，故D是Al；E、F的基态原子有9个非空原子轨道，说明有3p轨道且均填有电子，E原子核外有3个未成对电子，则E是P；F能与A形成相同价态的阴离子，故F是S。(1)六种元素中第一电离最大的是F。(2)Mg的第一电离能大于Al，是因为Mg原子最外层3s轨道处于全充满状态，3p轨道处于全空状态，是相对稳定的结构。
