【化學】2023-2024學年魯科版選擇性必修二 元素性質及其變化規(guī)律 課件

第3節(jié)元素性質及其變化規(guī)律課程標準1．認識元素的原子半徑、第一電離能、電負性等元素性質的周期性變化。2．知道原子核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化是導致元素性質周期性變化的原因。

學法指導1.從核外電子排布角度探討主族元素的原子半徑周期性變化的原因。2．通過典型周期、典型主族元素第一電離能的變化數(shù)據(jù)，明確電離能的意義及其變化規(guī)律。3．結合教材中的圖表，探討電負性與元素分類、元素的化合價、元素化合時所形成化學鍵的種類之間的關系。4．理解元素電負性的周期性變化是原子結構周期性變化的體現(xiàn)。知識點一

原子半徑及其變化規(guī)律1.原子半徑的影響因素排斥增大越大越小2．遞變規(guī)律同主族從上到下電子層數(shù)越多，原子半徑____同周期從左到右，核電荷數(shù)越大，原子半徑____同周期過渡元素逐漸____，但變化幅度不大越大越小減小微點撥(1)對于同主族元素的原子來說，電子層數(shù)的影響大于核電荷數(shù)增加的影響。(2)因為稀有氣體元素與其他元素的原子半徑的測定依據(jù)不同，一般不將其原子半徑與其他原子的半徑相比較。學思用1．判斷下列說法是否正確，正確的打“√”，錯誤的打“×”。(1)電子層數(shù)越多微粒的半徑越大。(

)(2)同一周期元素的原子半徑與離子半徑的遞變規(guī)律相同。(

)(3)電子層結構相同的微粒，核電荷數(shù)越大，其半徑越大。(

)(4)原子序數(shù)越大，原子半徑越小。(

)(5)電子數(shù)相同的不同單核微粒，半徑相同。(

)√××××2．下列選項中，原子半徑依次增大的是(

)A．Li

K

RbB．I

Br

ClC．O

Na

SD．Al

Si

P答案：A解析：A項為同主族元素從上到下原子半徑逐漸增大。知識點二

元素的電離能及其變化規(guī)律1.電離能的概念及其分類氣態(tài)基態(tài)原子氣態(tài)基態(tài)離子IkJ·mol－1M2＋(g)M3＋(g)2.意義可以衡量元素的原子或離子失去電子的________。第一電離能數(shù)值越小，原子越________失去一個電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越________失去一個電子。3．元素第一電離能變化規(guī)律同周期堿金屬元素的第一電離能最____，稀有氣體元素的第一電離能最____，從左到右，元素的第一電離能總體上呈現(xiàn)從____到____的變化趨勢同主族總體上自上而下第一電離能逐漸____過渡元素第一電離能變化不太規(guī)則，同周期的過渡元素隨原子序數(shù)的增加，第一電離能總體上略有增加難易程度易難小大小大減小微點撥(1)具有全充滿、半充滿及全空的電子構型的元素穩(wěn)定性較高，其電離能數(shù)值較大。如稀有氣體的電離能在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態(tài)，其電離能均比同周期相鄰元素大。(2)當相鄰逐級電離能突然變大時，說明其電子層發(fā)生變化，即同一電子層中電離能相近，不同電子層中電離能有很大的差距。學思用1．判斷下列說法是否正確，正確的打“√”，錯誤的打“×”。(1)元素的各級電離能是逐漸增大的。(

)(2)金屬元素的電離能大小順序與金屬活動性順序相同。(

)(3)隨著原子序數(shù)的遞增，同一周期原子的第一電離能逐漸增大。(

)(4)ⅡA族元素的第一電離能大于同周期相鄰主族元素。(

)(5)元素的第一電離能越大，元素的金屬性越強。(

)√××√×2．下列各組原子中，前者第一電離能大于后者第一電離能的是(

)A．S和P

B．Mg和AlC．Na和Mg

D．Ne和He答案：B解析：S和P的價層電子排布式分別為3s23p4和3s23p3，由于P原子的3p能級處于半充滿狀態(tài)，較穩(wěn)定，所以I1(S)<I1(P)；Na、Mg、Al的價層電子排布式分別為3s1、3s2、3s23p1，由于Mg原子的3s能級處于全充滿狀態(tài)，故其第一電離能最大；He與Ne同族，I1(He)>I1(Ne)。知識點三

元素的電負性及其變化規(guī)律1.電負性的概念和衡量標準(1)概念：元素的原子在化合物中________能力的標度。(2)標準：指定氟的電負性為________，并以此為標準進而計算出其他元素的電負性數(shù)值。2．電負性的變化規(guī)律同一周期從左到右，元素的電負性________同一主族自上而下，元素的電負性________吸引電子4.0遞增遞減3.電負性的應用判斷金屬性和非金屬性的強弱電負性小于2的元素大部分為________元素電負性大于2的元素大部分為________元素判斷化合物中元素化合價的正負電負性大的元素易呈現(xiàn)________價電負性小的元素易呈現(xiàn)________價判斷化學鍵的性質電負性差值大的元素原子之間主要形成________電負性相同或差值小的非金屬元素原子之間主要形成________金屬非金屬負正離子鍵共價鍵微點撥兩成鍵原子所屬元素的電負性差值大于1.7，通常形成離子鍵，小于1.7通常形成共價鍵，但這只是一種參考值，如F的電負性與H的電負性之差為1.9，而HF中的H—F鍵為共價鍵；又如Na的電負性與H的電負性之差為1.2，而NaH中的化學鍵為離子鍵。學思用1．判斷下列說法是否正確，正確的打“√”，錯誤的打“×”。(1)電負性為2.0是劃分金屬與非金屬的唯一標準。(

)(2)電負性最大和最小的元素分別位于周期表的左上角和右上角。(

)(3)電負性差值大于1.7的元素之間都形成離子鍵。(

)(4)主族元素的電負性約為2的元素屬于過渡元素。(

)(5)原子半徑及原子序數(shù)都能證明原子核外電子分層排布。(

)×××××2．下列化合物中，兩種元素的電負性相差最大的是(

)A．HI

B．NaIC．CsF

D．KCl答案：C解析：同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，故電負性：H＞Na＞K＞Cs，F(xiàn)＞Cl＞I，故題給化合物中，兩種元素的電負性相差最大的是CsF，C項符合題意。提升點一

原子半徑及其變化規(guī)律1.微粒半徑大小的比較規(guī)律比較方法微粒特點變化規(guī)律實例依據(jù)元素周期表比較原子半徑大小同周期主族元素從左到右，原子半徑依次減小r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)同主族元素從上到下半徑依次增大r(F)＜r(Cl)＜r(Br)依據(jù)微粒結構特點比較微粒半徑大小電子層結構不同一般電子層數(shù)越多，半徑越大r(S)＞r(O)電子層結構相同隨核電荷數(shù)增大，離子半徑減小r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)同種元素的原子和離子價態(tài)越高，半徑越小r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)；r(S)＜r(S2－)2.“三看”法比較微粒半徑“一看”電子層，一般電子層數(shù)越多，半徑越大；“二看”核電荷數(shù)，電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小；“三看”核外電子數(shù)，電子層數(shù)和質子數(shù)都相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大?；犹骄繂栴}1

為什么同一周期主族元素從左向右原子半徑逐漸減??？同主族元素原子半徑從上往下依次增大？

提示：同周期主族元素中，每增加一個電子，核電荷數(shù)相應增加一個正電荷，增加的電子排布在同一層上，增加的電子產生的電子間的排斥作用小于核電荷數(shù)增加導致的核對外層電子的吸引作用，結果使原子半徑逐漸減小；同主族元素，從上往下，隨著電子層數(shù)的增加，離核更遠的外層軌道填入電子，電子層數(shù)的影響大于核電荷數(shù)增加的影響，導致原子半徑增大。問題2

課本上說到利用原子半徑和價電子數(shù)，可以定性解釋元素周期表中元素原子得失電子能力呈現(xiàn)的遞變規(guī)律，如何解釋？提示：同周期元素原子(除稀有氣體)的電子層數(shù)相同，從左往右原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的吸引作用逐漸增強，因此元素原子失電子能力減弱，獲得電子的能力增強；同主族元素原子的價電子數(shù)相同，自上而下原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引作用逐漸減弱，因此元素原子失電子能力增強，得電子能力減弱。典例示范[典例1]下列粒子半徑大小的比較正確的是(

)A．原子半徑：F>ClB．原子半徑：Na>S>ClC．離子半徑：S2－<Cl－<K＋<Ca2＋D．第3周期主族元素簡單離子的半徑從左到右逐漸減小答案：B解析：F與Cl屬于同一主族，隨著原子序數(shù)的增大，原子半徑逐漸增大，所以原子半徑：Cl>F，A項錯誤；Na、S、Cl為同一周期的主族元素，隨著原子序數(shù)的增大，原子半徑逐漸減小，B項正確；對于核外電子排布相同的離子，核電荷數(shù)越大，離子半徑越小，C項錯誤；第3周期主族元素簡單陽離子、簡單陰離子的半徑從左到右均逐漸減小，但簡單陰離子的半徑大于簡單陽離子的半徑，D項錯誤。素養(yǎng)訓練[訓練1]下列關于粒子半徑的說法正確的是(

)A．電子層數(shù)少的元素，其原子半徑一定小于電子層數(shù)多的元素的原子半徑B．核外電子排布相同的單核粒子半徑相同C．質子數(shù)相同的不同單核粒子，電子數(shù)越多，半徑越大D．原子序數(shù)越大，原子半徑越大答案：C解析：由于同一周期中，隨著原子序數(shù)的增大，元素原子半徑逐漸減小，故ⅦA族元素的原子半徑不一定比上一周期ⅠA族元素的原子半徑大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)，A項錯誤；對于核外電子排布相同的單核離子和原子，半徑是不同的，它們的半徑隨核電荷數(shù)的增加而減小，B項錯誤；質子數(shù)相同的不同單核粒子，陰離子半徑>原子半徑>陽離子半徑，C項正確；在元素周期表中，隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑呈現(xiàn)周期性變化，只是在同一主族中原子序數(shù)越大，原子半徑越大，D項錯誤。提升點二

元素的電離能、電負性及其變化規(guī)律1.電離能及其變化規(guī)律(1)第一電離能電離能的數(shù)值大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑以及原子的電子構型。某原子或離子具有全充滿、半充滿的電子排布時，電離能較大。(2)逐級電離能①原子的逐級電離能越來越大，即I1<I2<I3<I4。首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去的電子都是能量較低的電子，所需要吸收的能量多；同時，失去電子后離子所帶正電荷對電子的吸引更強，從而電離能越來越大。②逐級電離能的遞增有突躍現(xiàn)象。當電離能突然變大時說明電子的電子層發(fā)生了變化，即同一電子層中電離能相近，不同電子層中電離能有很大的差距。如表所示鈉、鎂、鋁的電離能(kJ·mol－1)電離能元素NaMgAlI1496738577I2456214511817I3691277332745I495431054011575

2．電負性大小的判斷方法(1)利用非金屬電負性>金屬電負性判斷；(2)利用同周期、同主族電負性變化規(guī)律判斷；(3)利用氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性判斷；(4)利用最高價氧化物對應水化物的酸、堿性強弱判斷；(5)利用單質與H2化合的難易判斷；(6)利用單質與水或酸反應置換氫的難易判斷。(7)利用化合物中所呈現(xiàn)的化合價判斷；(8)利用置換反應判斷?；犹骄繂栴}1

第2周期元素的I1比N元素大的元素有幾種？為什么N元素的I1比同周期相鄰元素的I1大？

提示：有2種，分別是F和Ne。N元素與C和O同周期相鄰，N元素的第一電離能I1比C元素的I1大是因為N元素的核電荷數(shù)大，原子半徑小，原子核對外層電子的束縛力強，不易失去電子；而N元素的I1比O元素的I1大的原因是N原子的價電子排布為2s22p3，2p軌道處于半充滿狀態(tài)，較穩(wěn)定，所以失去一個電子時所需能量高，因此I1大。問題2

鈉原子為什么容易失去1個電子成為＋1價的陽離子？

提示：鈉原子的I2?I1，說明鈉原子很容易失去1個電子成為＋1價陽離子，形成的Na＋為

1s22s22p6的穩(wěn)定結構，原子核對外層電子的有效吸引作用變得更強，再失電子就很困難，因此，鈉元素常見價態(tài)為＋1價。問題3

活潑金屬的制備常用電解法，如電解熔融的NaCl或MgCl2可制得Na或Mg，能否用類似的方法電解熔融的AlCl3制得Al?提示：否，因為Al元素與Cl元素的電負性相差不大，二者形成的化學鍵為共價鍵，AlCl3在熔融狀態(tài)下不導電。典例示范[典例2]

Ⅰ.不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量(設其為E)如圖所示。試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并回答下列問題：(1)同主族內不同元素的E值變化的特點是_____________________。各主族中E值的這種變化特點體現(xiàn)了元素性質的________變化規(guī)律。(2)同周期內，隨原子序數(shù)增大，E值增大，但個別元素的E值出現(xiàn)反常現(xiàn)象。試預測下列關系式中正確的是________(填寫編號)。①E(砷)>E(硒)②E(砷)<E(硒)③E(溴)>E(硒)④E(溴)<E(硒)(3)10號元素E值較大的原因是___________________________________________________。隨著原子序數(shù)增大，E值變小遞變性①③10號元素為氖，該元素原子最外層2s、2p軌道全充滿，結構穩(wěn)定解析：Ⅰ.(1)從H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素隨元素原子序數(shù)的增大，E值變??；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈現(xiàn)明顯的遞變性。(2)從第2、3周期可以看出，第ⅢA族和ⅥA族元素比同周期相鄰兩種元素E值都低。由此可以推測：E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)10號元素是稀有氣體氖，該元素原子的最外層2s、2p軌道全充滿，結構穩(wěn)定。Ⅱ.不同元素的原子在分子內吸引電子的能力大小可用一定數(shù)值x來表示。若x越大，其原子吸引電子的能力越強。在所形成的分子中成為帶負電荷的一方。下圖是某些短周期元素的x值：元素符號LiBeBCOFx值0.981.572.042.253.443.98元素符號NaAlSiPSClx值0.931.611.902.192.583.16(1)推測在同周期的元素中x值與原子半徑的關系是____________________。短周期元素x值的變化特點，體現(xiàn)了元素性質的________變化規(guī)律。(2)通過分析x值的變化規(guī)律，確定Mg、N的x值范圍：________<x(Mg)<________，________<x(N)<________。(3)在P－N鍵中，共用電子對偏向________原子。(4)經驗規(guī)律告訴我們：當成鍵的兩原子相應元素的x差值即Δx>1.7時，一般為離子鍵；Δx<1.7，一般為共價鍵。試推斷：AlBr3中化學鍵類型是________。原子半徑越小，x值越大周期性0.931.572.253.44氮共價鍵解析：Ⅱ.(1)表中同一周期的元素從Li到F，x值越來越大。而我們已知的同一周期元素從Li到F，原子半徑越來越小，故原子半徑越小，x值越大。(2)根據(jù)(1)中的規(guī)律，Mg的x值應大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值應大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)。(3)從P和N的x值大小可看出，N原子吸引電子的能力比P原子的強。在形成的分子中N原子帶負電荷，故共用電子對偏向N原子一方。(4)(6)根據(jù)規(guī)律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，故AlBr3中的Δx<1.55，故AlBr3中的化學鍵為共價鍵。(5)推測元素周期表中，x值最大的元素是_________。(6)從Δx角度，判斷AlCl3是離子化合物，還是共價化合物的方法是___________________________________________________(寫出判斷的方法)。FAl元素和Cl元素的Δx為1.55<1.7，所以形成共價鍵，為共價化合物解析：(4)(6)根據(jù)規(guī)律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，故AlBr3中的Δx<1.55，故AlBr3中的化學鍵為共價鍵。(5)元素周期表中，非金屬性最強的元素是F，推測x值最大的應為F。素養(yǎng)訓練[訓練2]

A、B都是短周期元素，原子最外層電子排布式分別為(n＋1)sx、nsx＋1npx＋3，A與B可形成化合物D，D溶于水時有氣體逸出，該氣體能使帶火星的木條復燃，請回答下列問題：(1)第一電離能：I1(A)____I1(B)(填“>”或“<”，下同)。電負性：A____B。(2)通常A元素的化合價是_______，對A元素呈現(xiàn)這種價態(tài)進行解釋。①用原子結構的觀點進行解釋：_______________________________________________________________________________________________________________。②用電離能的觀點進行解釋：________________________________________________________________________________________。<<＋1

鈉原子失去一個電子后形成的＋1價陽離子的核外電子排布式為1s22s22p6，2p軌道為全充滿狀態(tài)，體系能量較低，該離子極難再失去電子Na的第一電離能相對較小，第二電離能比第一電離能大很多，通常Na原子只能失去一個電子解析：A、B都是短周期元素，原子最外層電子排布式分別為(n＋1)sx、nsx＋1npx＋3，故x＋1＝2，解得x＝1，A的最外層電子排布式為(n＋1)s1，處于ⅠA族，B的最外層電子排布式為ns2np4，處于ⅥA族，A與B可形成化合物D，D溶于水時有氣體逸出，該氣體能使帶火星的木條復燃，則該氣體為O2，故化合物D為Na2O2，A為Na，B為O。同周期主族元素從左到右，第一電離能在總體上呈增大趨勢，同主族元素自上而下，第一電離能逐漸減小，故第一電離能I1(A)<I1(B)；同周期主族元素從左到右，電負性逐漸增大，同主族元素自上而下，電負性逐漸減小，故電負性A<B。課

堂

總

結[知識導圖][誤區(qū)警示]1．比較微粒半徑要三看：一看電子層，二看核電荷數(shù)，三看核外電子數(shù)；2．比較I要注意：同周期元素比較時，第ⅡA、第ⅤA族I1大于相鄰主族的I1；軌道處于半充滿、全充滿時更穩(wěn)定；3．元素電負性越大吸引電子能力越強，非金屬性越強，金屬性越弱。1．下列化合物中陽離子半徑和陰離子半徑之比最大的是(

)A．LiI

B．NaBrC．KCl

D．CsF答案：D解析：若陽離子半徑最大，陰離子半徑最小，則化合物中陽離子半徑和陰離子半徑之比最大。四種化合物中，陰離子中F－半徑最小，陽離子中Cs＋半徑最大，所以，四種化合物中陽離子半徑和陰離子半徑之比最大的是CsF。2．下列四種元素中，第一電離能由大到小順序正確的是(

)①原子含有未成對電子最多的第2周期元素②原子核外電子排布為1s2的元素③元素周期表中電負性最強的元素④原子最外層電子排布為2s22p4的元素A．②③①④B．③①④②C．①③④②D．②③④①答案：A解析：根據(jù)題意可知①為N元素、②為He元素、③為F元素、④為O元素。He為稀有氣體元素，難以失去電子，第一電離能最大。同周期元素從左到右第一電離能呈增大趨勢，N原子的最外層p能級為半充滿結構，第一電離能大于相鄰的O元素，則第一電離能由大到小的順序為②③①④。3．(雙選)美國“海狼”號潛艇上的核反應堆內使用了液體鋁鈉合金作載熱介質，下列關于Al、Na原子結構的分析中正確的是(

)A．原子半徑：r(Na)>r(Al)B．第一電離能：Al>NaC．電負性：Na>AlD．基態(tài)原子未成對電子數(shù)：Na>Al答案：AB解析：根據(jù)元素性質變化規(guī)律知，原子半徑：r(Na)>r(Al)，第一電離能：Al>Na，電負性：Na<Al。Al和Na基態(tài)原子的核外電子排布式為[Ne]3s23p1、[Ne]3s1，未成對電子數(shù)相等。4．不能說明X的電負性比Y的大的是(