【化学】2023-2024学年鲁科版选择性必修二 元素性质及其变化规律 课件

第3节元素性质及其变化规律课程标准1．认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。2．知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。

学法指导1.从核外电子排布角度探讨主族元素的原子半径周期性变化的原因。2．通过典型周期、典型主族元素第一电离能的变化数据，明确电离能的意义及其变化规律。3．结合教材中的图表，探讨电负性与元素分类、元素的化合价、元素化合时所形成化学键的种类之间的关系。4．理解元素电负性的周期性变化是原子结构周期性变化的体现。知识点一

原子半径及其变化规律1.原子半径的影响因素排斥增大越大越小2．递变规律同主族从上到下电子层数越多，原子半径____同周期从左到右，核电荷数越大，原子半径____同周期过渡元素逐渐____，但变化幅度不大越大越小减小微点拨(1)对于同主族元素的原子来说，电子层数的影响大于核电荷数增加的影响。(2)因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的测定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。学思用1．判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)电子层数越多微粒的半径越大。(

)(2)同一周期元素的原子半径与离子半径的递变规律相同。(

)(3)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，其半径越大。(

)(4)原子序数越大，原子半径越小。(

)(5)电子数相同的不同单核微粒，半径相同。(

)√××××2．下列选项中，原子半径依次增大的是(

)A．Li

K

RbB．I

Br

ClC．O

Na

SD．Al

Si

P答案：A解析：A项为同主族元素从上到下原子半径逐渐增大。知识点二

元素的电离能及其变化规律1.电离能的概念及其分类气态基态原子气态基态离子IkJ·mol－1M2＋(g)M3＋(g)2.意义可以衡量元素的原子或离子失去电子的________。第一电离能数值越小，原子越________失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越________失去一个电子。3．元素第一电离能变化规律同周期碱金属元素的第一电离能最____，稀有气体元素的第一电离能最____，从左到右，元素的第一电离能总体上呈现从____到____的变化趋势同主族总体上自上而下第一电离能逐渐____过渡元素第一电离能变化不太规则，同周期的过渡元素随原子序数的增加，第一电离能总体上略有增加难易程度易难小大小大减小微点拨(1)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，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为半充满、Mg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。学思用1．判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)元素的各级电离能是逐渐增大的。(

)(2)金属元素的电离能大小顺序与金属活动性顺序相同。(

)(3)随着原子序数的递增，同一周期原子的第一电离能逐渐增大。(

)(4)ⅡA族元素的第一电离能大于同周期相邻主族元素。(

)(5)元素的第一电离能越大，元素的金属性越强。(

)√××√×2．下列各组原子中，前者第一电离能大于后者第一电离能的是(

)A．S和P

B．Mg和AlC．Na和Mg

D．Ne和He答案：B解析：S和P的价层电子排布式分别为3s23p4和3s23p3，由于P原子的3p能级处于半充满状态，较稳定，所以I1(S)<I1(P)；Na、Mg、Al的价层电子排布式分别为3s1、3s2、3s23p1，由于Mg原子的3s能级处于全充满状态，故其第一电离能最大；He与Ne同族，I1(He)>I1(Ne)。知识点三

元素的电负性及其变化规律1.电负性的概念和衡量标准(1)概念：元素的原子在化合物中________能力的标度。(2)标准：指定氟的电负性为________，并以此为标准进而计算出其他元素的电负性数值。2．电负性的变化规律同一周期从左到右，元素的电负性________同一主族自上而下，元素的电负性________吸引电子4.0递增递减3.电负性的应用判断金属性和非金属性的强弱电负性小于2的元素大部分为________元素电负性大于2的元素大部分为________元素判断化合物中元素化合价的正负电负性大的元素易呈现________价电负性小的元素易呈现________价判断化学键的性质电负性差值大的元素原子之间主要形成________电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成________金属非金属负正离子键共价键微点拨两成键原子所属元素的电负性差值大于1.7，通常形成离子键，小于1.7通常形成共价键，但这只是一种参考值，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，而HF中的H—F键为共价键；又如Na的电负性与H的电负性之差为1.2，而NaH中的化学键为离子键。学思用1．判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)电负性为2.0是划分金属与非金属的唯一标准。(

)(2)电负性最大和最小的元素分别位于周期表的左上角和右上角。(

)(3)电负性差值大于1.7的元素之间都形成离子键。(

)(4)主族元素的电负性约为2的元素属于过渡元素。(

)(5)原子半径及原子序数都能证明原子核外电子分层排布。(

)×××××2．下列化合物中，两种元素的电负性相差最大的是(

)A．HI

B．NaIC．CsF

D．KCl答案：C解析：同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，故电负性：H＞Na＞K＞Cs，F＞Cl＞I，故题给化合物中，两种元素的电负性相差最大的是CsF，C项符合题意。提升点一

原子半径及其变化规律1.微粒半径大小的比较规律比较方法微粒特点变化规律实例依据元素周期表比较原子半径大小同周期主族元素从左到右，原子半径依次减小r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)同主族元素从上到下半径依次增大r(F)＜r(Cl)＜r(Br)依据微粒结构特点比较微粒半径大小电子层结构不同一般电子层数越多，半径越大r(S)＞r(O)电子层结构相同随核电荷数增大，离子半径减小r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)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(S)＜r(S2－)2.“三看”法比较微粒半径“一看”电子层，一般电子层数越多，半径越大；“二看”核电荷数，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；“三看”核外电子数，电子层数和质子数都相同时，核外电子数越多，半径越大。互动探究问题1

为什么同一周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小？同主族元素原子半径从上往下依次增大？

提示：同周期主族元素中，每增加一个电子，核电荷数相应增加一个正电荷，增加的电子排布在同一层上，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，结果使原子半径逐渐减小；同主族元素，从上往下，随着电子层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响大于核电荷数增加的影响，导致原子半径增大。问题2

课本上说到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呈现的递变规律，如何解释？提示：同周期元素原子(除稀有气体)的电子层数相同，从左往右原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引作用逐渐增强，因此元素原子失电子能力减弱，获得电子的能力增强；同主族元素原子的价电子数相同，自上而下原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，因此元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱。典例示范[典例1]下列粒子半径大小的比较正确的是(

)A．原子半径：F>ClB．原子半径：Na>S>ClC．离子半径：S2－<Cl－<K＋<Ca2＋D．第3周期主族元素简单离子的半径从左到右逐渐减小答案：B解析：F与Cl属于同一主族，随着原子序数的增大，原子半径逐渐增大，所以原子半径：Cl>F，A项错误；Na、S、Cl为同一周期的主族元素，随着原子序数的增大，原子半径逐渐减小，B项正确；对于核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，C项错误；第3周期主族元素简单阳离子、简单阴离子的半径从左到右均逐渐减小，但简单阴离子的半径大于简单阳离子的半径，D项错误。素养训练[训练1]下列关于粒子半径的说法正确的是(

)A．电子层数少的元素，其原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B．核外电子排布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，原子半径越大答案：C解析：由于同一周期中，随着原子序数的增大，元素原子半径逐渐减小，故ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素的原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)，A项错误；对于核外电子排布相同的单核离子和原子，半径是不同的，它们的半径随核电荷数的增加而减小，B项错误；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，C项正确；在元素周期表中，随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化，只是在同一主族中原子序数越大，原子半径越大，D项错误。提升点二

元素的电离能、电负性及其变化规律1.电离能及其变化规律(1)第一电离能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。某原子或离子具有全充满、半充满的电子排布时，电离能较大。(2)逐级电离能①原子的逐级电离能越来越大，即I1<I2<I3<I4。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，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逐级电离能的递增有突跃现象。当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。如表所示钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)电离能元素NaMgAlI1496738577I2456214511817I3691277332745I495431054011575

2．电负性大小的判断方法(1)利用非金属电负性>金属电负性判断；(2)利用同周期、同主族电负性变化规律判断；(3)利用气态氢化物的稳定性判断；(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断；(5)利用单质与H2化合的难易判断；(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易判断。(7)利用化合物中所呈现的化合价判断；(8)利用置换反应判断。互动探究问题1

第2周期元素的I1比N元素大的元素有几种？为什么N元素的I1比同周期相邻元素的I1大？

提示：有2种，分别是F和Ne。N元素与C和O同周期相邻，N元素的第一电离能I1比C元素的I1大是因为N元素的核电荷数大，原子半径小，原子核对外层电子的束缚力强，不易失去电子；而N元素的I1比O元素的I1大的原因是N原子的价电子排布为2s22p3，2p轨道处于半充满状态，较稳定，所以失去一个电子时所需能量高，因此I1大。问题2

钠原子为什么容易失去1个电子成为＋1价的阳离子？

提示：钠原子的I2≫I1，说明钠原子很容易失去1个电子成为＋1价阳离子，形成的Na＋为

1s22s22p6的稳定结构，原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强，再失电子就很困难，因此，钠元素常见价态为＋1价。问题3

活泼金属的制备常用电解法，如电解熔融的NaCl或MgCl2可制得Na或Mg，能否用类似的方法电解熔融的AlCl3制得Al?提示：否，因为Al元素与Cl元素的电负性相差不大，二者形成的化学键为共价键，AlCl3在熔融状态下不导电。典例示范[典例2]

Ⅰ.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题：(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_____________________。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填写编号)。①E(砷)>E(硒)②E(砷)<E(硒)③E(溴)>E(硒)④E(溴)<E(硒)(3)10号元素E值较大的原因是___________________________________________________。随着原子序数增大，E值变小递变性①③10号元素为氖，该元素原子最外层2s、2p轨道全充满，结构稳定解析：Ⅰ.(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的递变性。(2)从第2、3周期可以看出，第ⅢA族和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测：E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)10号元素是稀有气体氖，该元素原子的最外层2s、2p轨道全充满，结构稳定。Ⅱ.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示。若x越大，其原子吸引电子的能力越强。在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下图是某些短周期元素的x值：元素符号LiBeBCOFx值0.981.572.042.253.443.98元素符号NaAlSiPSClx值0.931.611.902.192.583.16(1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是____________________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。(2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：________<x(Mg)<________，________<x(N)<________。(3)在P－N键中，共用电子对偏向________原子。(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。原子半径越小，x值越大周期性0.931.572.253.44氮共价键解析：Ⅱ.(1)表中同一周期的元素从Li到F，x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li到F，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大。(2)根据(1)中的规律，Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)。(3)从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强。在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方。(4)(6)根据规律，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中的化学键为共价键。(5)推测元素周期表中，x值最大的元素是_________。(6)从Δx角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是___________________________________________________(写出判断的方法)。FAl元素和Cl元素的Δx为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物解析：(4)(6)根据规律，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中的化学键为共价键。(5)元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。素养训练[训练2]

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)第一电离能：I1(A)____I1(B)(填“>”或“<”，下同)。电负性：A____B。(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：________________________________________________________________________________________。<<＋1

钠原子失去一个电子后形成的＋1价阳离子的核外电子排布式为1s22s22p6，2p轨道为全充满状态，体系能量较低，该离子极难再失去电子Na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解析：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，故x＋1＝2，解得x＝1，A的最外层电子排布式为(n＋1)s1，处于ⅠA族，B的最外层电子排布式为ns2np4，处于ⅥA族，A与B可形成化合物D，D溶于水时有气体逸出，该气体能使带火星的木条复燃，则该气体为O2，故化合物D为Na2O2，A为Na，B为O。同周期主族元素从左到右，第一电离能在总体上呈增大趋势，同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小，故第一电离能I1(A)<I1(B)；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素自上而下，电负性逐渐减小，故电负性A<B。课

堂

总

结[知识导图][误区警示]1．比较微粒半径要三看：一看电子层，二看核电荷数，三看核外电子数；2．比较I要注意：同周期元素比较时，第ⅡA、第ⅤA族I1大于相邻主族的I1；轨道处于半充满、全充满时更稳定；3．元素电负性越大吸引电子能力越强，非金属性越强，金属性越弱。1．下列化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是(

)A．LiI

B．NaBrC．KCl

D．CsF答案：D解析：若阳离子半径最大，阴离子半径最小，则化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大。四种化合物中，阴离子中F－半径最小，阳离子中Cs＋半径最大，所以，四种化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是CsF。2．下列四种元素中，第一电离能由大到小顺序正确的是(

)①原子含有未成对电子最多的第2周期元素②原子核外电子排布为1s2的元素③元素周期表中电负性最强的元素④原子最外层电子排布为2s22p4的元素A．②③①④B．③①④②C．①③④②D．②③④①答案：A解析：根据题意可知①为N元素、②为He元素、③为F元素、④为O元素。He为稀有气体元素，难以失去电子，第一电离能最大。同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，N原子的最外层p能级为半充满结构，第一电离能大于相邻的O元素，则第一电离能由大到小的顺序为②③①④。3．(双选)美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金作载热介质，下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是(

)A．原子半径：r(Na)>r(Al)B．第一电离能：Al>NaC．电负性：Na>AlD．基态原子未成对电子数：Na>Al答案：AB解析：根据元素性质变化规律知，原子半径：r(Na)>r(Al)，第一电离能：Al>Na，电负性：Na<Al。Al和Na基态原子的核外电子排布式为[Ne]3s23p1、[Ne]3s1，未成对电子数相等。4．不能说明X的电负性比Y的大的是(