第2单元元素性质递变规律

课标要求了解元素周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布规律。课标解读掌握核外电子排布与周期划分的关系。掌握核外电子排布与族划分的关系。了解元素周期表的分区。能确定元素在元素周期表中的位置。教学地位用原子结构知识揭示元素或相关物质的性质的中间载体为元素周期表，要使用元素周期表解决元素或物质的性质，必须将元素有效的放入周期表中。本课时的内容主要解决该方面的问题。主族元素原子核外价电子排布和元素性质的周期性变化主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA原子核外价电子排布ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA最高正化合价＋1＋2＋3＋4＋5＋6＋7最低负化合价————4—3—2－1主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA同主最高正价

相同主族序数，且等于化合族价同周最高正价逐渐升高，从＋1

期递增到

＋7

性质递变规律金属性非金属性同主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐

增强

同主从上到下，原子半径逐渐

增大

原子族半径同周从左到右，原子半径逐渐减小

期1～6周期元素原子的外围电子排布周期元素种类外围电子排布ⅠA

族0

族最多可容纳的外围电子数121s11s22282s12s22p68383s13s23p684184s14s24p685185s15s25p686326s16s26p68元素原子核外电子排布的周期性变化每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从

到

的周期性变化。ns1ns2np6核外电子排布与元素周期表的关系1．核外电子排布与周期的划分周期序数电子层数外围电子排布特征元素原子的电子排布式该周期的元素种数111s1s1～22222s2p[He]2s1～22p1～68333s3p[Ne]3s1～23p1～68443d4s或4s4p[Ar]3d1～104s1～24p1～618核外电子排布与周期表的分区【问题导思】①元素周期表划分区的依据是什么？【提示】

依据是原子的价层电子排布。,②区的名称与电子的能级符号之间有什么关系？【提示】

区的名称来自于按构造原理最终填入电子的能级的符号(除ds区外)。2．各区元素特点分区元素分布外围电子排布式元素性质特点s区ⅠA族、ⅡA族ns1～2除氢外都是活泼金属元素p区ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1～6最外层电子参与反应(稀有气体除外)2．各区元素特点分区元素分布外围电子排布式元素性质特点d区ⅢB族～ⅦB族、

Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2d轨道也不同程度地参与化学键的形成ds区ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2金属元素f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近【答案】(1)主三

ⅡA

s(2)主

五ⅣAp(3)副

四ⅢBd(4)副

四ⅠBds【解析】

A中原子序数为1的元素是氢，它位于s区，故A错；B中的O、S位于ⅥA族，P位于ⅤA族，均位于p区，故B正确；C中的Ar位于零族，Cl位于ⅦA族，均位于p区，而Fe位于Ⅷ族，属于d区，故C错；D项的Na、Li位于ⅠA族，Mg位于ⅡA族，均为s区，故D也错。【答案】

B第2课时电离能和电负性课标要求能说出元素电离能、电负性的涵义。能应用元素的电离能说明元素的某些性质。课标解读会比较I1、电负性大小。能利用I1比较金属元素的金属性、非金属元素的非金属性强弱。能利用电离能推测原子最外层电子数。能利用电负性比较元素的金属性、非金属性强弱。能利用电负性确定化合物中化学键的类型及元素化合价的正负。教学地位本节课内容是“必修2

元素周期律”的延伸，可以与必修2的内容融为一体命题，是高考的高频考点。近几年来，高考试题中均有涉及。元素第一电离能的周期性变化1.第一电离能(1)含义气态原子需的最低能量，用符号

表示，单位：kJ·mol－1。(2)意义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，原子越难失去一个电子。失去一个电子形成＋1

价气态阳离子

所I1容易增大最小最大减小(4)与原子的核外电子排布的关系通常情况下，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)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量

较低

，该元素具有

较大

的第一电离能。2．第二电离能和第三电离能(1)第二电离能

＋1价

气态离子失去

1

个电子，形成＋2价气态离子所需要的最低能量，用

I2

表示。(2)第三电离能

＋2价气态离子再失去1个电子，形成

＋3价气态离子所需的最低能量，用I3

表示。【提示】

(1)镁的大。因为当原子的外围电子排布处于半满、全满或全空时，原子的能量较低，第一电离能较大。镁的外围电子排布为3s2，铝的外围电子排布为3s23p1，镁的3p轨道全空，3s轨道全满，故镁的第一电离能大。(2)Na失去一个电子后已达到稳定结构，第二电离能远大于第一电离能，所以钠易形成Na＋，而不易形成Na2＋；Mg失去2个电子后已达到稳定结构，第三电离能远大于第二电离能，所以镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。元素电负性的周期性变化概念：描述元素的原子在化合物中

吸引电子能力的物理量。意义电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强

。变化规律同周期：左→右，主族元素的电负性逐渐

增大

。同主族：上→下，元素的电负性呈现

减小

趋势。电离能的应用【问题导思】①I2就是气态原子失去两个电子需要吸收的能量吗，若不是，它又是怎样规定的？,②理论上Na原子有几级电离能，预测其数值在哪些电离能上会突然增大？【提示】

①不是。＋1价气态离子失去1个电子形成＋2价气态离子所需要的最低能量。,②有11级电离能。在I2、I10会突然增大。根据电离能数据，确定元素核外电子的排布如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子。根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价

如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。判断元素的金属性、非金属性强弱一般地，除稀有气体外，，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。【解析】

镁的电子排布式为1s22s22p63s2各轨道处于全充满状态，比较稳定，第一电离能比铝的大，B错；第一电离能Ne>F，C错；第一电离能Mg>Ca>K，D错。【答案】

A电负性的应用【问题导思】①由电负性的差值能判断两元素间形成化学键的类型吗？②应用电负性能判断元素的哪些性质？【提示】

①能。②判断元素的金属性、非金属性；化合价的正、负及化学键的类型。1．判断元素的金属性、非金属性及其强弱金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。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。确定成键元素化合价的正负电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。判断化学键的类型一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。已知：一般认为两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。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

。判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2

BeCl2

AlCl3

SiC【解析】

元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及上表中数值：Mg3N2中两成键元素间的电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl3、AlCl3、SiC中两成键元素间的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。【答案】

(1)随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化(2)Mg3N2是离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3为共价化合物【解析】

B中，元素的电负性与第一电离能的变化有不同之处，如电负性：O>N，第一电离能为O<N。【答案】

B【教师备课资源】(教师用书独具)对角线规则元素周期表中某一元素及其化合物的性质和它左上方或右下方的另一元素的性质相似，这种现象称为“对角线规则”。在2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有3对：锂与镁、铍与铝、硼和硅。有人认为是这些元素的电负性相近造成的。(1)锂与镁的相似性。①锂在氧气中燃烧和镁一样只生成氧化物，而其他碱金属在氧气中燃烧则生成过氧化物或超氧化物；②锂和镁都能直接与氮作用，而其他碱金属不与氮直接反应；③锂和镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶与水，而其他碱金属的相应盐都易溶于水；④含水氯化物受热发生水解。(2)硼和硅的相似性。①密度相近(硼为2.35

g/cm3，硅为2.336

g/cm3)；②氢化物在常温下都是气体；③遇水都能完全水解。【解析】

在元素周期表中第2、第3周期处于对角线(左上右下)位置上的主族元素电负性接近，性质相似。【答案】

A1．按Li、Na、K、Rb、Cs顺序递增的是()A．外围电子数C．原子半径B．电负性D．第一电离能【解析】

同一主族外围电子数相同，从上到下第一电离能、电负性逐渐减小，原子半径逐渐增加，故A、B、D错，C正确。【答案】

C对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是(碱性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3第一电离能：Na<Mg<Al电负性：Na>Mg>AlD．半径：Na>Mg>Al)【解析】

因为金属性Na>Mg>Al，因此金属的最高价氧化物的水化物的碱性强弱为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，A错误；第一电离能：Al<Mg，B错误；电负性：

Na<Mg<Al，C错误。【答案】

D3．(2013·常州高二质检)现有四种元素，其中两种元素基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4，②1s22s22p63s23p3；另两种元素的价电子排布式为③2s22p3，④2s22p5，则下列有关比较中正确的是(

)A．第一电离能：④＞③＞②＞①B．原子半径：④＞③＞②＞①

C．电负性：④＞③＞②＞①D．最高正化合价：④＞③＝②＞①【解析】由电子排布式、价电子排布式可知①是硫元素；②是磷元素；③是氮元素；④是氟元素；B项原子半径应为②>①>③>④；C项电负性应为④>③>①>②；D项F无最高正化合价。【答案】

A4．下列各元素，最易形成离子化合物的是(①第3周期第一电离能最小的元素②外围电子构型为2s22p6的原子③2p轨道为半满的元素④电负性最大的元素)A．①②C．②③B．③④D．①④【解析】活泼金属与活泼的非金属易形成离子化合物。第3周期第一电离能最小的元素是钠，易失去电子；外围电子排布式为2s22p6的原子是氖，化学性质不活泼；2p轨道为半充满的元素是氮，非金属；电负性最大的元素是氟，非金属性最强，故最易形成离子化合物的是钠和氟。【答案】D5．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。根据下表所列数据所作的判断中错误的是(

)I1I2I3I4X5004