化学人教版选修3学案1-2-2元素周期律

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(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)。第ⅦA族：r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)。很显然r(H＋)<r(Li＋)<r(Na＋)。(2)“核大半径小”：对于电子层数相同的微粒，核电荷数越大，核对核外电子的引力越强，其半径越小，记忆为“核大半径小”。①同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小。如第三周期元素的原子：r(Na)>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(Cl－)，r(S)<r(S2－)。③同一元素的阴离子半径大于其阳离子半径。如：r(H－)>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>DB．原子序数：d>c>b>aC．离子半径：C>D>B>AD．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、Rb②Br－、I－、Cl－③Na、Al、S④Na＋、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①Li<Na<Rb；②Cl－<Br－<I－。(2)同周期元素原子(电子层数相同，比较核电荷数)从左到右，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，故③Na>Al>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、D4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：①Li<Na<Rb②Cl－<Br－<I－③Na>Al>S④O2－>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≪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。②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。③判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。1.M(g)eq\o(→,\s\up15(－2e－))M2＋所需的能量是否是其第一电离能的2倍？【点拨】应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能量较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。2．同一周期元素的第一电离能并不是严格递增的，如第一电离能B<Be，O<N，原因是什么？【点拨】能量相同的原子轨道在全满、半满、全空时体系能量最低，原子较稳定，因此，价电子排布处于半满的轨道的元素，其第一电离能比邻近原子的第一电离能大，如N原子的第一电离能大于O原子的第一电离能。3．下表的数据从上到下是钠、镁、铝原子逐级失去电子的电离能，为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？NaMgAleq\f(电离能,kJ·mol－1)49673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293【点拨】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(用I1表示)，从正一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的最低能量叫做第二电离能(用I2表示)，以此类推，可得I3、I4…同一种元素的逐级电离能的大小关系为：I1<I2<I3<…，即一个原子的逐级电离能逐级增大。这是因为随着电子逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再失去一个电子需要克服的电性吸引力越来越大，消耗的能量也越来越多。钠的最外电子层的电子数为1，所以I1比I2小得多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成＋1价的阳离子；Mg的最外电子层的电子数是2，故I1和I2相差不大，而I2和I3相差很大，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价的阳离子；Al的最外电子层的电子数是3，所以I1、I2、I3相差不大，所以Al容易失去三个电子形成＋3价的阳离子。【例2】第一电离能I1是指气态原子X(g)失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。请回答以下问题：(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na～Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图象。(2)从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是_________________________________________。(3)N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大的原因是__________________________________________。(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为：失去第一个电子为519kJ·mol－1，失去第二个电子为7296kJ·mol－1，失去第三个电子为11799kJ·mol－1，由此数据分析锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量的原因：_________________________________________。【提示】各元素原子的电离能大小，主要取决于原子的电子层结构、核电荷数以及原子半径的大小。随着核电荷数递增，元素的第一电离能呈现周期性变化。同周期元素的第一电离能在增大趋势中出现第ⅢA族<第ⅡA族、第ⅥA族<第ⅤA族这两处例外。【解析】(1)根据题图知，同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大呈增大的趋势，但第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素，所以Na～Ar之间的元素用短线连接起来的图象为。(2)如题图以第ⅠA族为例，同一主族元素原子的第一电离能(I1)从上到下依次减小，其他族一致。(3)由于N原子2p轨道半充满，相对稳定，所以N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大。(4)由于Li原子失去一个电子后变成Li＋，Li＋已形成稳定结构，再失去电子很困难，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。【答案】(1)(2)从上到下依次减小(3)N原子2p轨道半充满，相对稳定(4)Li原子失去一个电子后变成Li＋，Li＋已形成稳定结构，再失去电子很困难下列叙述中正确的是(A)A．第三周期所含元素中钠的第一电离能最小B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大C．在所有元素中，氟的第一电离能最大D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大解析：同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故A正确，C不正确；由于镁的外围电子排布为3s2(3s能级全满，3p能级全空)，而Al的外围电子排布为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁，B不正确；钾比镁活泼，更易失电子，钾的第一电离能小于镁，D错误。知识点三电负性和对角线规则1．电负性(1)键合电子与电负性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称为键合电子。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。元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，所以我们可以直接根据电负性的大小来判断原子在化合物中吸引电子能力的相对强弱。(2)电负性的衡量标准电负性是相对值，没有单位。数值是人为确定的。例如，鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。(3)电负性的周期性变化①同周期，自左向右，主族元素原子的电负性逐渐增大；②同主族，自上向下，主族元素原子的电负性逐渐减小；③电负性一般不用来讨论稀有气体。(4)电负性的应用①判断元素的金属性和非金属性的强弱：以电负性大小的相对标准划分，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，电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。②判断化合物的类型：一般认为，如果两成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物；如果两成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。例如：HCl中H：2.1，Cl：3.0,3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物。③判断化合物中各元素化合价的正负：电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。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。例如，NaH中，Na：0.9，H：2.1，电负性数值H大于Na，故在NaH中Na显正价，H显负价。2．“对角线”规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：Li与Mg、Be与Al、B与Si，这三对元素在周期表中位置如表所示。它们相对应的元素及其化合物的性质有许多相似之处。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则，如电负性值分别为：锂1.0、镁1.2，铍1.5、铝1.5，硼2.0、硅1.8。“对角线”关系的具体表现列举如下：(1)锂和镁锂与钠虽属同一主族，但与钠的性质相差较远，而它的化学性质与镁更相似，如：①锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。②锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2。③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。④锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、CO2和MgO、CO2。⑤含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。(2)铍和铝铍和铝的相似性表现如下：①两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓硝酸中都可以钝化。②两者的单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于碱。并不是所有电负性差大于1.7的元素原子都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。按照电负性的递变规律可推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？【点拨】根据电负性的递变规律，在周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上方，最小的元素位于周期表的左下方。【例3】有A、B、C、D、E5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属于同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属于同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性为2.5,3.5,1.5,2.1,0.8中之一。请回答下列问题：(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________(用化学符号填空，下同)。(2)由电负性判断，以上5种元素中金属性最强的是______，非金属性最强的是________。(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是__________，有共价键的是________。【提示】【解析】A、E均为ⅠA族元素且E为金属元素，则A为H，由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布为ns2np4，为ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C的价电子排布为3s23p1，则C为Al。5种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性：K>Al，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)HOAlSK(2)KO(3)负正(4)Al2O3、K2OH2O、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XB．气态氢化物的稳定性：HmY>HnXC．最高价含氧酸的酸性：X强于YD．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－=BeOeq\o\al(2－,2)＋H2↑，BeO＋2OH－=BeOeq\o\al(2－,2)＋H2O，Be(OH)2＋2OH－=BeOeq\o\al(2－,2)＋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－=BeOeq\o\al(2－,2)＋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=4AlOeq\o\al(－,2)＋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－=BeOeq\o\al(2－,2)＋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－=AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O，合并得Al4C3＋4OH－＋4H2O=4AlOeq\o\al(－,2)＋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ⅤA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eq\o(→,\s\up15(KCaNaMgAlZnFeSnPbHCuHgAgPtAu),\s\do15(金属性逐渐减弱))(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：P<S。(6)元素电负性越大，元素得电子的能力越强，元素的非金属性越强。【例5】有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同。下列说法正确的是()A．若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱B．若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性C．若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2D．若Y的最高正价为＋m，则X的最高正价一定为＋m【提示】同主族元素从上到下，电子层数越多⇒原子半径越大⇒原子核对核外电子的吸引力越弱⇒原子失电子能力增强，得电子能力减弱⇒元素的金属性增强，非金属性减弱⇒气态氢化物的稳定性减弱⇒最高价氧化物对应水化物的酸性减弱，碱性增强。如Li→Na→K→Rb→Cs等元素的金属性逐渐增强，F→Cl→Br→I等元素的非金属性逐渐减弱。【解析】本题主要考查同主族元素的性质递变规律。由于X、Y原子的最外层电子数相同，且X的原子半径小于Y，所以X、Y同主族，且X位于Y的上面。由于同主族元素最高价氧化物对应水化物的碱性从上到下逐渐增强，A项正确；由HNO3为强酸而氨水呈弱碱性可知B项不正确；第ⅥA族元素氧的单质为O2，而硫的单质却有S8、S6、S4、S2等形式，又如，氮元素形成的单质是N2，而磷元素不能形成P2，C项不正确；第ⅥA族元素，氧无最高正化合价，而硫的最高正价为＋6价，故D项不正确。【答案】A已知原子序数依次增大的X、Y、Z、R、W、T六种前20号元素，X、Y原子的最外层电子数与其电子层数相等，Y、T位于同主族，R的最外层电子数是次外层的3倍，W无正价，甲的化学式为ZX3，是一种有刺激性气味的气体，乙是由X、Z、W组成的盐。下列说法正确的是(A)A．由X、Z、W组成的盐为NH4B．气态氢化物的稳定性：W<R<ZC．原子半径：W<Z<Y，而简单离子半径：Y<Z<WD．ZR2、TR2两化合物中R的化合价相同解析：R的最外层电子数是次外层的3倍，原子只能有2个电子层，最外层电子数为6，故R为O；X、Y原子的最外层电子数与其电子层数相等，原子序数均小于O，且X的原子序数小于Y，则X为H、Y为Be；W无正价，则W为F；甲的化学式为ZX3，是一种有刺激性气味的气体，则Z为N，甲为NH3；乙是由X、Z、W组成的盐，则乙为NH4F；Y，T位于同主族，则T为Mg或Ca。由X、Z、W组成的盐为NH4F，A项正确；非金属性：N<O<F，故气态氢化物的稳定性：N<O<F，B项错误；同周期主族元素自左到右原子半径逐渐减小，故原子半径：F<N<Be，电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，电子层越多，离子半径越大，故简单离子半径：Be2＋<F－<N3－，C项错误；NO2、MgO2(或CaO21．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是(A)A．第一电离能：④>③>②>①B．原子半径：④>③>②>①C．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>AlB．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C<O，故该元素为碳，C正确；一般来说，元素的非金属性越强，电负性越大，D项正确。3．已知33As、34Se、35Br位于同一周期，下列关系正确的是(B)A．电负性：As>Cl>PB．热稳定性：HCl>HBr>AsH3C．第一电离能：Br>Se>AsD．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(