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1、成才之路成才之路 化学化学路漫漫其修远兮路漫漫其修远兮 吾将上下而求索吾将上下而求索人教版人教版 选修选修3 原子结构与性质原子结构与性质第一章第一章第二节原子结构与元素的性质第二节原子结构与元素的性质第一章第一章第第2课时元素周期律课时元素周期律第一章第一章新情境新情境 激趣入题激趣入题1新知识新知识预习探究预习探究2新思维新思维名师讲堂名师讲堂3新考题新考题随堂自测随堂自测4新提升新提升达标作业达标作业5新视点新视点专家博客专家博客6新情境新情境激趣入题激趣入题自从认识到元素周期表对化学、生产、生活的巨大指导作用之后，人们依据自己的认识设计出若干种元素周期表。这一切的努力和成果，无非是为了
2、更直观体现元素周期律。元素周期律变化与海螺及浩瀚宇宙何其相似，你见过下面这些新型的元素周期表吗？新知识新知识预习探究预习探究学习目标学习目标1元素周期律元素的性质随_的递增发生周期性递变的规律。2原子半径(1)决定因素核电荷数核电荷数 增大增大大大小小(2)变化规律同周期主族元素，从左到右原子半径_(稀有气体除外)；同主族元素，从上到下，原子半径_。3第一电离能概念：_基态原子失去_个电子转化为气态基态正离子所需要的_叫做第一电离能。4第一电离能的变化规律(1)同周期，从左到右，元素的第一电离能呈_的趋势。(2)同主族，从上到下，元素的第一电离能_。逐渐增大逐渐增大逐渐减小逐渐减小气态电中性气
3、态电中性一一最低能量最低能量逐渐增大逐渐增大逐渐减小逐渐减小5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_的电子。(2)电负性用来描述不同元素的原子对_吸引力的大小。电负性越大的原子，对_的吸引力_。6衡量标准以氟的电负性为_作为相对标准，得出各元素的电负性。化学键化学键键合电子键合电子键合电子键合电子越大越大4.0 7递变规律(1)同周期，自左至右，元素原子的电负性逐渐_。(2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐_。8电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱金属的电负性一般_1.8，非金属的电负性一般_1.8，若电负性在1.8左右，它们应既有金属性，又有非
4、金属性。(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电负性_，性质_，被称为“对角线规则”。变小变小增大增大小于小于大于大于接近接近相似相似自主探究自主探究1元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？提示：由第三周期元素Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的性质变化可知，同周期的主族元素从左到右，元素最高化合价逐渐升高，最低化合价逐渐降低；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。2元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解
5、这种趋势？提示：同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其主要原因是由于同周期主族元素的电子层数相同，核电荷数的增加使原子核对核外电子的引力增加而引起的原子半径减小趋势大于增加电子后电子间斥力引起原子半径增大的趋势。同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，其原因是由于电子层增加，电子间的斥力引起原子半径增大。3你能从元素单质及其化合物的主要性质角度发现同周期元素的金属性、非金属性的变化规律与原子结构之间的关系吗？提示：第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难，以及NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性递减，说明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、Cl形成氢化
6、物越来越容易，且生成的氢化物稳定性依次增强，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增，说明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。同一周期电子层数相同，最外层电子数从左向右逐渐增多，原子半径逐渐减小，而核电荷数逐渐增多，导致原子核对最外层电子的引力逐渐增强，所以从左向右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。4电子的能层越多，元素原子的半径就越大吗？提示：不一定，原子半径的大小取决于两个相反因素；电子的能层数和原子的核电荷数，主要看哪一个起主要因素，如氯原子的半径小于锂原子的半径。5碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？提示：原子的第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性越
7、强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性越强。新思维新思维名师讲堂名师讲堂教材点拨教材点拨(3)当电子层和最外层电子层均不同时，运用三角规律(A、B、C的相对位置如图所示)：原子半径：CAB，如：r(K)r(Na)r(Mg)。2离子半径的大小比较(1)对同一种元素来说，原子半径阳离子的半径，如r(Na)r(Na)；原子半径阴离子的半径，如r(Cl)r(Fe2)r(Fe3)，r(H)r(H)r(H)。(3)对于电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大。如r(S2)r(Cl)r(K)r(Ca2)、r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3)。但须注意，稀有气体元
8、素的原子半径的测量标准和其他原子半径的测量标准不同，不能比较。提示：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。典例透析典例透析【解析】四种元素在元素周期表中的相对位置为：即某周期活泼非金属与下一周期活泼的金属形成的简单阴、阳离子具有相同的电子层排布，由此可知，原子半径BACD，原子序数abdc，离子半径C3DBA2。单质还原性BA(金属)，非金属还原性一般较弱(F2无还原性)，且只能DC。【答案】C
9、【点评】主族元素中只有活泼的金属和活泼的非金属能形成简单阳、阴离子，短周期元素中的B、C、Si、P不能形成简单离子。CDBA1下列关于粒子半径的说法正确的是()A电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B核外电子层结构相同的单核粒子，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，原子半径越大变式训练变式训练【解析】原子半径的大小可依据元素周期表同主族、同周期递变规律进行比较；对核外电子层结构相同的单核粒子或质子数相同的不同单核粒子的半径大小的比较，应从原子核对其最外层上电子的吸引力大小入手，进而比较其半径大小关系。由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，
10、故A族的原子半径不一定比上一周期A族元素原子半径大，如r(Li)r(S)r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。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。原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是周期性变化。【答案】C教材点拨教材点拨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至右略有增加。(2)逐级电离能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。逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能突然变大
11、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。如：钠、镁、铝的电离能(kJmol1)见下表：元素元素电离能电离能NaMgAlI1496738578I2456214511 817I36 9127 7332 745I49 54310 54011 575(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。提示：通常情况下，第一电离能大的主族
12、元素电负性大，但A族、A族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。2电离能的应用(1)确定元素核外电子的排布。如Li：I1I2I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，而且最外层上只有一个电子。(2)确定元素在化合物中的化合价。如K元素I1I2E(硒)E(砷)E(硒) E(溴)E(硒)(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：_EE(硒)、E(溴)E(硒)。(3)据同主族、同周期E值变化规律可知，E(K)E(Ca)E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构
13、。正确读取图示信息，根据原子序数大小排出同周期、同主族元素，比较同一主族和同一周期E值的大小规律，要注意图中的一些反常现象。【答案】(1)随着原子序数增大，E值变小周期性(2)(3)485738(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构2电离能是指1 mol气态原子(或阳离子)失去1 mol电子形成1 mol气态阳离子(或更高价阳离子)所需吸收的能量。现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如下(I1表示失去第1个电子的电离能，In表示失去第n个电子的电离能，单位为eV)。变式训练变式训练序号序号I1I2I3I4I5I6电离能电离能7.6415.0380.12109
14、.3141.2186.5序号序号I7I8I9I10I11电离能电离能224.9226.0327.9367.41 761(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能越_(填“大”或“小”)；阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越_(填“大”或“小”)。(2)上述11个电子分属_个电子层。(3)去掉11个电子后，该元素还有_个电子。(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是_。【解析】(1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去越容易，则电离能越小；阳离子电荷数越高，离子半径越小。原子核对核外电子的引力越大，失去越难，则电离能越大。(2)据题目数据，I1，I2较小，I3突然增大，说明
15、最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。(3)Mg元素的原子去掉11个电子后，还有1个电子。(4)Mg元素的最高价氧化物对应的水化物为Mg(OH)2。【答案】(1)小大(2)3(3)1(4)Mg(OH)2教材点拨教材点拨4元素的电负性的周期性变化同一周期，从左到右，电负性逐渐变大； 同一主族，从上到下，电负性逐渐变小。5电负性的应用(1)判断元素的金属性和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
16、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。(2)判断元素的化合价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。(3)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值小于1.7，它们之间通常形成共价键。提示：并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。对副族而言，同族元素的电负性
17、也大体呈现上述变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。电负性最大的元素为氟，电负性最小的元素为铯。在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2; Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。典例透析典例透析(1)通过分析x值变化规律，确定N、Mg的x值范围：_x
18、(Mg)_，_x(N)I1(A)，所以A族元素的第一电离能最小。【答案】B2下列元素的第一电离能依次减小的是()AH、Li、Na、KBI、Br、Cl、FCNa、Mg、Al、SiDSi、Al、Mg、Na【解析】A项中，四种元素处于同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，正确；B项，四种元素也处于同一主族，但电子层数逐渐减小，第一电离能逐渐增大，错误；C和D项中四种元素相同，且处于同一周期，其中镁元素原子最外层的3s轨道上有2个电子，处于全满状态，比较稳定，不易失去第一个电子，故其第一电离能要大于Na和Al，因此C、D都错误。【答案】A3(2014海口调研)下列有关电负性的说法中正
19、确的是()A主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大B在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小C金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性D在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价【解析】主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：ON，但第一电离能：NO，A项错误；一般来说，在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大，B项错误；C项没有考虑过渡元素的情况。【答案】D4(2014宁波调研)现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s23p3；1s22s22p3；1s22s22p5。则下列有关比较中正
20、确的是()A第一电离能：B原子半径：C电负性：D最高正化合价：【解析】由电子排布式可知：为S，为P，为N，为F。第一电离能为，A项正确；原子半径应是最大，最小，B项不正确；电负性应是最大，最小，C项不正确；F无正价，最高正价，D项不正确。【答案】A5(2014泉州一中测试)已知X、Y、Z为同一短周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJmol1)如下表所示：XYZI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575(1)三种元素的化合价依次为_、_、_。(2)三种元素电负性大小关系为_。(3)Y的第一电离能大于Z的第一电离能的原因是_。【
21、解析】X、Y、Z三种元素的电离能分别在I1与I2、I2与I3、I3与I4之间发生突变，由此可判断它们的最外层分别有1、2、3个电子。【答案】(1)123(2)ZYX(3)Y和Z元素原子最外层电子排布分别为ns2和ns2np1，前者ns和np为较稳定的全充满和全空状态，所以Y原子能量低而稳定，失去电子所需能量较高即第一电离能较大新提升新提升达标作业达标作业（点此链接）（点此链接）新视点新视点专家博客专家博客元素金属性、非金属性强弱的判断依据1金属性强弱的判断依据(1)单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易，说明其金属性就越强。(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强
22、，说明其金属性也就越强，反之则弱。(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中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。(4)金属活动性顺序：从KCa(H)CuAu，金属性逐渐减弱。需要指出的是，金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性PbSn，而金属活动性顺序中SnPb。(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)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
23、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(3s23p1，失去的是3p轨道上的一个电子)。(7)元素电负性的大小：元素的电负性越小，元素失电子的能力越强，元素的金属性越强。2非金属性强弱的判断依据(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酸性的强弱：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：Cl22KI=2KClI2，说明氯的非金属性比碘强。(4)元素的原子对应阴离子的还原性：阴离子还原性越强，元素的非金属性就越弱。(5)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越大，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PS。(6)元素电负性的大小：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。
