資源簡介

第2課時　元素周期律
［核心素養發展目標］　1.能從原子結構的角度理解原子半徑、元素第一電離能、電負性之間的遞變規律，能利用遞變規律比較原子(離子)半徑、元素第一電離能、電負性的相對大小。2.通過對原子半徑、元素第一電離能、電負性遞變規律的學習，建立“結構決定性質”的認知模型，并能利用認知模型解釋元素性質的規律性和特殊性。
一、原子半徑
　　　　　　　　　　　　　　　　
1.原子半徑的變化規律
除Li外，第三周期主族元素原子半徑大于第二周期主族元素原子半徑［r(Mg)>r(Li)>r(Al)］。
2.原子或離子半徑的比較方法
(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例如：r(Cl-)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)。
(2)能層結構相同的離子：核電荷數越大，半徑越小。例如：r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
(3)帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。例如：r(Li+)(4)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K+)與r(Mg2+)，可選r(Na+)為參照，r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。
1.是否能層數多的元素的原子半徑一定大于能層數少的元素的原子半徑？
提示　不一定，原子半徑的大小由核電荷數與電子的能層數兩個因素綜合決定，如Li的原子半徑大于Cl的原子半徑。
2.若短周期元素的離子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的電子層結構。
(1)四種元素在元素周期表中的相對位置如何？
提示　短周期元素的離子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的電子層結構，則：a-2=b-1=c+3=d+1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。
(2)原子序數從大到小的順序是什么？
提示　a>b>d>c。
(3)離子半徑由大到小的順序是什么？
提示　C3->D->B+>A2+。
1.正誤判斷
(1)核外能層結構相同的單核粒子，半徑相同 (　　)
(2)質子數相同的不同單核粒子，電子數越多，半徑越大 (　　)
(3)各元素的原子半徑總比其離子半徑大 (　　)
(4)同周期元素從左到右，原子半徑、離子半徑均逐漸減小 (　　)
答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×
2.下列各組微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的是 (　　)
A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br
C.Mg2+、Al3+、Zn2+ D.Cl-、Br-、I-
答案　C
解析　同主族元素，從上到下，原子半徑(或離子半徑)逐漸增大，故A、B、D三項中的各微粒的半徑逐漸增大；能層數相同，核電荷數越大半徑越小，Mg2+、Al3+能層數相同但鋁元素的核電荷數大，所以Al3+的半徑小，故C項中微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的。
3.［2020·全國卷Ⅲ，35(1)節選］氨硼烷(NH3BH3)含氫量高、熱穩定性好，是一種具有潛力的固體儲氫材料。H、B、N中，原子半徑最大的是　　　　。
答案　B
粒子半徑比較的一般思路
(1)“一層”：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二核”：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小。
(3)“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數多的半徑大。
二、電離能
1.電離能的概念
(1)氣態基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能，符號：I1。可以衡量元素的氣態原子失去一個電子的難易程度。
(2)各級電離能：+1價氣態基態正離子失去一個電子，形成+2價氣態基態正離子所需的最低能量叫第二電離能，用I2表示；+2價氣態基態正離子再失去一個電子，形成+3價氣態基態正離子所需的最低能量叫做第三電離能，用I3表示，依次類推。
2.電離能的變化規律
(1)每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)的第一電離能最小，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大，即一般來說，同周期隨著核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。
(2)同族元素從上到下第一電離能逐漸減小。
(3)同種原子的逐級電離能越來越大(I13.電離能的應用
(1)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強。
(2)確定元素原子的核外電子層排布
由于電子是分層排布的，內層電子比外層電子難失去，因此元素的電離能會發生突變。
(3)確定元素的化合價
若某元素的電離能：I2 I1，則該元素通常顯+1價；若I3 I2，則該元素通常顯+2價；若I4 I3，則該元素通常顯+3價。
特別提醒——電離能的影響因素及特例
(1)電離能數值的大小主要取決于原子的核電荷數、原子半徑及原子的電子排布。
(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子排布的元素原子穩定性較高，其電離能數值較大，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，其電離能均比同周期相鄰元素的大。一般情況下，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
1.元素周期表中，第一電離能最大的是哪個元素？第一電離能最小的應出現在元素周期表什么位置？
提示　最大的是He；最小的應在元素周期表左下角。
2.下表是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能：
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
(1)為什么同一元素的電離能逐級增大？
提示　這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子后，半徑變小，核電荷數未變而電子數目變少，原子核對電子的吸引作用增強，因而第二個電子比第一個電子更難失去，故I2>I1，同理I3>I2。
(2)為什么鈉、鎂、鋁的化合價分別為+1、+2、+3？
提示　鈉的I1比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以Na容易失去一個電子變成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，說明Mg容易失去2個電子形成+2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3個電子形成+3價離子。
1.正誤判斷
(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強 (　　)
(2)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大 (　　)
(3)在所有元素中，氟元素的第一電離能最大 (　　)
(4)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大 (　　)
(5)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能 (　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√
2.在下面的電子結構中，第一電離能最小的原子可能是 (　　)
A.3s23p3 B.3s23p5
C.3s23p4 D.3s23p6
答案　C
解析　同一周期中，元素的第一電離能隨著原子序數的增大而呈增大趨勢，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能大于其相鄰元素，同一主族元素中，其第一電離能隨著原子序數的增大而減小。3s23p3屬于第ⅤA族元素、3s23p5屬于第ⅦA族元素、3s23p4屬于第ⅥA族元素、3s23p6屬于0族元素，這幾種元素都是第三周期元素，分別是P、Cl、S、Ar，其第一電離能大小順序是Ar>Cl>P>S，所以第一電離能最小的原子是S。
3.(1)［2020·江蘇，21(2)節選］C、N、O元素的第一電離能由大到小的順序為　　　　　　　　　　。
(2)［2019·全國卷Ⅰ，35(1)］下列狀態的鎂中，電離最外層一個電子所需能量最大的是　　　　　(填標號)。
答案　(1)N>O>C　(2)A　
解析　(2)［Ne］3s1屬于基態的Mg+，由于Mg的第二電離能高于其第一電離能，故其再失去一個電子所需能量較高；［Ne］ 3s2屬于基態Mg原子，其失去一個電子變為基態Mg+；［Ne］3s13p1屬于激發態Mg原子，其失去一個電子所需能量低于基態Mg原子；［Ne］3p1屬于激發態Mg+，其失去一個電子所需能量低于基態Mg+，綜上所述，電離最外層一個電子所需能量最大的是［Ne］3s1。
(1)第一電離能與元素的金屬性有本質的區別。
(2)由電離能的遞變規律可知：同周期主族元素從左到右，元素的第一電離能呈增大趨勢，但第ⅡA族的Be、Mg的第一電離能較同周期第ⅢA族的B、Al的第一電離能要大；第ⅤA族的N、P、As的第一電離能較同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一電離能要大。這是由于第ⅡA族元素的最外層電子排布為ns2，p軌道為全空狀態，較穩定；而第ⅤA族元素的最外層電子排布為ns2np3，p軌道為半充滿狀態，比第ⅥA族的ns2np4狀態穩定。
三、電負性
1.有關概念與意義
(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子。
(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
(3)電負性大小的標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準。
2.遞變規律
(1)一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸變大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。
(2)一般來說，同族元素從上到下，元素的電負性逐漸變小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。
3.應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱
①金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。
②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。
(2)判斷元素的化合價
①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。
②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。
(3)判斷化合物的類型
如H的電負性為2.1，Cl的電負性為3.0，Cl的電負性與H的電負性之差為3.0-2.1=0.9<1.7，故HCl為共價化合物；如Al的電負性為1.5，Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0-1.5=1.5<1.7，因此AlCl3為共價化合物；同理，BeCl2也是共價化合物。
特別提醒　①電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性與H的電負性之差為1.9，但HF為共價化合物。
②電負性之差小于1.7的元素不一定形成共價化合物，如Na的電負性為0.9，與H的電負性之差為1.2，但NaH中的化學鍵是離子鍵。
1.按照電負性的遞變規律推測：元素周期表中電負性最大的元素和電負性最小的元素位于周期表中的哪個位置？
提示　根據電負性的遞變規律，在元素周期表中，越往右，電負性越大；越往下，電負性越小，由此可知，電負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。
2.電負性越大的元素，非金屬性越強嗎？第一電離能越大嗎？
提示　元素的電負性越大，非金屬性越強；但第一電離能不一定越大，例如電負性：NO。
1.正誤判斷
(1)元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小 (　　)
(2)元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強 (　　)
(3)同一周期電負性最大的元素為稀有氣體元素 (　　)
答案　(1)√　(2)√　(3)×
2.下列說法不正確的是 (　　)
A.第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小，而第ⅦA族元素的電負性從上到下逐漸增大
B.電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度
C.元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強
D.NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點
答案　A
解析　第ⅦA族元素從上到下非金屬性逐漸減弱，所以電負性從上到下逐漸減小，故A錯誤；金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，所以電負性的大小可以作為衡量元素金屬性和非金屬性強弱的尺度，故B正確；元素的電負性表示其原子在化合物中吸引電子能力的大小，元素電負性越大的原子，吸引電子的能力越強，故C正確；NaH中的H元素為-1價，則H可以放在第ⅦA族中，故D正確。
3.一般認為，如果兩個成鍵元素的電負性差值大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性差值小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數值，判斷下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)屬于共價化合物的是　　　　(填序號，下同)。
(2)屬于離子化合物的是　　　　。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
答案　(1)②③⑤⑥　(2)①④
解析　根據表格中的數據分別分析上述各化合物中兩種元素的電負性的差值與1.7作比較，得出結論。
課時對點練　［分值：100分］
(選擇題1~13題，每小題6分，共78分)
題組一　原子或離子半徑大小的比較
1.下列關于粒子半徑的比較不正確的是 (　　)
①r(Li+)②r(F-)③r(Na+)④r(Fe3+)>r(Fe2+)>r(Fe)
A.②③④ 　　　　　B.①④　　　　　C.③④　　　　　　D.①②③
答案　C
解析　同主族元素，從上到下，同價態離子半徑逐漸增大，①②正確；能層結構相同的離子，隨核電荷數增大，離子半徑逐漸減小，③錯誤；不同價態的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，④錯誤。
2.已知某些元素的原子半徑如下表所示，根據表中的數據推測磷原子的半徑可能是 (　　)
原子 N S O Si
半徑r/×10-10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
A.0.70×10-10 m
B.0.80×10-10 m
C.1.10×10-10 m
D.1.20×10-10 m
答案　C
解析　同一周期主族元素的原子半徑隨著原子序數的增大而減小，由此可推知磷原子的半徑在硅原子和硫原子之間，C項正確。
3.下列化合物中陰離子半徑和陽離子半徑之比最大的是 (　　)
A.LiI　　　　　B.NaBr　　　　　C.KCl　　　　　D.CsF
答案　A
解析　堿金屬離子半徑：r(Li+)題組二　電離能
4.(2024·昆明高二月考)下圖中，能正確表示與Si同周期部分主族元素的第三電離能(I3)與原子序數關系的是 (　　)
答案　D
解析　第三周期主族元素中Mg的第三電離能最大，Al的第三電離能最小，故選D。
5.已知某原子的各級電離能數值如下：I1=578 kJ·mol-1，I2=1 817 kJ·mol-1，I3=2 745 kJ·mol-1，I4=11 575 kJ·mol-1，則該元素的化合價為 (　　)
A.+1價 B.+2價
C.+3價 D.+4價
答案　C
解析　根據I3到I4發生突變，說明失去第四個電子很難，則前面三個電子是最外層，第四個電子是次外層，因此該元素的化合價為+3價。
6.(2023·河北衡水高二期中)已知X、Y是主族元素，I為電離能，單位是kJ·mol-1。根據表中所列數據判斷下列選項錯誤的是 (　　)
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
A.元素X的常見化合價是+1
B.元素Y是ⅢA族元素
C.元素X與氯元素組成化合物時，化學式可能是XCl
D.若元素Y位于第三周期，它可與冷水劇烈反應
答案　D
解析　分析表中給出的數據，元素X的I1、I2差別很大，說明X易失去一個電子，而難失去更多的電子，因此X易形成+1價陽離子，A、C項正確；元素Y的I3、I4差別很大，說明Y易失去3個電子，即Y原子的最外層上有3個電子，應位于ⅢA族，B項正確；若Y位于第三周期，則為Al，不能與冷水劇烈反應，D項錯誤。
題組三　電負性
7.下列說法不能說明X的電負性比Y的大的是 (　　)
A.與H2化合時X單質比Y單質容易
B.X的最高價氧化物對應水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應水化物的酸性強
C.X原子的最外層電子數比Y原子的最外層電子數多
D.X單質可以把Y從其氫化物中置換出來
答案　C
解析　A項，與H2化合時X單質比Y單質容易，則X的非金屬性強于Y，元素非金屬性越強電負性越大，能說明X的電負性比Y的大；B項，X的最高價氧化物對應水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應水化物的酸性強，則X的非金屬性強于Y，元素非金屬性越強電負性越大，能說明X的電負性比Y的大；C項，X原子的最外層電子數比Y原子的最外層電子數多不能說明X的電負性比Y的大，如Si的電負性比H的小；D項，X單質可以把Y從其氫化物中置換出來，則X的非金屬性強于Y，元素非金屬性越強電負性越大，能說明X的電負性比Y的大。
8.電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。下列關于電負性的變化規律正確的是 (　　)
A.同周期主族元素從左到右，元素的電負性逐漸變大
B.同主族元素從上到下，元素的電負性逐漸變大
C.電負性越大，第一電離能越大
D.電負性越小，非金屬性越強
答案　A
9.已知X、Y兩元素同周期，且電負性：X>Y，下列說法錯誤的是 (　　)
A.X與Y形成化合物時，一般是X顯負價，Y顯正價
B.第一電離能可能Y小于X
C.最高價氧化物對應的水化物的酸性：XD.氣態氫化物的穩定性：HmY答案　C
解析　同周期元素從左到右，原子序數依次增大，原子半徑依次減小，非金屬性依次增強，電負性依次增大。電負性大的元素在化合物中一般顯負價，所以X和Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價，故A正確；同周期元素從左到右，第一電離能呈增大的趨勢，但第ⅤA族元素的p軌道為半充滿穩定結構，第一電離能大于第ⅥA族元素，第一電離能Y可能大于X，也可能小于X，故B正確；元素非金屬性越強，其最高價氧化物對應的水化物的酸性越強，非金屬性：X>Y，則X最高價氧化物對應的水化物的酸性強于Y最高價氧化物對應的水化物的酸性，故C錯誤；元素非金屬性越強，氣態氫化物越穩定，則氣態氫化物的穩定性：HmY10.(2023·廣州期末)四種元素的基態原子的價層電子軌道表示式如下，下列說法正確的是 (　　)
①
②
③
④
A.原子半徑：③>④>②>①
B.未成對電子數：①=④>③>②
C.電負性：②>①>④>③
D.第一電離能：②>①>③>④
答案　B
解析　根據軌道表示式可推知，①為N，②為F，③為S，④為P。原子核外電子層數越多，原子半徑越大；同一周期元素，原子序數越大，原子半徑越小，則原子半徑大小關系為④>③>①>②，A錯誤；根據元素的基態原子的價層電子軌道表示式可知原子核外未成對電子數：①=④>③>②，B正確；同一周期元素的電負性隨原子序數的增大而增大；同一主族元素的電負性隨原子序數的增大而減小，則電負性大小關系為②>①>③>④，C錯誤；一般情況下同一周期元素從左至右第一電離能呈增大趨勢，若元素處于第ⅡA、第ⅤA族的全充滿、半充滿的穩定狀態時，其第一電離能大于同一周期相鄰元素；同一主族元素的第一電離能隨原子序數的增大而減小，則第一電離能大小關系為②>①>④>③，D錯誤。
11.(2023·焦作高二檢測)下列各組元素性質的遞變情況錯誤的是 (　　)
A.Li、Be、B原子的最外層電子數依次增多
B.P、S、Cl元素的最高化合價依次升高
C.N、O、F電負性依次增大
D.Na、K、Rb第一電離能逐漸增大
答案　D
解析　Li、Be、B原子的最外層電子數分別為1、2、3，選項A正確；P、S、Cl元素最外層電子數分別為5、6、7，最高化合價分別為+5、+6、+7價，選項B正確；同周期元素從左到右元素的電負性逐漸增大，則N、O、F電負性依次增大，選項C正確；同主族元素從上到下元素的第一電離能逐漸減小，則Na、K、Rb元素的第一電離能逐漸減小，選項D錯誤。
12.已知X、Y、Z為同一周期的三種元素，其原子的部分電離能如下表所示：
　　　　　元素 電離能/　　　　　　　 (kJ·mol-1)　　　　 X Y Z
I1 496 738 578
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 754
I4 9 543 10 540 11 575
下列說法正確的是 (　　)
A.三種元素中，X元素的第一電離能最小，其電負性在同一周期元素中也最小
B.三種元素中，Y元素的第一電離能最大，其電負性也最大
C.等物質的量的X、Y、Z三種單質與少量鹽酸反應放出氫氣的物質的量之比為1∶1∶1
D.三種單質與鹽酸反應放出等量氫氣時，消耗X、Y、Z的物質的量之比為3∶2∶1
答案　A
解析　根據元素電離能的變化規律可知：X為第ⅠA族元素、Y為第ⅡA族元素、Z為第ⅢA 族元素，又知X、Y、Z為同一周期的三種元素，假設X、Y、Z屬于第三周期，則這三種元素分別為Na、Mg、Al。第一電離能最小的為Na，電負性在同一周期元素中最小的也是Na，A正確；三種元素中，第一電離能最大的為Mg，電負性最大的為Al，B錯誤；三種金屬和少量鹽酸反應完成后，剩余的金屬鈉繼續與水反應生成氫氣，最終金屬鈉生成的氫氣最多，C錯誤；根據得失電子守恒關系，放出1 mol氫氣時，轉移2 mol電子，消耗金屬鈉2 mol，金屬鎂1 mol，金屬鋁 mol，消耗X、Y、Z的物質的量之比為6∶3∶2，D錯誤。
13.短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的原子序數依次增大，X核外電子只有1種運動狀態，Y、W的2p軌道均含有2個未成對電子，M是與X不同主族的金屬元素，N的氫氧化物具有兩性，下列說法正確的是 (　　)
A.電負性：ZB.Y的氫化物沸點不一定低于W的氫化物
C.第一電離能：MD.N的單質可以在高溫下還原M的氧化物
答案　B
解析　Y、Z、W分別是碳、氮、氧，同一周期元素電負性從左到右依次增大，電負性大小順序是YAl，即M>N，C錯誤；鎂的金屬性比鋁的強，因此N的單質鋁不能還原M的氧化物MgO，D錯誤。
14.(10分)根據信息回答下列問題：
A.第一電離能(I1)是指氣態原子X(g)處于基態時，失去一個電子成為氣態正離子X+(g)所需的最低能量。如圖是部分元素的第一電離能(I1)隨原子序數變化的曲線圖(其中12號至17號元素的有關數據缺失)。
B.不同元素的原子在分子內吸引電子的能力大小可用數值表示，該數值稱為電負性。一般認為，如果兩個成鍵原子間的電負性差值大于1.7，原子之間通常形成離子鍵，如果兩個成鍵原子間的電負性差值小于1.7，通常形成共價鍵。下表是某些元素的電負性值。
元素 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
電負性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(1)認真分析信息A圖中同周期元素第一電離能的變化規律，推斷第三周期Na~Ar這幾種元素中，Al的第一電離能的大小范圍為　　　　(2)信息A圖中第一電離能最小的元素在周期表中的位置是第　　　　周期第　　　　族。
(3)通過分析電負性值的變化規律，確定Mg元素的電負性數值的最小范圍是　　　　。
(4)請歸納元素的電負性和金屬性、非金屬性的關系：　　　 　　　　。
(5)從電負性角度，判斷AlCl3是離子化合物還是共價化合物，說出理由并寫出判斷的方法：　　　 　。
答案　(1)Na　Mg
(2)五　ⅠA
(3)0.9~1.5
(4)非金屬性越強，電負性越大；金屬性越強，電負性越小
(5)Al元素和Cl元素的電負性差值為1.5，小于1.7，所以形成共價鍵，AlCl3為共價化合物；判斷方法：將氯化鋁加熱到熔融態，進行導電性實驗，如果不導電，說明是共價化合物
解析　(1)由圖可以看出，同周期第ⅠA族元素的第一電離能最小，而第ⅢA族元素的第一電離能小于第ⅡA族元素的第一電離能，故第一電離能：NaMg>Ca，則Mg元素的電負性數值的最小范圍應為0.9~1.5。
15.(12分)已知A、B、C、D、E五種元素的原子序數依次增大，其中A原子所處的周期數、族序數都與其原子序數相等；B原子核外電子有6種不同的運動狀態，s軌道電子數是p軌道電子數的兩倍；D原子L層上有2對成對電子；E+核外有3層電子且M層3d軌道電子全充滿。
(1)E元素基態原子的電子排布式為　　　　。
(2)B、C、D三種元素的第一電離能由小到大的順序為　　　　(填元素符號)，其原因是　　　　
　　　　。
(3)D元素與氟元素相比，電負性：D　　　　(填“>”“=”或“<”)F，下列表述中能證明這一事實的是　　　(填字母)。
A.常溫下氟氣的顏色比D單質的顏色深
B.氟氣與D的氫化物劇烈反應，產生D的單質
C.氟與D形成的化合物中D元素呈正價態
D.比較兩元素的單質與氫氣化合時得電子的數目
(4)B2A4是重要的石油化工原料，B2A4的結構式為　　　　　　　。
答案　(1)1s22s22p63s23p63d104s1(或［Ar］3d104s1)　(2)C(3)<　BC　(4)
解析　A原子所處的周期數、族序數都與其原子序數相等，A為H元素；B原子核外電子有6種不同的運動狀態，s軌道電子數是p軌道電子數的兩倍，B為C元素；D原子L層上有2對成對電子，其排布為1s22s22p4，D為O元素；C介于C、O元素之間，為N元素；E+核外有3層電子且M層3d軌道電子全充滿，E原子核外電子數為2+8+18+1=29，E為Cu元素，據此回答問題。第2課時　元素周期律
［核心素養發展目標］　1.能從原子結構的角度理解原子半徑、元素第一電離能、電負性之間的遞變規律，能利用遞變規律比較原子(離子)半徑、元素第一電離能、電負性的相對大小。2.通過對原子半徑、元素第一電離能、電負性遞變規律的學習，建立“結構決定性質”的認知模型，并能利用認知模型解釋元素性質的規律性和特殊性。
一、原子半徑
1.原子半徑的變化規律
除Li外，第三周期主族元素原子半徑大于第二周期主族元素原子半徑［r(Mg)>r(Li)>r(Al)］。
2.原子或離子半徑的比較方法
(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例如：r(Cl-)　　　r(Cl)，r(Fe)_________r(Fe2+)　　　r(Fe3+)。
(2)能層結構相同的離子：核電荷數越大，半徑越小。例如：r(O2-)　　　r(F-)_________
r(Na+)　　　r(Mg2+)　　　r(Al3+)。
(3)帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。例如：r(Li+)　　r(Na+)　　　r(K+)　　　r(Rb+)　　　r(Cs+)，r(O2-)_________r(S2-)　　　r(Se2-)　　　r(Te2-)。
(4)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K+)與r(Mg2+)，可選r(Na+)為參照，r(K+)_________r(Na+)　　r(Mg2+)。
1.是否能層數多的元素的原子半徑一定大于能層數少的元素的原子半徑？
2.若短周期元素的離子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的電子層結構。
(1)四種元素在元素周期表中的相對位置如何？
(2)原子序數從大到小的順序是什么？
(3)離子半徑由大到小的順序是什么？
1.正誤判斷
(1)核外能層結構相同的單核粒子，半徑相同 (　　)
(2)質子數相同的不同單核粒子，電子數越多，半徑越大 (　　)
(3)各元素的原子半徑總比其離子半徑大 (　　)
(4)同周期元素從左到右，原子半徑、離子半徑均逐漸減小 (　　)
2.下列各組微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的是 (　　)
A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br
C.Mg2+、Al3+、Zn2+ D.Cl-、Br-、I-
3.［2020·全國卷Ⅲ，35(1)節選］氨硼烷(NH3BH3)含氫量高、熱穩定性好，是一種具有潛力的固體儲氫材料。H、B、N中，原子半徑最大的是　　　　。
粒子半徑比較的一般思路
(1)“一層”：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二核”：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小。
(3)“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數多的半徑大。
二、電離能
1.電離能的概念
(1)　　　　　　原子失去一個電子轉化為　　　　正離子所需要的　　　　叫做第一電離能，符號：I1。可以衡量元素的氣態原子失去一個電子的　　　　。
(2)各級電離能：+1價氣態基態正離子失去一個電子，形成+2價氣態基態正離子所需的最低能量叫第二電離能，用　　　表示；+2價氣態基態正離子再失去一個電子，形成+3價氣態基態正離子所需的最低能量叫做第三電離能，用　　　表示，依次類推。
2.電離能的變化規律
(1)每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)的第一電離能　　　，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能　　　，即一般來說，同周期隨著核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈　　　趨勢。
(2)同族元素從上到下第一電離能逐漸　　　。
(3)同種原子的逐級電離能越來越　　　(I13.電離能的應用
(1)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：I1越大，元素的　　　　性越強；I1越小，元素的　　　性越強。
(2)確定元素原子的核外電子層排布
由于電子是分層排布的，內層電子比外層電子難失去，因此元素的電離能會發生突變。
(3)確定元素的化合價
若某元素的電離能：I2 I1，則該元素通常顯+1價；若I3 I2，則該元素通常顯+2價；若I4 I3，則該元素通常顯+3價。
特別提醒——電離能的影響因素及特例
(1)電離能數值的大小主要取決于原子的核電荷數、原子半徑及原子的電子排布。
(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子排布的元素原子穩定性較高，其電離能數值較大，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，其電離能均比同周期相鄰元素的大。一般情況下，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
1.元素周期表中，第一電離能最大的是哪個元素？第一電離能最小的應出現在元素周期表什么位置？
2.下表是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能：
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
(1)為什么同一元素的電離能逐級增大？
(2)為什么鈉、鎂、鋁的化合價分別為+1、+2、+3？
1.正誤判斷
(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強 (　　)
(2)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大 (　　)
(3)在所有元素中，氟元素的第一電離能最大 (　　)
(4)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大 (　　)
(5)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能 (　　)
2.在下面的電子結構中，第一電離能最小的原子可能是 (　　)
A.3s23p3 B.3s23p5
C.3s23p4 D.3s23p6
3.(1)［2020·江蘇，21(2)節選］C、N、O元素的第一電離能由大到小的順序為　　　　　。
(2)［2019·全國卷Ⅰ，35(1)］下列狀態的鎂中，電離最外層一個電子所需能量最大的是　　　　　(填標號)。
(1)第一電離能與元素的金屬性有本質的區別。
(2)由電離能的遞變規律可知：同周期主族元素從左到右，元素的第一電離能呈增大趨勢，但第ⅡA族的Be、Mg的第一電離能較同周期第ⅢA族的B、Al的第一電離能要大；第ⅤA族的N、P、As的第一電離能較同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一電離能要大。這是由于第ⅡA族元素的最外層電子排布為ns2，p軌道為全空狀態，較穩定；而第ⅤA族元素的最外層電子排布為ns2np3，p軌道為半充滿狀態，比第ⅥA族的ns2np4狀態穩定。
三、電負性
1.有關概念與意義
(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成　　　　的電子。
(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子　　　　的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力　　　。
(3)電負性大小的標準：以氟的電負性為　　和鋰的電負性為　　　作為相對標準。
2.遞變規律
(1)一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸　　　　，元素的非金屬性逐漸　　　、金屬性逐漸　　　。
(2)一般來說，同族元素從上到下，元素的電負性逐漸　　　，元素的金屬性逐漸　　、非金屬性逐漸　　　。
3.應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱
①金屬元素的電負性一般　　　1.8，非金屬元素的電負性一般　　　1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在　　　　，它們既有金屬性，又有非金屬性。
②金屬元素的電負性　　　，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性　　　，非金屬元素越活潑。
(2)判斷元素的化合價
①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力　　，元素的化合價為正值。
②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力　　，元素的化合價為負值。
(3)判斷化合物的類型
如H的電負性為2.1，Cl的電負性為3.0，Cl的電負性與H的電負性之差為3.0-2.1=0.9<1.7，故HCl為共價化合物；如Al的電負性為1.5，Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0-1.5=1.5<1.7，因此AlCl3為共價化合物；同理，BeCl2也是共價化合物。
特別提醒　①電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性與H的電負性之差為1.9，但HF為共價化合物。
②電負性之差小于1.7的元素不一定形成共價化合物，如Na的電負性為0.9，與H的電負性之差為1.2，但NaH中的化學鍵是離子鍵。
1.按照電負性的遞變規律推測：元素周期表中電負性最大的元素和電負性最小的元素位于周期表中的哪個位置？
2.電負性越大的元素，非金屬性越強嗎？第一電離能越大嗎？
1.正誤判斷
(1)元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小 (　　)
(2)元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強 (　　)
(3)同一周期電負性最大的元素為稀有氣體元素 (　　)
2.下列說法不正確的是 (　　)
A.第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小，而第ⅦA族元素的電負性從上到下逐漸增大
B.電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度
C.元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強
D.NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點
3.一般認為，如果兩個成鍵元素的電負性差值大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性差值小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數值，判斷下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)屬于共價化合物的是______________(填序號，下同)。
(2)屬于離子化合物的是______________。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
答案精析
一、
1.相同　增大　減小　增多　增大　增大
2.(1)>　>　>　(2)>　>　>　>　(3)<　<　<　<　<　<　<　(4)>　>
深度思考
1.不一定，原子半徑的大小由核電荷數與電子的能層數兩個因素綜合決定，如Li的原子半徑大于Cl的原子半徑。
2.(1)短周期元素的離子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的電子層結構，則：a-2=b-1=c+3=d+1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。
(2)a>b>d>c。
(3)C3->D->B+>A2+。
應用體驗
1.(1)×　(2)√　(3)×　(4)×
2.C　［同主族元素，從上到下，原子半徑(或離子半徑)逐漸增大，故A、B、D三項中的各微粒的半徑逐漸增大；能層數相同，核電荷數越大半徑越小，Mg2+、Al3+能層數相同但鋁元素的核電荷數大，所以Al3+的半徑小，故C項中微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的。］
3.B
二、
1.(1)氣態基態　氣態基態　最低能量　難易程度　(2)I2　I3
2.(1)最小　最大　增大　(2)減小　(3)大
3.(1)非金屬　金屬
深度思考
1.最大的是He；最小的應在元素周期表左下角。
2.(1)這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子后，半徑變小，核電荷數未變而電子數目變少，原子核對電子的吸引作用增強，因而第二個電子比第一個電子更難失去，故I2>I1，同理I3>I2。
(2)鈉的I1比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以Na容易失去一個電子變成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，說明Mg容易失去2個電子形成+2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3個電子形成+3價離子。
應用體驗
1.(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√
2.C　［同一周期中，元素的第一電離能隨著原子序數的增大而呈增大趨勢，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能大于其相鄰元素，同一主族元素中，其第一電離能隨著原子序數的增大而減小。3s23p3屬于第ⅤA族元素、3s23p5屬于第ⅦA族元素、3s23p4屬于第ⅥA族元素、3s23p6屬于0族元素，這幾種元素都是第三周期元素，分別是P、Cl、S、Ar，其第一電離能大小順序是Ar>Cl>P>S，所以第一電離能最小的原子是S。］
3.(1)N>O>C　(2)A　
解析　(2)［Ne］3s1屬于基態的Mg+，由于Mg的第二電離能高于其第一電離能，故其再失去一個電子所需能量較高；［Ne］ 3s2屬于基態Mg原子，其失去一個電子變為基態Mg+；［Ne］3s13p1屬于激發態Mg原子，其失去一個電子所需能量低于基態Mg原子；［Ne］3p1屬于激發態Mg+，其失去一個電子所需能量低于基態Mg+，綜上所述，電離最外層一個電子所需能量最大的是［Ne］3s1。
三、
1.(1)化學鍵　(2)吸引力　越大　(3)4.0　1.0
2.(1)變大　增強　減弱　(2)變小　增強　減弱
3.(1)①小于　大于　1.8左右　②越小　越大
(2)①弱　②強
深度思考
1.根據電負性的遞變規律，在元素周期表中，越往右，電負性越大；越往下，電負性越小，由此可知，電負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。
2.元素的電負性越大，非金屬性越強；但第一電離能不一定越大，例如電負性：NO。
應用體驗
1.(1)√　(2)√　(3)×
2.A　［第ⅦA族元素從上到下非金屬性逐漸減弱，所以電負性從上到下逐漸減小，故A錯誤；金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，所以電負性的大小可以作為衡量元素金屬性和非金屬性強弱的尺度，故B正確；元素的電負性表示其原子在化合物中吸引電子能力的大小，元素電負性越大的原子，吸引電子的能力越強，故C正確；NaH中的H元素為-1價，則H可以放在第ⅦA族中，故D正確。］
3.(1)②③⑤⑥　(2)①④
解析　根據表格中的數據分別分析上述各化合物中兩種元素的電負性的差值與1.7作比較，得出結論。(共86張PPT)
元素周期律
第2課時
第一章　第二節
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核心素養
發展目標
1.能從原子結構的角度理解原子半徑、元素第一電離能、電負性之間的遞變規律，能利用遞變規律比較原子(離子)半徑、元素第一電離能、電負性的相對大小。
2.通過對原子半徑、元素第一電離能、電負性遞變規律的學習，建立“結構決定性質”的認知模型，并能利用認知模型解釋元素性質的規律性和特殊性。
內容索引
一、原子半徑
二、電離能
課時對點練
三、電負性
原子半徑
>
<
一
1.原子半徑的變化規律
除Li外，第三周期主族元素原子半徑大于第二周期主族元素原子半徑[r(Mg)>r(Li)>r(Al)]。
一、原子半徑
相同
增大
減小
增多
增大
增大
2.原子或離子半徑的比較方法
(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例如：r(Cl-) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+)。
(2)能層結構相同的離子：核電荷數越大，半徑越小。例如：r(O2-) r(F-)
r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)。
(3)帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。例如：r(Li+) r(Na+)
r(K+) r(Rb+) r(Cs+)，r(O2-) r(S2-) r(Se2-) r(Te2-)。
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(4)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K+)與r(Mg2+)，可選r(Na+)為參照，r(K+) r(Na+) r(Mg2+)。
>
>
1.是否能層數多的元素的原子半徑一定大于能層數少的元素的原子半徑？
深度思考
提示　不一定，原子半徑的大小由核電荷數與電子的能層數兩個因素綜合決定，如Li的原子半徑大于Cl的原子半徑。
2.若短周期元素的離子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的電子層結構。
(1)四種元素在元素周期表中的相對位置如何？
深度思考
提示　短周期元素的離子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的電子層結構，則：a-2=b-1=c+3=d+1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。
(2)原子序數從大到小的順序是什么？
深度思考
提示　a>b>d>c。
(3)離子半徑由大到小的順序是什么？
提示　C3->D->B+>A2+。
應用體驗
1.正誤判斷
(1)核外能層結構相同的單核粒子，半徑相同
(2)質子數相同的不同單核粒子，電子數越多，半徑越大
(3)各元素的原子半徑總比其離子半徑大
(4)同周期元素從左到右，原子半徑、離子半徑均逐漸減小
×
√
×
×
應用體驗
2.下列各組微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的是
A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br
C.Mg2+、Al3+、Zn2+ D.Cl-、Br-、I-
√
應用體驗
同主族元素，從上到下，原子半徑(或離子半徑)逐漸增大，故A、B、D三項中的各微粒的半徑逐漸增大；
能層數相同，核電荷數越大半徑越小，Mg2+、Al3+能層數相同但鋁元素的核電荷數大，所以Al3+的半徑小，故C項中微粒不是按半徑逐漸增大的順序排列的。
應用體驗
3.[2020·全國卷Ⅲ，35(1)節選]氨硼烷(NH3BH3)含氫量高、熱穩定性好，是一種具有潛力的固體儲氫材料。H、B、N中，原子半徑最大的是　　。
B
方法規律
粒子半徑比較的一般思路
(1)“一層”：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二核”：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小。
(3)“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數多的半徑大。
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電離能
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二
二、電離能
1.電離能的概念
(1) 原子失去一個電子轉化為 正離子所需要的_____
叫做第一電離能，符號：I1。可以衡量元素的氣態原子失去一個電子的 。
(2)各級電離能：+1價氣態基態正離子失去一個電子，形成+2價氣態基態正離子所需的最低能量叫第二電離能，用 表示；+2價氣態基態正離子再失去一個電子，形成+3價氣態基態正離子所需的最低能量叫做第三電離能，用 表示，依次類推。
氣態基態
氣態基態
最低
能量
難易程度
I2
I3
2.電離能的變化規律
(1)每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)的第一電離能 ，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能 ，即一般來說，同周期隨著核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈 趨勢。
(2)同族元素從上到下第一電離能逐漸 。
(3)同種原子的逐級電離能越來越 (I1最小
最大
增大
減小
大
3.電離能的應用
(1)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：I1越大，元素的 性越強；I1越小，元素的 性越強。
(2)確定元素原子的核外電子層排布
由于電子是分層排布的，內層電子比外層電子難失去，因此元素的電離能會發生突變。
非金屬
金屬
(3)確定元素的化合價
若某元素的電離能：I2 I1，則該元素通常顯+1價；若I3 I2，則該元素通常顯+2價；若I4 I3，則該元素通常顯+3價。
特別提醒——電離能的影響因素及特例
(1)電離能數值的大小主要取決于原子的核電荷數、原子半徑及原子的電子排布。
(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子排布的元素原子穩定性較高，其電離能數值較大，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，其電離能均比同周期相鄰元素的大。一般情況下，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
1.元素周期表中，第一電離能最大的是哪個元素？第一電離能最小的應出現在元素周期表什么位置？
深度思考
提示　最大的是He；最小的應在元素周期表左下角。
2.下表是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能：
深度思考
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
(1)為什么同一元素的電離能逐級增大？
深度思考
提示　這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子后，半徑變小，核電荷數未變而電子數目變少，原子核對電子的吸引作用增強，因而第二個電子比第一個電子更難失去，故I2>I1，同理I3>I2。
(2)為什么鈉、鎂、鋁的化合價分別為+1、+2、+3？
深度思考
提示　鈉的I1比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以Na容易失去一個電子變成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，說明Mg容易失去2個電子形成+2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3個電子形成+3價離子。
應用體驗
1.正誤判斷
(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強
(2)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大
(3)在所有元素中，氟元素的第一電離能最大
(4)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大
(5)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能
×
√
×
×
×
應用體驗
2.在下面的電子結構中，第一電離能最小的原子可能是
A.3s23p3 B.3s23p5
C.3s23p4 D.3s23p6
√
應用體驗
同一周期中，元素的第一電離能隨著原子序數的增大而呈增大趨勢，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能大于其相鄰元素，同一主族元素中，其第一電離能隨著原子序數的增大而減小。3s23p3屬于第ⅤA族元素、3s23p5屬于第ⅦA族元素、3s23p4屬于第ⅥA族元素、3s23p6屬于0族元素，這幾種元素都是第三周期元素，分別是P、Cl、S、Ar，其第一電離能大小順序是Ar>Cl>P>S，所以第一電離能最小的原子是S。
應用體驗
3.(1)[2020·江蘇，21(2)節選]C、N、O元素的第一電離能由大到小的順序為　　　　　。
(2)[2019·全國卷Ⅰ，35(1)]下列狀態的鎂中，電離最外層一個電子所需能量最大的是　 　(填標號)。
N>O>C
A
應用體驗
[Ne]3s1屬于基態的Mg+，由于Mg的第二電離能高于其第一電離能，故其再失去一個電子所需能量較高；[Ne] 3s2屬于基態Mg原子，其失去一個電子變為基態Mg+；[Ne]3s13p1屬于激發態Mg原子，其失去一個電子所需能量低于基態Mg原子；[Ne]3p1屬于激發態Mg+，其失去一個電子所需能量低于基態Mg+，綜上所述，電離最外層一個電子所需能量最大的是[Ne]3s1。
易錯提醒
(1)第一電離能與元素的金屬性有本質的區別。
(2)由電離能的遞變規律可知：同周期主族元素從左到右，元素的第一電離能呈增大趨勢，但第ⅡA族的Be、Mg的第一電離能較同周期第ⅢA族的B、Al的第一電離能要大；第ⅤA族的N、P、As的第一電離能較同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一電離能要大。這是由于第ⅡA族元素的最外層電子排布為ns2，p軌道為全空狀態，較穩定；而第ⅤA族元素的最外層電子排布為ns2np3，p軌道為半充滿狀態，比第ⅥA族的ns2np4狀態穩定。
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電負性
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三
三、電負性
1.有關概念與意義
(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成 的電子。
(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子 的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力 。
(3)電負性大小的標準：以氟的電負性為 和鋰的電負性為 作為相對標準。
化學鍵
吸引力
越大
4.0
1.0
2.遞變規律
(1)一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸 ，元素的非金屬性逐漸 、金屬性逐漸 。
(2)一般來說，同族元素從上到下，元素的電負性逐漸 ，元素的金屬性逐漸 、非金屬性逐漸 。
變大
增強
減弱
變小
增強
減弱
3.應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱
①金屬元素的電負性一般 1.8，非金屬元素的電負性一般 1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在____
_____，它們既有金屬性，又有非金屬性。
②金屬元素的電負性 ，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性
，非金屬元素越活潑。
小于
大于
1.8
左右
越小
越大
(2)判斷元素的化合價
①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為正值。
②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為負值。
弱
強
(3)判斷化合物的類型
如H的電負性為2.1，Cl的電負性為3.0，Cl的電負性與H的電負性之差為3.0-2.1=0.9<1.7，故HCl為共價化合物；如Al的電負性為1.5，Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0-1.5=1.5<1.7，因此AlCl3為共價化合物；同理，BeCl2也是共價化合物。
特別提醒　①電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性與H的電負性之差為1.9，但HF為共價化合物。
②電負性之差小于1.7的元素不一定形成共價化合物，如Na的電負性為0.9，與H的電負性之差為1.2，但NaH中的化學鍵是離子鍵。
1.按照電負性的遞變規律推測：元素周期表中電負性最大的元素和電負性最小的元素位于周期表中的哪個位置？
深度思考
提示　根據電負性的遞變規律，在元素周期表中，越往右，電負性越大；越往下，電負性越小，由此可知，電負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。
2.電負性越大的元素，非金屬性越強嗎？第一電離能越大嗎？
深度思考
提示　元素的電負性越大，非金屬性越強；但第一電離能不一定越大，例如電負性：NO。
應用體驗
1.正誤判斷
(1)元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小
(2)元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強
(3)同一周期電負性最大的元素為稀有氣體元素
√
×
√
應用體驗
2.下列說法不正確的是
A.第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小，而第ⅦA族元素的電負
　性從上到下逐漸增大
B.電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度
C.元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強
D.NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點
√
應用體驗
第ⅦA族元素從上到下非金屬性逐漸減弱，所以電負性從上到下逐漸減小，故A錯誤；
金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，所以電負性的大小可以作為衡量元素金屬性和非金屬性強弱的尺度，故B正確；
元素的電負性表示其原子在化合物中吸引電子能力的大小，元素電負性越大的原子，吸引電子的能力越強，故C正確；
NaH中的H元素為-1價，則H可以放在第ⅦA族中，故D正確。
應用體驗
3.一般認為，如果兩個成鍵元素的電負性差值大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性差值小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數值，判斷下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)屬于共價化合物的是　　　　　　(填序號，下同)。
②③⑤⑥
應用體驗
(2)屬于離子化合物的是　　　　。
①④
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
根據表格中的數據分別分析上述各化合物中兩種元素的電負性的差值與1.7作比較，得出結論。
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課時對點練
題組一　原子或離子半徑大小的比較
1.下列關于粒子半徑的比較不正確的是
①r(Li+)②r(F-)③r(Na+)④r(Fe3+)>r(Fe2+)>r(Fe)
A.②③④ 　　　　　B.①④　　　　　C.③④　　　　　　D.①②③
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同主族元素，從上到下，同價態離子半徑逐漸增大，①②正確；
能層結構相同的離子，隨核電荷數增大，離子半徑逐漸減小，③錯誤；
不同價態的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，④錯誤。
2.已知某些元素的原子半徑如下表所示，根據表中的數據推測磷原子的半徑可能是
A.0.70×10-10 m B.0.80×10-10 m
C.1.10×10-10 m D.1.20×10-10 m
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原子 N S O Si
半徑 r/×10-10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
同一周期主族元素的原子半徑隨著原子序數的增大而減小，由此可推知磷原子的半徑在硅原子和硫原子之間，C項正確。
3.下列化合物中陰離子半徑和陽離子半徑之比最大的是
A.LiI　　　　　B.NaBr　　　　　C.KCl　　　　　D.CsF
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堿金屬離子半徑：r(Li+)題組二　電離能
4.(2024·昆明高二月考)下圖中，能正確表示與Si同周期部分主族元素的第三電離能(I3)與原子序數關系的是
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第三周期主族元素中Mg的第三電離能最大，Al的第三電離能最小，故選D。
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5.已知某原子的各級電離能數值如下：I1=578 kJ·mol-1，I2=1 817 kJ·mol-1，I3=2 745 kJ·mol-1，I4=11 575 kJ·mol-1，則該元素的化合價為
A.+1價 B.+2價
C.+3價 D.+4價
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根據I3到I4發生突變，說明失去第四個電子很難，則前面三個電子是最外層，第四個電子是次外層，因此該元素的化合價為+3價。
6.(2023·河北衡水高二期中)已知X、Y是主族元素，I為電離能，單位是kJ·mol-1。根據表中所列數據判斷下列選項錯誤的是
A.元素X的常見化合價是+1
B.元素Y是ⅢA族元素
C.元素X與氯元素組成化合
物時，化學式可能是XCl
D.若元素Y位于第三周期，它可與冷水劇烈反應
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元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
分析表中給出的數據，元素X的I1、I2差別很大，說明X易失去一個電子，而難失去更多的電子，因此X易形成+1價陽離子，A、C項正確；
元素Y的I3、I4差別很大，說明Y易失去3個電子，即Y原子的最外層上有3個電子，應位于ⅢA族，B項正確；
若Y位于第三周期，則為Al，不能與冷水劇烈反應，D項錯誤。
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題組三　電負性
7.下列說法不能說明X的電負性比Y的大的是
A.與H2化合時X單質比Y單質容易
B.X的最高價氧化物對應水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應水化物
的酸性強
C.X原子的最外層電子數比Y原子的最外層電子數多
D.X單質可以把Y從其氫化物中置換出來
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A項，與H2化合時X單質比Y單質容易，則X的非金屬性強于Y，元素非金屬性越強電負性越大，能說明X的電負性比Y的大；
B項，X的最高價氧化物對應水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應水化物的酸性強，則X的非金屬性強于Y，元素非金屬性越強電負性越大，能說明X的電負性比Y的大；
C項，X原子的最外層電子數比Y原子的最外層電子數多不能說明X的電負性比Y的大，如Si的電負性比H的小；
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D項，X單質可以把Y從其氫化物中置換出來，則X的非金屬性強于Y，元素非金屬性越強電負性越大，能說明X的電負性比Y的大。
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8.電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。下列關于電負性的變化規律正確的是
A.同周期主族元素從左到右，元素的電負性逐漸變大
B.同主族元素從上到下，元素的電負性逐漸變大
C.電負性越大，第一電離能越大
D.電負性越小，非金屬性越強
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9.已知X、Y兩元素同周期，且電負性：X>Y，下列說法錯誤的是
A.X與Y形成化合物時，一般是X顯負價，Y顯正價
B.第一電離能可能Y小于X
C.最高價氧化物對應的水化物的酸性：XD.氣態氫化物的穩定性：HmY√
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同周期元素從左到右，原子序數依次增大，原子半徑依次減小，非金屬性依次增強，電負性依次增大。電負性大的元素在化合物中一般顯負價，所以X和Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價，故A正確；
同周期元素從左到右，第一電離能呈增大的趨勢，但第ⅤA族元素的p軌道為半充滿穩定結構，第一電離能大于第ⅥA族元素，第一電離能Y可能大于X，也可能小于X，故B正確；
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元素非金屬性越強，其最高價氧化物對應的水化物的酸性越強，非金屬性：X>Y，則X最高價氧化物對應的水化物的酸性強于Y最高價氧化物對應的水化物的酸性，故C錯誤；
元素非金屬性越強，氣態氫化物越穩定，則氣態氫化物的穩定性：HmY1
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10.(2023·廣州期末)四種元素的基態原子的價層電子軌道表示式如下，下列說法正確的是
① ②
③ ④
A.原子半徑：③>④>②>① B.未成對電子數：①=④>③>②
C.電負性：②>①>④>③ D.第一電離能：②>①>③>④
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① ②
③ ④
根據軌道表示式可推知，①為N，②為F，③為S，④為P。原子核外電子層數越多，原子半徑越大；同一周期元素，原子序數越大，原子半徑越小，則原子半徑大小關系為④>③>①>②，A錯誤；
根據元素的基態原子的價層電子軌道表示式可知原子核外未成對電子數：①=④>③>②，B正確；
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① ②
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同一周期元素的電負性隨原子序數的增大而增大；同一主族元素的電負性隨原子序數的增大而減小，則電負性大小關系為②>①>③>④，C錯誤；
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① ②
③ ④
一般情況下同一周期元素從左至右第一電離能呈增大趨勢，若元素處于第ⅡA、第ⅤA族的全充滿、半充滿的穩定狀態時，其第一電離能大于同一周期相鄰元素；同一主族元素的第一電離能隨原子序數的增大而減小，則第一電離能大小關系為②>①>④>③，D錯誤。
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11.(2023·焦作高二檢測)下列各組元素性質的遞變情況錯誤的是
A.Li、Be、B原子的最外層電子數依次增多
B.P、S、Cl元素的最高化合價依次升高
C.N、O、F電負性依次增大
D.Na、K、Rb第一電離能逐漸增大
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Li、Be、B原子的最外層電子數分別為1、2、3，選項A正確；
P、S、Cl元素最外層電子數分別為5、6、7，最高化合價分別為+5、+6、+7價，選項B正確；
同周期元素從左到右元素的電負性逐漸增大，則N、O、F電負性依次增大，選項C正確；
同主族元素從上到下元素的第一電離能逐漸減小，則Na、K、Rb元素的第一電離能逐漸減小，選項D錯誤。
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12.已知X、Y、Z為同一周期的三種元素，其原子的部分電離能如下表所示：
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　　　　　元素 電離能/(kJ·mol-1)　　　　 X Y Z
I1 496 738 578
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 754
I4 9 543 10 540 11 575
下列說法正確的是
A.三種元素中，X元素的第一電離能最小，其電負性在同一周期元素中也
最小
B.三種元素中，Y元素的第一電離能最大，其電負性也最大
C.等物質的量的X、Y、Z三種單質與少量鹽酸反應放出氫氣的物質的量
之比為1∶1∶1
D.三種單質與鹽酸反應放出等量氫氣時，消耗X、Y、Z的物質的量之比
為3∶2∶1
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根據元素電離能的變化規律可知：X為第ⅠA族元素、Y為第ⅡA族元素、Z為第ⅢA 族元素，又知X、Y、Z為同一周期的三種元素，假設X、Y、Z屬于第三周期，則這三種元素分別為Na、Mg、Al。第一電離能最小的為Na，電負性在同一周期元素中最小的也是Na，A正確；
三種元素中，第一電離能最大的為Mg，電負性最大的為Al，B錯誤；
三種金屬和少量鹽酸反應完成后，剩余的金屬鈉繼續與水反應生成氫氣，最終金屬鈉生成的氫氣最多，C錯誤；
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根據得失電子守恒關系，放出1 mol氫氣時，轉移2 mol電子，消耗金
屬鈉2 mol，金屬鎂1 mol，金屬鋁 mol，消耗X、Y、Z的物質的量之
比為6∶3∶2，D錯誤。
13.短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的原子序數依次增大，X核外電子只有1種運動狀態，Y、W的2p軌道均含有2個未成對電子，M是與X不同主族的金屬元素，N的氫氧化物具有兩性，下列說法正確的是
A.電負性：ZB.Y的氫化物沸點不一定低于W的氫化物
C.第一電離能：MD.N的單質可以在高溫下還原M的氧化物
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Y、Z、W分別是碳、氮、氧，同一周期元素電負性從左到右依次增大，電負性大小順序是YY是碳，其氫化物是烴，種類繁多，氣態、液態、固態的都有，W的氫化物是H2O，所以Y的氫化物沸點不一定低于W的氫化物，B正確；
N是鋁元素，M是鎂元素，第一電離能為Mg>Al，即M>N，C錯誤；
鎂的金屬性比鋁的強，因此N的單質鋁不能還原M的氧化物MgO，D錯誤。
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14.根據信息回答下列問題：
A.第一電離能(I1)是指氣態原子X(g)處于基態時，失去一個電子成為氣態正離子X+(g)所需的最低能量。如圖是部分元素的第一電離能(I1)隨原子序數變化的曲線圖(其中12號至17號元素的有關數據缺失)。
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B.不同元素的原子在分子內吸引電子的能力大小可用數值表示，該數值稱為電負性。一般認為，如果兩個成鍵原子間的電負性差值大于1.7，原子之間通常形成離子鍵，如果兩個成鍵原子間的電負性差值小于1.7，通常形成共價鍵。下表是某些元素的電負性值。
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元素 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
電負性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(1)認真分析信息A圖中同周期元素第一電離能的變化規律，推斷第三周期Na~Ar這幾種元素中，Al的第一電離能的大小范圍為　　　　　　(填元素符號)。
Na
Mg
由圖可以看出，同周期第ⅠA族元素的第一電離能最小，而第ⅢA族元素的第一電離能小于第ⅡA族元素的第一電離能，故第一電離能：Na1
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(2)信息A圖中第一電離能最小的元素在周期表中的位置是第_____周期第　　　族。
五
ⅠA
根據第一電離能的遞變規律可以看出，圖中所給元素中Rb的第一電離能最小，其在周期表中的位置為第五周期第ⅠA族。
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(3)通過分析電負性值的變化規律，確定Mg元素的電負性數值的最小范圍是　　　　。
0.9~1.5
同周期元素從左到右電負性逐漸增大，同主族元素從上到下電負性逐漸減小，可知在同周期中電負性：NaMg>Ca，則Mg元素的電負性數值的最小范圍應為0.9~1.5。
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元素 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
電負性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(4)請歸納元素的電負性和金屬性、非金屬性的關系：________________
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(5)從電負性角度，判斷AlCl3是離子化合物還是共價化合物，說出理由并寫出判斷的方法：_______________________________________________
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負性越大；金屬性越強，電負性越小
非金屬性越強，電
Al元素和Cl元素的電負性差值為1.5，小于1.7，所以形成共價鍵，AlCl3為共價化合物；判斷方法：將氯化鋁加熱到熔融態，進行導電性實驗，如果不導電，說明是共價化合物
15.已知A、B、C、D、E五種元素的原子序數依次增大，其中A原子所處的周期數、族序數都與其原子序數相等；B原子核外電子有6種不同的運動狀態，s軌道電子數是p軌道電子數的兩倍；D原子L層上有2對成對電子；E+核外有3層電子且M層3d軌道電子全充滿。
(1)E元素基態原子的電子排布式為　　　　 。
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1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
(2)B、C、D三種元素的第一電離能由小到大的順序為　　　　(填元素符號)，其原因是________________________________________________
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C同一周期，隨著原子序數的增加，元素的第一電離能呈增大的趨勢，但氮元素的2p軌道電子為半充滿的穩定結構，其第一電離能大于氧元素
(3)D元素與氟元素相比，電負性：D　　(填“>”“=”或“<”)F，下列表述中能證明這一事實的是　　　(填字母)。
A.常溫下氟氣的顏色比D單質的顏色深
B.氟氣與D的氫化物劇烈反應，產生D的單質
C.氟與D形成的化合物中D元素呈正價態
D.比較兩元素的單質與氫氣化合時得電子的數目
(4)B2A4是重要的石油化工原料，B2A4的結構式為　　　　　　　。
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A原子所處的周期數、族序數都與其原子序數相等，A為H元素；B原子核外電子有6種不同的運動狀態，s軌道電子數是p軌道電子數的兩倍，B為C元素；D原子L層上有2對成對電子，其排布為1s22s22p4，D為O元素；C介于C、O元素之間，為N元素；E+核外有3層電子且M層3d軌道電子全充滿，E原子核外電子數為2+8+18+1=29，E為Cu元素，據此回答問題。
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