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元素周期律
［核心素養(yǎng)發(fā)展目標(biāo)］　1.能從原子結(jié)構(gòu)的角度理解原子半徑、元素第一電離能、電負(fù)性之間的遞變規(guī)律，能利用遞變規(guī)律比較原子(離子)半徑、元素第一電離能、電負(fù)性的相對(duì)大小。2.通過對(duì)原子半徑、元素第一電離能、電負(fù)性遞變規(guī)律的學(xué)習(xí)，建立“結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)”的認(rèn)知模型，并能利用認(rèn)知模型解釋元素性質(zhì)的規(guī)律性和特殊性。
一、原子半徑
1.原子半徑的變化規(guī)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(yáng)離子，低價(jià)陽(yáng)離子大于高價(jià)陽(yáng)離子。例如：r(Cl-)　　　r(Cl)，r(Fe)_________r(Fe2+)　　　r(Fe3+)。
(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)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(shù)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(shù)、能層數(shù)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(shù)多的元素的原子半徑一定大于能層數(shù)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(jié)構(gòu)。
(1)四種元素在元素周期表中的相對(duì)位置如何？
(2)原子序數(shù)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(jié)構(gòu)相同的單核粒子，半徑相同 (　　)
(2)質(zhì)子數(shù)相同的不同單核粒子，電子數(shù)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(guó)卷Ⅲ，35(1)節(jié)選］氨硼烷(NH3BH3)含氫量高、熱穩(wěn)定性好，是一種具有潛力的固體儲(chǔ)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(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二核”：若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。
(3)“三電子”：若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。
二、電離能
1.電離能的概念
(1)　　　　　　原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為　　　　正離子所需要的　　　　叫做第一電離能，符號(hào)：I1。可以衡量元素的氣態(tài)原子失去一個(gè)電子的　　　　。
(2)各級(jí)電離能：+1價(jià)氣態(tài)基態(tài)正離子失去一個(gè)電子，形成+2價(jià)氣態(tài)基態(tài)正離子所需的最低能量叫第二電離能，用　　　表示；+2價(jià)氣態(tài)基態(tài)正離子再失去一個(gè)電子，形成+3價(jià)氣態(tài)基態(tài)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(guī)律
(1)每個(gè)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(shù)的遞增，元素的第一電離能呈　　　趨勢(shì)。
(2)同族元素從上到下第一電離能逐漸　　　。
(3)同種原子的逐級(jí)電離能越來越　　　(I13.電離能的應(yīng)用
(1)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱：I1越大，元素的　　　　性越強(qiáng)；I1越小，元素的　　　性越強(qiáng)。
(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(nèi)層電子比外層電子難失去，因此元素的電離能會(huì)發(fā)生突變。
(3)確定元素的化合價(jià)
若某元素的電離能：I2 I1，則該元素通常顯+1價(jià)；若I3 I2，則該元素通常顯+2價(jià)；若I4 I3，則該元素通常顯+3價(jià)。
特別提醒——電離能的影響因素及特例
(1)電離能數(shù)值的大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、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(wěn)定性較高，其電離能數(shù)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(tài)，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(gè)元素？第一電離能最小的應(yīng)出現(xiàn)在元素周期表什么位置？
2.下表是鈉、鎂、鋁逐級(jí)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(jí)增大？
(2)為什么鈉、鎂、鋁的化合價(jià)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(qiáng) (　　)
(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(jié)構(gòu)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(jié)選］C、N、O元素的第一電離能由大到小的順序?yàn)椤　　　　　?
(2)［2019·全國(guó)卷Ⅰ，35(1)］下列狀態(tài)的鎂中，電離最外層一個(gè)電子所需能量最大的是　　　　　(填標(biāo)號(hào))。
(1)第一電離能與元素的金屬性有本質(zhì)的區(qū)別。
(2)由電離能的遞變規(guī)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(shì)，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(tài)，較穩(wěn)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(tài)，比第ⅥA族的ns2np4狀態(tài)穩(wěn)定。
三、電負(fù)性
1.有關(guān)概念與意義
(1)鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成　　　　的電子。
(2)電負(fù)性：用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子　　　　的大小。電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力　　　。
(3)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為　　和鋰的電負(fù)性為　　　作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。
2.遞變規(guī)律
(1)一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負(fù)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(fù)性逐漸　　　，元素的金屬性逐漸　　、非金屬性逐漸　　　。
3.應(yīng)用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱
①金屬元素的電負(fù)性一般　　　1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般　　　1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在　　　　，它們既有金屬性，又有非金屬性。
②金屬元素的電負(fù)性　　　，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性　　　，非金屬元素越活潑。
(2)判斷元素的化合價(jià)
①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力　　，元素的化合價(jià)為正值。
②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力　　，元素的化合價(jià)為負(fù)值。
(3)判斷化合物的類型
如H的電負(fù)性為2.1，Cl的電負(fù)性為3.0，Cl的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為3.0-2.1=0.9<1.7，故HCl為共價(jià)化合物；如Al的電負(fù)性為1.5，Cl的電負(fù)性與Al的電負(fù)性之差為3.0-1.5=1.5<1.7，因此AlCl3為共價(jià)化合物；同理，BeCl2也是共價(jià)化合物。
特別提醒　①電負(fù)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(fù)性與H的電負(fù)性之差為1.9，但HF為共價(jià)化合物。
②電負(fù)性之差小于1.7的元素不一定形成共價(jià)化合物，如Na的電負(fù)性為0.9，與H的電負(fù)性之差為1.2，但NaH中的化學(xué)鍵是離子鍵。
1.按照電負(fù)性的遞變規(guī)律推測(cè)：元素周期表中電負(fù)性最大的元素和電負(fù)性最小的元素位于周期表中的哪個(gè)位置？
2.電負(fù)性越大的元素，非金屬性越強(qiáng)嗎？第一電離能越大嗎？
1.正誤判斷
(1)元素電負(fù)性的大小反映了元素原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小 (　　)
(2)元素的電負(fù)性越大，則元素的非金屬性越強(qiáng) (　　)
(3)同一周期電負(fù)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(fù)性從上到下逐漸減小，而第ⅦA族元素的電負(fù)性從上到下逐漸增大
B.電負(fù)性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度
C.元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)
D.NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點(diǎn)
3.一般認(rèn)為，如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性差值大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性差值小于1.7，它們通常形成共價(jià)鍵。查閱下列元素的電負(fù)性數(shù)值，判斷下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)屬于共價(jià)化合物的是______________(填序號(hào)，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(fù)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(shù)與電子的能層數(shù)兩個(gè)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(jié)構(gòu)，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(yīng)用體驗(yàn)
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(xiàng)中的各微粒的半徑逐漸增大；能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小，Mg2+、Al3+能層數(shù)相同但鋁元素的核電荷數(shù)大，所以Al3+的半徑小，故C項(xiàng)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(tài)基態(tài)　氣態(tài)基態(tài)　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(yīng)在元素周期表左下角。
2.(1)這是由于原子失去一個(gè)電子變成+1價(jià)陽(yáng)離子后，半徑變小，核電荷數(shù)未變而電子數(shù)目變少，原子核對(duì)電子的吸引作用增強(qiáng)，因而第二個(gè)電子比第一個(gè)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(gè)電子比失去第二個(gè)電子容易得多，所以Na容易失去一個(gè)電子變成+1價(jià)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(gè)電子形成+2價(jià)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(gè)電子形成+3價(jià)離子。
應(yīng)用體驗(yàn)
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(shù)的增大而呈增大趨勢(shì)，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(shù)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(tài)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(gè)電子所需能量較高；［Ne］ 3s2屬于基態(tài)Mg原子，其失去一個(gè)電子變?yōu)榛鶓B(tài)Mg+；［Ne］3s13p1屬于激發(fā)態(tài)Mg原子，其失去一個(gè)電子所需能量低于基態(tài)Mg原子；［Ne］3p1屬于激發(fā)態(tài)Mg+，其失去一個(gè)電子所需能量低于基態(tài)Mg+，綜上所述，電離最外層一個(gè)電子所需能量最大的是［Ne］3s1。
三、
1.(1)化學(xué)鍵　(2)吸引力　越大　(3)4.0　1.0
2.(1)變大　增強(qiáng)　減弱　(2)變小　增強(qiáng)　減弱
3.(1)①小于　大于　1.8左右　②越小　越大
(2)①弱　②強(qiáng)
深度思考
1.根據(jù)電負(fù)性的遞變規(guī)律，在元素周期表中，越往右，電負(fù)性越大；越往下，電負(fù)性越小，由此可知，電負(fù)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(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)；但第一電離能不一定越大，例如電負(fù)性：NO。
應(yīng)用體驗(yàn)
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(fù)性從上到下逐漸減小，故A錯(cuò)誤；金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8，所以電負(fù)性的大小可以作為衡量元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，故B正確；元素的電負(fù)性表示其原子在化合物中吸引電子能力的大小，元素電負(fù)性越大的原子，吸引電子的能力越強(qiáng)，故C正確；NaH中的H元素為-1價(jià)，則H可以放在第ⅦA族中，故D正確。］
3.(1)②③⑤⑥　(2)①④
解析　根據(jù)表格中的數(shù)據(jù)分別分析上述各化合物中兩種元素的電負(fù)性的差值與1.7作比較，得出結(jié)論。

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