?第二課時　元素周期律
[明確學(xué)習(xí)目標(biāo)]　認(rèn)識元素的原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等元素性質(zhì)的周期性變化，知道原子核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化是導(dǎo)致元素性質(zhì)周期性變化的原因。




1．原子半徑
(1)影響因素

(2)遞變規(guī)律
①同周期主族元素：從左到右，核電荷數(shù)越大，半徑越小。
②同主族：從上到下，電子層數(shù)越多，半徑越大。
2．電離能
(1)第一電離能及其遞變規(guī)律
①概念：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。上述表述中的“氣態(tài)”“電中性”“基態(tài)”“失去一個電子”等都是保證“最低能量”的條件。
②元素第一電離能變化規(guī)律：隨原子序數(shù)遞增元素第一電離能的大小如下圖所示：

a．每個周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來說，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。
b．同一族，從上到下第一電離能逐漸變小。
(2)元素的逐級電離能及其變化規(guī)律
氣態(tài)基態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加困難，因此同一元素的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1Al。
(4)元素原子的電負(fù)性越大，對鍵合電子的吸引力越大，故在化合物中，電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價。
(5)一般非金屬性越強(qiáng)第一電離能越大，但氮元素2p軌道為半充滿穩(wěn)定狀態(tài)，第一電離能比氧大。
(6)同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小，第ⅦA族元素的原子半徑在同周期主族元素中是最小的。
2．下列各組元素中，原子半徑依次減小的是(　　)
A．Mg、Ca、Ba B．I、Br、Cl
C．O、S、Na D．C、N、B
答案　B
解析　A項，MgCl；C項，ON。
3．下列敘述正確的是(　　)
A．同周期元素中第ⅦA族元素的第一電離能最大
B．主族元素的原子形成單原子離子時的化合價的絕對值都等于它的族序數(shù)
C．第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半徑越大，元素的第一電離能越大
D．同一主族中，自上而下元素的第一電離能逐漸減小
答案　D
解析　A項，同周期元素中0族元素的第一電離能最大，錯誤；B項，氯元素是主族元素，形成的單原子離子的化合價的絕對值是1，與其族序數(shù)不相等，錯誤；C項，第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半徑越大，元素的第一電離能越小，錯誤；D項，同一主族中，自上而下元素的第一電離能逐漸減小，正確。
4．下列對電負(fù)性的理解不正確的是(　　)
A．電負(fù)性是人為規(guī)定的一個相對數(shù)值，不是絕對標(biāo)準(zhǔn)
B．元素電負(fù)性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小
C．元素的電負(fù)性越大，則元素的非金屬性越強(qiáng)
D．元素的電負(fù)性是元素固有的性質(zhì)，與原子結(jié)構(gòu)無關(guān)
答案　D
解析　一般來說，同周期主族元素從左到右電負(fù)性逐漸增大，同主族元素從上到下電負(fù)性逐漸減小，因此電負(fù)性與原子結(jié)構(gòu)有關(guān)，D錯誤。
5．元素X的各級電離能數(shù)據(jù)如下：


I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/(kJ·mol－1)
578
1817
2745
11578
14831
18378

則元素X的常見化合價是(　　)
A．＋1 B．＋2 C．＋3 D．＋6
答案　C
解析　對比表中電離能數(shù)據(jù)可知，I1、I2、I3數(shù)值相對較小，I4數(shù)值突然增大，說明元素X的原子中有3個電子容易失去，因此該元素的常見化合價為＋3。
6．下列不能說明X的電負(fù)性比Y的電負(fù)性大的是(　　)
A．與H2化合時X單質(zhì)比Y單質(zhì)容易
B．X的最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)
C．X原子的最外層電子數(shù)比Y原子的最外層電子數(shù)多
D．X單質(zhì)可以把Y從其氫化物中置換出來
答案　C
解析　X的電負(fù)性比Y的大，表明X的非金屬性比Y的非金屬性強(qiáng)。A、B、D項均能說明X的非金屬性比Y的強(qiáng)，原子的最外層電子數(shù)不能決定元素原子得失電子的能力，則C項不能說明X的電負(fù)性比Y的大。


知識點一　微粒半徑大小的比較方法


1．三看法比較粒子半徑大小
(1)“一看層”：先看電子層數(shù)，電子層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二看核”：若電子層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。
(3)“三看電子”：若電子層數(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。
2．具體方法
(1)同周期元素，從堿金屬到鹵素，原子半徑逐漸減小。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)同主族元素，從上到下，原子或同價態(tài)離子半徑逐漸增大。如r(Li)

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第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

版本： 人教版 (2019)

年級： 選擇性必修2

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