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第二單元 元素性質的遞變規(guī)律
第2課時 元素第一電離能和電負性的周期性變化
[學習目標定位] 1.能表述元素第一電離能、電負性的含義。2.熟知元素原子半徑、元素的第一電離能及元素電負性的周期性變化規(guī)律。3.能用元素的第一電離能、電負性說明元素的某些性質。
一、元素第一電離能的周期性變化
1．元素第一電離能的概念與意義
(1)概念：某元素的氣態(tài)原子失去一個電子形成＋1價氣態(tài)陽離子所需要的最低能量，叫做該元素的第一電離能。元素第一電離能符號：I1。
即M(g)－e－―→M＋(g)
(2)意義：可以衡量元素的氣態(tài)原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。
(3)逐級電離能：氣態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)二價正離子所需的最低能量叫做該元素的第二電離能，第三電離能、第四和第五電離能可以以此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關系：I1
I1(O)。
誤區(qū)警示——元素性質與第一電離能在同周期變化的差異
(1)同周期，從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
(2)同周期，從左到右，第一電離能大小順序為ⅠA<ⅢA<ⅡA<ⅣA<ⅥA<ⅤA<ⅦA<0族。
例2 元素X的各級電離能數(shù)據(jù)如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/kJmol－1
578
1817
2745
11578
14831
18378
則元素X的常見價態(tài)是( )
A．＋1B．＋2C．＋3D．＋6
答案 C
解析 對比表中電離能數(shù)據(jù)可知，I1、I2、I3電離能數(shù)值相對較小，至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。
方法規(guī)律
元素的各級電離能逐漸增大并且會有突躍，一般第一次突躍前的電離能所對應的電子是最外層電子，對于金屬元素來說，該類電子的個數(shù)就是該元素的最高正化合價。
二、元素電負性的周期性變化
1．電負性的有關概念與意義
(1)鍵合電子與電負性：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。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。
(2)電負性的意義：電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引能力越大。
(3)電負性大小的標準：以氟的電負性為4.0作為相對標準。
2．電負性的變化規(guī)律
隨原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化。
(1)同周期，自左到右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強，金屬性逐漸減弱。(稀有氣體不考慮)
(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
3．電負性的應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
①金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于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(shù)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(shù)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)判斷化學鍵的類型
①如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵。
②如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。
電負性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關系
族
周期
ⅠA?、駻?、驛 ⅣA?、魽?、鯝?、鰽 0
1
2
3
4
5
6
7
注?、傧∮袣怏w的電離能為同周期中最大。②同一周期，第一電離能ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
例3 下列對電負性的理解不正確的是( )
A．電負性是人為規(guī)定的一個相對數(shù)值，不是絕對標準
B．元素電負性的大小反映了元素對鍵合電子吸引能力的大小
C．元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強
D．元素的電負性是元素固有的性質，與原子結構無關
答案 D
解析 根據(jù)電負性的標準：電負性是以氟為4.0作為標準的相對值，電負性是人為規(guī)定的一個相對數(shù)值，不是絕對標準，故A正確；根據(jù)電負性的含義，電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引能力的大小，故B正確；元素的電負性越大，越易得電子，元素的非金屬性越強，故C正確；電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引能力的大小，與原子結構有關，同一周期電負性從左到右依次增大，故D錯誤。
例4 電負性的大小也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(guī)律正確的是( )
A．周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大
B．周期表從上到下，元素的電負性逐漸變大
C．電負性越大，金屬性越強
D．電負性越小，非金屬性越強
答案 A
解析 周期表中從左到右非金屬性逐漸增強，所以主族元素的電負性逐漸變大，故A正確；周期表中從上到下，金屬性逐漸增強，所以同一主族元素的電負性逐漸減小，故B錯誤；元素電負性越大，原子對鍵合電子吸引能力越大，則元素非金屬性越強，金屬性越弱，故C、D錯誤。
原子結構與元素的性質
1．下列原子的外圍電子排布中，第一電離能最小的是( )
A．2s22p4 B．3s23p4
C．4s24p4 D．5s25p4
答案 D
解析 2s22p4是O元素、3s23p4是S元素、4s24p4是Se元素、5s25p6是Te元素，第一電離能大小順序是O＞S＞Se＞Te，所以第一電離能最小的原子是Te原子，故選D。
2．下列各組元素按電負性大小排列正確的是( )
A．F＞N＞O B．O＞Cl＞F
C．As＞P＞S D．Cl＞S＞As
答案 D
解析 同周期主族元素從左到右，元素的電負性逐漸增大，則電負性F＞O＞N，故A錯誤；同主族元素從上到下，元素的電負性逐漸變小，則電負性F＞O＞Cl，故B錯誤；電負性As＜P＜S，故C錯誤。
3．下表列出了某短周期元素R的各級電離能數(shù)據(jù)(用I1、I2……表示，單位為kJmol－1)
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1500
7700
10500
……
下列關于元素R的判斷中一定正確的是( )
A．R的最高正價為＋3價
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素的原子最外層共有4個電子
D．R元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s2
答案 B
解析 由表中數(shù)據(jù)I3?I2知其最高正價為＋2價，R元素位于ⅡA族，最外層有2個電子，但R不一定是Be元素。
4．下列四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3?、?s22s22p3 ④1s22s22p5
則下列有關的比較中正確的是( )
A．第一電離能：④>③>②>①
B．原子半徑：④>③>②>①
C．電負性：④>③>②>①
D．最高正化合價：④>③＝②>①
答案 A
解析 由電子排布式可知：①為S，②為P，③為N，④為F。第一電離能為④>③>②>①，A正確；B不正確，原子半徑應是②最大，④最??；C不正確，電負性：④最大，②最?。籇不正確，F(xiàn)無正價，最高正價：①>②＝③。
5．在下列空格中，填上適當?shù)脑胤?放射性元素除外)：
(1)在第3周期中，第一電離能最小的元素是________；第一電離能最大的元素是________。
(2)在元素周期表中，電負性最大的元素是__________，電負性最小的元素是________。
(3)最活潑的金屬元素是________。
(4)最活潑的氣態(tài)非金屬原子是________。
(5)第2、3、4周期原子中p軌道半充滿的元素是_________________________________。
(6)電負性相差最大的元素是________。
答案 (1)Na Ar (2)F Cs (3)Cs (4)F(5)N、P、As (6)F、Cs
解析 同周期中從左到右，元素的第一電離能(除ⅡA族、ⅤA族反常外)逐漸增大，同周期中堿金屬元素最小，稀有氣體元素最大，故第3周期中第一電離能最小的為Na，最大的為Ar。電負性的遞變規(guī)律：同周期從左到右逐漸增大，同主族從上到下逐漸減小，故周期表中，電負性最大的元素是氟，電負性最小的是銫。
[對點訓練]
題組一 微粒半徑大小的比較與判斷
1．(2018定州中學期中)具有下列電子排布式的原子中，半徑最大的為( )
A．1s22s22p63s1 B．1s22s22p63s23p64s1
C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63s23p64s2
答案 B
解析 由原子的電子排布式可以確定A是鈉元素、B是鉀元素、C是鎂元素、D是鈣元素，鉀元素在第4周期ⅠA族，半徑最大，B正確。
2．下列四種粒子中，半徑按由大到小順序排列正確的是( )
①基態(tài)X的原子結構示意圖為
②基態(tài)Y的外圍電子排布式為3s23p5
③基態(tài)Z2－的軌道表示式為
④W基態(tài)原子有2個電子層，電子式為
A．①>②>③>④ B．③>④>①>②
C．③>①>②>④ D．①>②>④>③
答案 C
解析 由題意可知：X、Y、Z2－、W分別為S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半徑大小排列順序為r(S2－)>r(S)>r(Cl)>r(F)，故C項正確。
3．下列化合物中陽離子半徑與陰離子半徑比值最小的是( )
A．MgI2 B．KBr
C．BaI2 D．NaF
答案 A
解析 題目中陽離子半徑由小到大的順序為r(Mg2＋)r(Br－)>r(F－)；r(陽)/r(陰)最小的應取r(陽)最小的r(Mg2＋)與r(陰)最大的r(I－)，故A項正確。
題組二 元素的電離能與電負性
4．下列各組原子中，第一電離能前者大于后者的是( )
A．S和P B．Mg和Al
C．Na和Mg D．Ne和He
答案 B
解析 S和P的價電子構型分別為3s23p4和3s23p3，由于P原子p軌道處于半充滿狀態(tài)，較穩(wěn)定，所以I1(S)＜I1(P)。Na、Mg和Al的價電子構型分別為3s1、3s2、3s23p1，鎂原子s軌道處于全充滿狀態(tài)，故其第一電離能最大；D項中He與Ne同族，I1(He)＞I1(Ne)。
5．下列是幾種原子的基態(tài)電子排布式，電負性最大的原子是( )
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2
答案 A
解析 根據(jù)四種原子的基態(tài)電子排布式可知，選項A有兩個電子層，最外層有6個電子，應最容易得到電子，電負性最大。
6．下列圖示中橫坐標是表示元素的電負性數(shù)值，縱坐標表示同一主族的五種元素的序數(shù)的是( )
答案 B
解析 同主族自上而下原子半徑增大，原子對鍵合電子的吸引力減小，元素的電負性減弱，即同主族隨原子序數(shù)的增大，電負性降低，選項中符合變化規(guī)律的為B中所示圖像。
7．下面是同周期元素原子的外圍電子排布式，第一電離能最小的原子可能是( )
A．ns2np3 B．ns2np5
C．ns2np4 D．ns2np6
答案 C
解析 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，但同一周期中第ⅡA族元素比第ⅢA族元素的第一電離能大，第ⅤA族比第ⅥA族第一電離能大，ns2np3、ns2np4、ns2np5、ns2np6屬于同一周期且其原子序數(shù)依次增大，但ns2np3屬于第ⅤA元素，ns2np4屬于第ⅥA族，所以幾種元素的第一電離能由大到小的順序可能是ns2np6、ns2np5、ns2np3、ns2np4，故選C。
8．某主族元素的電離能(單位：kJmol－1)如下表，此元素位于元素周期表的族數(shù)是( )
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
1011.8
1907
2914.1
4963.6
6273.9
21267
25431
A.ⅢAB．ⅣAC．ⅤAD．ⅥA
答案 C
解析 從表中原子的第一至第七電離能可以看出，元素的第一、第二、第三、第四、第五電離能各自之間變化不是很大，該元素的第六電離能遠遠大于第五電離能，說明該元素最外層有5個電子，失去5個電子時達到穩(wěn)定結構，主族元素族序數(shù)等于最外層電子數(shù)，所以此元素位于元素周期表的族數(shù)是ⅤA族，故選C。
9．下列說法中正確的是( )
①元素電負性越大表示該元素的金屬性越強 ②元素電負性越大表示該元素的非金屬性越強?、墼仉娯撔院苄”硎驹撛氐膯钨|不發(fā)生化學反應 ④元素電負性很大表示該元素的單質在發(fā)生化學反應時一般易得到電子
A．①③B．①④C．②③D．②④
答案 D
解析 元素電負性越大，非金屬性越強，①錯、②對；電負性越小，表示該元素單質還原性越強，③錯。
題組三 元素周期律的綜合應用
10．如圖所示是第3周期11～17號元素某種性質變化趨勢的柱形圖，y軸表示的可能是( )
A．第一電離能 B．電負性
C．原子半徑 D．元素的金屬性
答案 B
解析 第3周期元素的第一電離能從左到右有增大趨勢，但Mg、P反常，故A錯誤；11～17號元素的原子半徑逐漸減小，電負性逐漸增大，金屬性逐漸減弱，故B正確，C、D錯誤。
11．A元素的陽離子與B元素的陰離子具有相同的電子層結構，有關兩元素的下列敘述：①原子半徑AB，③原子序數(shù)A>B，④原子最外層電子數(shù)AB；②錯誤，離子具有相同的電子層結構時，核電荷數(shù)越大，離子半徑越小；⑦錯誤，A的第一電離能小于B的第一電離能。
12．a(chǎn)、b、c、d是四種短周期元素。a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子結構示意圖為，b、c形成的化合物的電子式為下列說法中正確的是( )
A．原子半徑：a>c>d>b
B．電負性：a>b>d>c
C．原子序數(shù)：d>a>c>b
D．最高價含氧酸的酸性：c>d>a
答案 D
解析 由a的原子結構示意圖可知x值為2，是硅元素，由b與c形成化合物的電子式可知c為第ⅤA族的元素，b為第ⅠA族的元素，因a、b、d同周期，則知b為鈉元素，d為磷元素，c為氮元素。根據(jù)元素在周期表中的位置和遞變規(guī)律可知D選項正確。
[綜合強化]
13．不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量(設其為E)如圖所示。
試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并回答下列問題。
(1)同主族內(nèi)不同元素的E值的變化特點是_________________________________
________________________________________________________________________。
各周期中E值的這種變化特點體現(xiàn)了元素性質的____________變化規(guī)律。
(2)同周期內(nèi)，隨原子序數(shù)增大，E值增大。但個別元素的E值出現(xiàn)反常現(xiàn)象，試預測下列關系中正確的是________________________________________________(填寫編號)。
①E(砷)>E(硒)?、贓(砷)E(硒) ④E(溴)E(氧)，E(磷)>E(硫)，E值出現(xiàn)反常現(xiàn)象，故可推知第4周期E(砷)>E(硒)。但ⅥA族元素和ⅦA族元素的E值未出現(xiàn)反常，所以E(溴)>E(硒)。
(3)根據(jù)同主族、同周期規(guī)律可以推測：E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10號元素是稀有氣體氖，該元素原子的最外層電子排布已達到8電子穩(wěn)定結構。
14．下面是某些短周期元素的電負性值：
元素符號
Li
Be
B
C
O
F
電負性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
元素符號
Na
Al
Si
P
S
Cl
電負性
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)通過分析電負性變化規(guī)律，確定N、Mg最接近的電負性范圍：______”或“<”)F的電負性。
(2)寫出D原子的軌道表示式：____________________________________________。
(3)寫出元素E與D的最高價氧化物對應的水化物的水溶液反應的離子方程式：
________________________________________________________________________。
答案 (1)>
(3)2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑
解析 根據(jù)題目敘述可得，D應為Na元素，A、C的原子序數(shù)小于D的原子序數(shù)，故其基態(tài)原子的電子排布式分別為1s22s22p2和1s22s22p4，A為C元素，C為O元素，則B為N元素，F(xiàn)為S元素。根據(jù)E的電離能可知，E原子的最外層有3個電子，E為Al元素。N元素的非金屬性比S元素的強，故電負性：N>S。Na為11號元素，根據(jù)原子的核外電子排布規(guī)律即可寫出其軌道表示式。
2018-2019版高中化學 專題2 原子結構與元素的性質 第二單元 元素性質的遞變規(guī)律 第2課時學案 蘇教版選修3.docx
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