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高中第3节 元素性质及其变化规律教学演示ppt课件
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这是一份高中第3节 元素性质及其变化规律教学演示ppt课件，共60页。PPT课件主要包含了必备知识·素养奠基，递变规律，气态基态原子，气态基态离子，kJ·mol-1，M2+g，M3+g，电负性及其应用，吸引电子能力，关键能力·素养形成等内容，欢迎下载使用。
一、原子半径及其变化规律1.原子半径的影响因素
【做一做】 将下列四种粒子按照半径由大到小进行排列____________。 ①基态X的原子结构示意图为 ②基态Y的价电子排布式为3s23p5③基态Z2-的轨道表示式为 ④W基态原子有2个电子层,电子式为
提示:由题意可知:X、Y、Z2-、W分别为S、Cl、S2-、F。S、Cl、S2-、F粒子半径大小排列顺序为r(S2-)>r(S)>r(Cl)>r(F)。
二、电离能1.电离能的概念及其分类:
2.电离能的意义:电离能越小,该气态原子(或离子)越_____失去电子;电离能越大,该气态原子(或离子)越___失去电子。
【情境·思考】比较金属活泼性常用的方法有以下两种:常见金属在溶液中的活动性顺序为第一电离能数值(kJ·ml-1)
将相同的镁片和铝片分别加入等量等浓度的盐酸中,镁片上生成气泡的速率比铝片要快很多,这说明镁比铝在盐酸溶液中更活泼,但是两者的另外一个能够衡量金属性强弱的数值——电离能的数值大小却正好相反,产生这个差异的原因是什么?
提示:由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同,所以二者并不完全一致。电离能是气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量,而金属活动性是指金属单质在溶液中的活泼性,受电离能和其他能量变化总和的影响,故二者并不完全一致。
【情境·思考】电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计算出来的,请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置?提示:氟元素非金属性最强为4.0,则电负性大约为2的元素应该既具有金属性又具有非金属性,应该在金属和非金属的分界线处。
知识点一 微粒半径大小比较【重点释疑】1.决定因素
【思考·讨论】(1)同一周期元素的原子半径从左往右依次减小吗?提示:由于稀有气体结构的特殊性,其原子半径的计算方法与其他元素不同,则稀有气体原子半径与其他元素原子半径不作比较。因此在比较同一周期元素的原子半径时应该将稀有气体除外。(2)如何比较相邻周期不同主族的两种元素原子的半径?提示:找出其中一种元素的同主族元素作为参照物进行比较,如比较A、B的原子半径,可引入C元素 ,可得出原子半径大小顺序为A>C>B。
【案例示范】【典例】(2020·盐城高二检测)已知An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-都具有相同的电子层结构,则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是__________________, 离子半径由大到小的顺序是___________________________, 原子序数由大到小的顺序是___________________________。
【解题指南】解答本题注意以下两点:(1)利用赋值法推断元素的相对位置;(2)利用微粒半径大小比较的方法比较原子或者离子的半径大小。
【解析】因An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-都具有相同的电子层结构,可将A、B、C、D在周期表中的位置关系表示如下:从上表不难判断A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是A>B>D>C;因四种离子的核外电子层结构相同,核电荷数小的离子半径大,因此可以判断离子半径从大到小的顺序是D(n+1)->Cn->An+>B(n+1)+;原子序数由大到小的顺序是B>A>C>D。答案:A>B>D>C D(n+1)->Cn->An+>B(n+1)+ B>A>C>D
【母题追问】(1)比较上题中A原子与An+的半径大小。提示:由于A原子比An+多一个电子层,因此A原子的半径更大。(2)比较上题中C原子与Cn-的半径大小。提示:由于两种微粒的电子层数相同、核电荷数相等,阴离子的最外层电子数多,因此其半径更大。
【规律方法】“三看”比较微粒半径的大小“一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。“二看”核电荷数:当电子层数相同时,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。
【迁移·应用】1.(双选)若aAm+与bBn-的核外电子排布相同,则下列关系不正确的是( )A.离子半径:Am+B。
2.下列微粒半径大小比较错误的是( )A.K>Na>LiB.Na+>Mg2+>Al3+C.Mg2+>Na+>F-D.Cl->F->F【解析】选C。同主族,由上到下微粒半径逐渐增大,A项正确;核外电子排布相同的微粒,核电荷数越大,微粒半径越小,B项正确;C项应该为F->Na+>Mg2+;D项可引入Cl,顺序为Cl->Cl>F->F,正确。
3.已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是( )A.原子半径:A>B>D>CB.原子序数:d>c>b>aC.离子半径:C3->D->B+>A2+D.单质的还原性:A>B>D>C
【解析】选C。aA2+、bB+、cC3-、dD-都是短周期元素的离子,电子层结构相同,其在周期表中的相对位置关系可表示为因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为a>b>d>c;元素原子半径的大小顺序为r(B)>r(A)>r(C)>r(D);电子层结构相同的离子,阴离子半径必大于阳离子半径,且带负电荷越多半径越大,阳离子带正电荷越多半径越小,故离子半径由大到小的顺序为r(C3-)>r(D-)>r(B+)>r(A2+);单质中同周期的A、B为金属,A原子序数大于B,故还原性应为B>A,同周期非金属元素C、D,C的原子序数小于D,C的还原性应大于D。
【补偿训练】1.下列关于微粒半径的说法正确的是( )A.原子序数越大,原子半径越大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.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
【解析】选C。同周期主族元素,原子序数增大,原子半径减小;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;由于同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小,故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大,如r(Li)>r(S)>r(Cl)。
2.下列各组微粒半径之比大于1的是( ) 【解析】选B。微粒半径比值大于1,即比例式中分子的微粒半径应大于分母的微粒半径。A项中元素属同周期关系,r(Na)>r(Mg),比值小于1;B项中元素属同周期关系,r(P)>r(Cl),比值大于1;C项中属核外电子排布相同的两种微粒,应为r(Na+)>r(Al3+),比值小于1;D项中属同周期元素形成的不同离子,K+核外有3层电子,Br-核外有4层电子,显然,r(K+)
提示:(1)由此可以判断原子半径大小:r(Cl)
(2)核外电子层排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满的电子排布时,电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大,原因是第ⅡA族最外层ns2全充满,ⅤA族最外层np3半充满,比较稳定。各周期稀有气体元素的I1最大,原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。Zn(3d104s2)比同周期相邻元素的电离能大。
2.电离能的应用(1)比较元素金属性的强弱一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。(2)确定元素原子的核外电子层排布由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此元素的电离能会发生突变。
(3)确定元素的化合价如果 ≫ ,即电离能在In与In+1之间发生突变,则元素的原子易形成+n价离子,并且主族元素的最高化合价为+n价(或只有+n价、0价)。某元素的逐级电离能,若I2≫I1,则该元素通常显+1价;若I3≫I2,则该元素通常显+2价;若I4≫I3,则该元素通常显+3价。
二、电负性大小的判断方法1.利用非金属电负性>金属电负性判断;2.利用同周期、同主族电负性变化规律判断;3.利用气态氢化物的稳定性判断;4.利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断;5.利用单质与H2化合的难易判断;6.利用单质与水或酸反应置换氢的难易判断;7.利用化合物中所呈现的化合价判断;8.利用置换反应判断。
【易错提醒】电负性应用的局限性(1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱;并不能把电负性的大小作为衡量金属和非金属的绝对标准。(2)元素电负性的值是个相对的值,没有单位。(3)并不是所有电负性差值大的元素间都形成离子键,电负性差值小的元素间都形成共价键, 应注意一些特殊情况。 (4)电负性数值相同,元素的非金属性或金属性不一定相同。如N和Cl的电负性数值相同,但N的非金属性弱于Cl。
【案例示范】【典例】(2020·连云港高二检测)Ⅰ.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。
试根据元素在周期表中的位置,分析图中曲线的变化特点,并回答下列问题:(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_________________。 各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。 (2)同周期内,随原子序数增大,E值增大,但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填写编号)。 ①E(砷)>E(硒) ②E(砷)E(硒) ④E(溴)
(1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是__。 短周期元素x值的变化特点,体现了元素性质的________变化规律。 (2)通过分析x值的变化规律,确定Mg、N的x值范围:________1.7时,一般为离子键;Δx<1.7,一般为共价键。试推断:AlBr3中化学键类型是________。 (5)推测元素周期表中,x值最大的元素是________。 (6)从Δx角度,判断AlCl3是离子化合物,还是共价化合物的方法是 _______(写出判断的方法)。
【解析】Ⅰ.(1)从H、Li、Na、K等可以看出,同主族元素随元素原子序数的增大,E值变小;H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的递变性。(2)从第2、3周期可以看出,第ⅢA族和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测:E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)10号元素是稀有气体氖,该元素原子的最外层2s、2p轨道全充满,结构稳定。
Ⅱ.(1)表中同一周期的元素从Li→F,x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li→F,原子半径越来越小,故原子半径越小,x值越大。(2)根据(1)中的规律,Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57);N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)。(3)从P和N的x值大小可看出,N原子吸引电子的能力比P原子的强,在形成的分子中N原子带负电荷,故共用电子对偏向N原子一方。(4)根据规律,Br的x值小于Cl的x值(3.16),AlCl3中的Δx=3.16-1.61=1.55,所以AlBr3中的化学键为共价键。(5)元素周期表中,非金属性最强的元素是F,推测x值最大的应为F。
答案:Ⅰ.(1)随着原子序数增大,E值变小 递变性(2)①③ (3)10号元素为氖,该元素原子最外层2s、2p轨道全充满,结构稳定Ⅱ.(1)原子半径越小,x值越大 周期性(2)0.93 1.57 2.25 3.44(3)氮 (4)共价键 (5)F(6)Al元素和Cl元素的Δx为1.55<1.7,所以形成共价键,为共价化合物
【母题追问】(1)根据上题所给数据估计1 ml气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围。提示:根据同主族、同周期规律可以推测:E(K)
【迁移·应用】1.(双选)(2020·武汉高二检测)某主族元素X的逐级电离能如图所示,下列说法正确的是( )A.X元素显+3价B.X为非金属元素C.X为第5周期元素D.X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3+
【解析】选A、D。由题图可知,该元素的I4≫I3,故该元素易形成+3价阳离子,X可为金属,故A正确,故B错误;周期数=核外电子层数,图中没有显示X原子有多少电子层,因此无法确定该元素是否位于第5周期,故C错误;由题图可知,该元素的I4≫I3,故该元素易形成+3价阳离子,因此X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3+,故D正确。
2.下列说法正确的是( )A.金属与非金属化合时,都可以形成离子键B.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性C.电负性相差越大的元素间越容易形成离子键D.同周期元素从左到右,第一电离能和电负性均增大【解析】选C。A项,金属和非金属电负性相差较大时可以形成离子键;B项,金属元素的电负性不一定小于非金属元素,如氢的电负性为2.1,而某些过渡金属元素的电负性大于2.1;D项,同周期元素从左到右,第一电离能有增大趋势,但并不是依次增大。
【补偿训练】1.如图表示前18号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量(kJ·ml-1)的变化图像。其中A、B、C各点表示的元素是( )A.N、S、P B.F、Cl、O C.He、Ne、Ar D.Si、C、B
【解析】选C。A、B、C的第一电离能是各自周期中最大的,即最难失电子,故A、B、C是各自周期中的稀有气体元素He、Ne、Ar。
2.在第2周期中,B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是( )A.I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)B.I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)C.I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)D.I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)【解析】选C。B、C、N、O属于同周期元素,同一周期元素随原子序数递增,第一电离能有增大的变化趋势,但ⅡA族元素大于ⅢA族元素,ⅤA族元素大于ⅥA族元素。
3.如图是第3周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图,下列有关说法中正确的是( )
A.y轴表示的可能是电离能B.y轴表示的可能是电负性C.y轴表示的可能是原子半径D.y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数【解析】选B。对于第3周期11～17号元素,随着原子序数的增大,第一电离能呈增大趋势,但Mg、P特殊,故A项错误;原子半径逐渐减小,故C项错误;形成基态离子转移的电子数依次为Na为1,Mg为2,Al为3,Si不易形成离子,P为3,S为2,Cl为1,故D项错误。
【素养提升】下表为Na、Mg、Al的电离能(kJ·ml-1)。
分析表中各元素电离能的变化,回答下列问题:(1)为什么同一元素的电离能逐级增大?提示:原子失电子时,首先失去的是能量最高的电子,故第一电离能较小,原子失去电子后变成阳离子,离子半径变小,原子核对电子的引力增强,从而使电离能逐级增大。
(2)钠原子为什么容易失去1个电子成为+1价的阳离子?提示:钠原子的I2≫I1,说明钠原子很容易失去1个电子成为+1价阳离子,形成Na+为1s22s22p6稳定结构后,原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强。因此,钠元素常见价态为+1价。(3)上表中能够说明镁、铝原子通常分别形成Mg2+、Al3+的依据是什么?提示:说明镁原子通常形成+2价阳离子的依据是I3≫I2。说明铝原子通常形成+3价阳离子的依据是I4≫I3。
1.(2020·三亚高二检测)关于同一种元素的原子或离子,下列叙述正确的是( )A.原子半径比阴离子半径小B.原子半径比阴离子半径大C.原子半径比阳离子半径小D.带正电荷多的阳离子半径比带正电荷少的阳离子半径大【解析】选A。对于同一种元素的原子和离子,核电荷数相同,则核外电子数越多,半径越大,故阴离子半径>原子半径>阳离子半径,且带正电荷多的阳离子半径更小。
2.具有下列电子构型的元素中,第一电离能最小的是( )A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5 D.ns2np6【解析】选B。ns2np3为半充满稳定结构,第一电离能为ns2np3>ns2np4,对于题给四个选项,其第一电离能由小到大顺序为ns2np4
3.(双选)(教材习题改编)下列各元素的电负性由大到小的排列顺序正确的是( )A.K>Na>LiB.F>O>SC.As>P>ND.O>N>C【解析】选B、D。A、C两项中元素电负性的排序与“同主族自上而下,元素的电负性逐渐减小”的规律不符,错误;B项、D项中元素电负性的排序与“同周期从左到右,主族元素的电负性逐渐增大”“同主族从上到下,元素的电负性逐渐减小”的规律相符,正确。
【补偿训练】对A、B两种主族元素(除ⅠA族)来说,下列叙述中正确的是( )A.A的电负性大于B,则A的第一电离能一定大于BB.A的电负性大于B,则A的失电子能力大于BC.A的电负性大于B,则A的得电子能力大于BD.A的电负性大于B,则A的原子半径一定小于B【解析】选C。电负性是指元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度,C项正确,B项错误;元素的电负性大对应原子的第一电离能不一定大,如:Mg的第一电离能大于Al的第一电离能,而Mg的电负性小于Al的电负性,A项错误;元素的电负性大原子半径不一定就小,如:原子半径HH,D项错误。
4.按第一电离能递增的顺序排列的是( )A.Li、Na、K B.Na、Al、S C.P、Si、Al D.Cl、Br、I【解析】选B。同周期元素从左到右,第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势,同主族元素,从上到下,第一电离能逐渐减小。
5.(2020·济宁高二检测)美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金作载热介质,下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是( )A.原子半径:Al>NaB.第一电离能:Al>NaC.电负性:Na>AlD.基态原子未成对电子数:Na>Al【解析】选B。根据元素性质变化规律知,原子半径:Na>Al,第一电离能:Al>Na,电负性:Na
(3)根据下表所提供的电离能数据,回答下列问题。①表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式__。 ②Y是周期表中的________族的元素。
【解析】(1)周期表中所列13种元素分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar,其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar属于第3周期,原子结构最稳定的是Ar,故其I1最大,Mg、Al的核外电子排布分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1,Mg中3s2为全充满状态,故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3,有3个未成对电子,是最多的。(3)由表中数据可以看出,锂和X的I1均比I2、I3小很多,说明X与Li同主族,且X的I1比Li的I1更小,说明X的金属性比锂更强,则X为Na(即a);由Y的电离能数据可以看出,它的I1、I2、I3比I4小得多,故Y原子属于ⅢA族元素。
一、原子半径及其变化规律1.原子半径的影响因素
【做一做】 将下列四种粒子按照半径由大到小进行排列____________。 ①基态X的原子结构示意图为 ②基态Y的价电子排布式为3s23p5③基态Z2-的轨道表示式为 ④W基态原子有2个电子层,电子式为
提示:由题意可知:X、Y、Z2-、W分别为S、Cl、S2-、F。S、Cl、S2-、F粒子半径大小排列顺序为r(S2-)>r(S)>r(Cl)>r(F)。
二、电离能1.电离能的概念及其分类:
2.电离能的意义:电离能越小,该气态原子(或离子)越_____失去电子;电离能越大,该气态原子(或离子)越___失去电子。
【情境·思考】比较金属活泼性常用的方法有以下两种:常见金属在溶液中的活动性顺序为第一电离能数值(kJ·ml-1)
将相同的镁片和铝片分别加入等量等浓度的盐酸中,镁片上生成气泡的速率比铝片要快很多,这说明镁比铝在盐酸溶液中更活泼,但是两者的另外一个能够衡量金属性强弱的数值——电离能的数值大小却正好相反,产生这个差异的原因是什么?
提示:由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同,所以二者并不完全一致。电离能是气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量,而金属活动性是指金属单质在溶液中的活泼性,受电离能和其他能量变化总和的影响,故二者并不完全一致。
【情境·思考】电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计算出来的,请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置?提示:氟元素非金属性最强为4.0,则电负性大约为2的元素应该既具有金属性又具有非金属性,应该在金属和非金属的分界线处。
知识点一 微粒半径大小比较【重点释疑】1.决定因素
【思考·讨论】(1)同一周期元素的原子半径从左往右依次减小吗?提示:由于稀有气体结构的特殊性,其原子半径的计算方法与其他元素不同,则稀有气体原子半径与其他元素原子半径不作比较。因此在比较同一周期元素的原子半径时应该将稀有气体除外。(2)如何比较相邻周期不同主族的两种元素原子的半径?提示:找出其中一种元素的同主族元素作为参照物进行比较,如比较A、B的原子半径,可引入C元素 ,可得出原子半径大小顺序为A>C>B。
【案例示范】【典例】(2020·盐城高二检测)已知An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-都具有相同的电子层结构,则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是__________________, 离子半径由大到小的顺序是___________________________, 原子序数由大到小的顺序是___________________________。
【解题指南】解答本题注意以下两点:(1)利用赋值法推断元素的相对位置;(2)利用微粒半径大小比较的方法比较原子或者离子的半径大小。
【解析】因An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-都具有相同的电子层结构,可将A、B、C、D在周期表中的位置关系表示如下:从上表不难判断A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是A>B>D>C;因四种离子的核外电子层结构相同,核电荷数小的离子半径大,因此可以判断离子半径从大到小的顺序是D(n+1)->Cn->An+>B(n+1)+;原子序数由大到小的顺序是B>A>C>D。答案:A>B>D>C D(n+1)->Cn->An+>B(n+1)+ B>A>C>D
【母题追问】(1)比较上题中A原子与An+的半径大小。提示:由于A原子比An+多一个电子层,因此A原子的半径更大。(2)比较上题中C原子与Cn-的半径大小。提示:由于两种微粒的电子层数相同、核电荷数相等,阴离子的最外层电子数多,因此其半径更大。
【规律方法】“三看”比较微粒半径的大小“一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。“二看”核电荷数:当电子层数相同时,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。
【迁移·应用】1.(双选)若aAm+与bBn-的核外电子排布相同,则下列关系不正确的是( )A.离子半径:Am+
2.下列微粒半径大小比较错误的是( )A.K>Na>LiB.Na+>Mg2+>Al3+C.Mg2+>Na+>F-D.Cl->F->F【解析】选C。同主族,由上到下微粒半径逐渐增大,A项正确;核外电子排布相同的微粒,核电荷数越大,微粒半径越小,B项正确;C项应该为F->Na+>Mg2+;D项可引入Cl,顺序为Cl->Cl>F->F,正确。
3.已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是( )A.原子半径:A>B>D>CB.原子序数:d>c>b>aC.离子半径:C3->D->B+>A2+D.单质的还原性:A>B>D>C
【解析】选C。aA2+、bB+、cC3-、dD-都是短周期元素的离子,电子层结构相同,其在周期表中的相对位置关系可表示为因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为a>b>d>c;元素原子半径的大小顺序为r(B)>r(A)>r(C)>r(D);电子层结构相同的离子,阴离子半径必大于阳离子半径,且带负电荷越多半径越大,阳离子带正电荷越多半径越小,故离子半径由大到小的顺序为r(C3-)>r(D-)>r(B+)>r(A2+);单质中同周期的A、B为金属,A原子序数大于B,故还原性应为B>A,同周期非金属元素C、D,C的原子序数小于D,C的还原性应大于D。
【补偿训练】1.下列关于微粒半径的说法正确的是( )A.原子序数越大,原子半径越大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.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
【解析】选C。同周期主族元素,原子序数增大,原子半径减小;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;由于同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小,故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大,如r(Li)>r(S)>r(Cl)。
2.下列各组微粒半径之比大于1的是( ) 【解析】选B。微粒半径比值大于1,即比例式中分子的微粒半径应大于分母的微粒半径。A项中元素属同周期关系,r(Na)>r(Mg),比值小于1;B项中元素属同周期关系,r(P)>r(Cl),比值大于1;C项中属核外电子排布相同的两种微粒,应为r(Na+)>r(Al3+),比值小于1;D项中属同周期元素形成的不同离子,K+核外有3层电子,Br-核外有4层电子,显然,r(K+)
提示:(1)由此可以判断原子半径大小:r(Cl)
(2)核外电子层排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满的电子排布时,电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大,原因是第ⅡA族最外层ns2全充满,ⅤA族最外层np3半充满,比较稳定。各周期稀有气体元素的I1最大,原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。Zn(3d104s2)比同周期相邻元素的电离能大。
2.电离能的应用(1)比较元素金属性的强弱一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。(2)确定元素原子的核外电子层排布由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此元素的电离能会发生突变。
(3)确定元素的化合价如果 ≫ ,即电离能在In与In+1之间发生突变,则元素的原子易形成+n价离子,并且主族元素的最高化合价为+n价(或只有+n价、0价)。某元素的逐级电离能,若I2≫I1,则该元素通常显+1价;若I3≫I2,则该元素通常显+2价;若I4≫I3,则该元素通常显+3价。
二、电负性大小的判断方法1.利用非金属电负性>金属电负性判断;2.利用同周期、同主族电负性变化规律判断;3.利用气态氢化物的稳定性判断;4.利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断;5.利用单质与H2化合的难易判断;6.利用单质与水或酸反应置换氢的难易判断;7.利用化合物中所呈现的化合价判断;8.利用置换反应判断。
【易错提醒】电负性应用的局限性(1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱;并不能把电负性的大小作为衡量金属和非金属的绝对标准。(2)元素电负性的值是个相对的值,没有单位。(3)并不是所有电负性差值大的元素间都形成离子键,电负性差值小的元素间都形成共价键, 应注意一些特殊情况。 (4)电负性数值相同,元素的非金属性或金属性不一定相同。如N和Cl的电负性数值相同,但N的非金属性弱于Cl。
【案例示范】【典例】(2020·连云港高二检测)Ⅰ.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。
试根据元素在周期表中的位置,分析图中曲线的变化特点,并回答下列问题:(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_________________。 各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。 (2)同周期内,随原子序数增大,E值增大,但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填写编号)。 ①E(砷)>E(硒) ②E(砷)
(1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是__。 短周期元素x值的变化特点,体现了元素性质的________变化规律。 (2)通过分析x值的变化规律,确定Mg、N的x值范围:________
【解析】Ⅰ.(1)从H、Li、Na、K等可以看出,同主族元素随元素原子序数的增大,E值变小;H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的递变性。(2)从第2、3周期可以看出,第ⅢA族和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测:E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)10号元素是稀有气体氖,该元素原子的最外层2s、2p轨道全充满,结构稳定。
Ⅱ.(1)表中同一周期的元素从Li→F,x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li→F,原子半径越来越小,故原子半径越小,x值越大。(2)根据(1)中的规律,Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57);N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)。(3)从P和N的x值大小可看出,N原子吸引电子的能力比P原子的强,在形成的分子中N原子带负电荷,故共用电子对偏向N原子一方。(4)根据规律,Br的x值小于Cl的x值(3.16),AlCl3中的Δx=3.16-1.61=1.55,所以AlBr3中的化学键为共价键。(5)元素周期表中,非金属性最强的元素是F,推测x值最大的应为F。
答案:Ⅰ.(1)随着原子序数增大,E值变小 递变性(2)①③ (3)10号元素为氖,该元素原子最外层2s、2p轨道全充满,结构稳定Ⅱ.(1)原子半径越小,x值越大 周期性(2)0.93 1.57 2.25 3.44(3)氮 (4)共价键 (5)F(6)Al元素和Cl元素的Δx为1.55<1.7,所以形成共价键,为共价化合物
【母题追问】(1)根据上题所给数据估计1 ml气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围。提示:根据同主族、同周期规律可以推测:E(K)
【迁移·应用】1.(双选)(2020·武汉高二检测)某主族元素X的逐级电离能如图所示,下列说法正确的是( )A.X元素显+3价B.X为非金属元素C.X为第5周期元素D.X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3+
【解析】选A、D。由题图可知,该元素的I4≫I3,故该元素易形成+3价阳离子,X可为金属,故A正确,故B错误;周期数=核外电子层数,图中没有显示X原子有多少电子层,因此无法确定该元素是否位于第5周期,故C错误;由题图可知,该元素的I4≫I3,故该元素易形成+3价阳离子,因此X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3+,故D正确。
2.下列说法正确的是( )A.金属与非金属化合时,都可以形成离子键B.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性C.电负性相差越大的元素间越容易形成离子键D.同周期元素从左到右,第一电离能和电负性均增大【解析】选C。A项,金属和非金属电负性相差较大时可以形成离子键;B项,金属元素的电负性不一定小于非金属元素,如氢的电负性为2.1,而某些过渡金属元素的电负性大于2.1;D项,同周期元素从左到右,第一电离能有增大趋势,但并不是依次增大。
【补偿训练】1.如图表示前18号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量(kJ·ml-1)的变化图像。其中A、B、C各点表示的元素是( )A.N、S、P B.F、Cl、O C.He、Ne、Ar D.Si、C、B
【解析】选C。A、B、C的第一电离能是各自周期中最大的,即最难失电子,故A、B、C是各自周期中的稀有气体元素He、Ne、Ar。
2.在第2周期中,B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是( )A.I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)B.I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)C.I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)D.I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)【解析】选C。B、C、N、O属于同周期元素,同一周期元素随原子序数递增,第一电离能有增大的变化趋势,但ⅡA族元素大于ⅢA族元素,ⅤA族元素大于ⅥA族元素。
3.如图是第3周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图,下列有关说法中正确的是( )
A.y轴表示的可能是电离能B.y轴表示的可能是电负性C.y轴表示的可能是原子半径D.y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数【解析】选B。对于第3周期11～17号元素,随着原子序数的增大,第一电离能呈增大趋势,但Mg、P特殊,故A项错误;原子半径逐渐减小,故C项错误;形成基态离子转移的电子数依次为Na为1,Mg为2,Al为3,Si不易形成离子,P为3,S为2,Cl为1,故D项错误。
【素养提升】下表为Na、Mg、Al的电离能(kJ·ml-1)。
分析表中各元素电离能的变化,回答下列问题:(1)为什么同一元素的电离能逐级增大?提示:原子失电子时,首先失去的是能量最高的电子,故第一电离能较小,原子失去电子后变成阳离子,离子半径变小,原子核对电子的引力增强,从而使电离能逐级增大。
(2)钠原子为什么容易失去1个电子成为+1价的阳离子?提示:钠原子的I2≫I1,说明钠原子很容易失去1个电子成为+1价阳离子,形成Na+为1s22s22p6稳定结构后,原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强。因此,钠元素常见价态为+1价。(3)上表中能够说明镁、铝原子通常分别形成Mg2+、Al3+的依据是什么?提示:说明镁原子通常形成+2价阳离子的依据是I3≫I2。说明铝原子通常形成+3价阳离子的依据是I4≫I3。
1.(2020·三亚高二检测)关于同一种元素的原子或离子,下列叙述正确的是( )A.原子半径比阴离子半径小B.原子半径比阴离子半径大C.原子半径比阳离子半径小D.带正电荷多的阳离子半径比带正电荷少的阳离子半径大【解析】选A。对于同一种元素的原子和离子,核电荷数相同,则核外电子数越多,半径越大,故阴离子半径>原子半径>阳离子半径,且带正电荷多的阳离子半径更小。
2.具有下列电子构型的元素中,第一电离能最小的是( )A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5 D.ns2np6【解析】选B。ns2np3为半充满稳定结构,第一电离能为ns2np3>ns2np4,对于题给四个选项,其第一电离能由小到大顺序为ns2np4
3.(双选)(教材习题改编)下列各元素的电负性由大到小的排列顺序正确的是( )A.K>Na>LiB.F>O>SC.As>P>ND.O>N>C【解析】选B、D。A、C两项中元素电负性的排序与“同主族自上而下,元素的电负性逐渐减小”的规律不符,错误;B项、D项中元素电负性的排序与“同周期从左到右,主族元素的电负性逐渐增大”“同主族从上到下,元素的电负性逐渐减小”的规律相符,正确。
【补偿训练】对A、B两种主族元素(除ⅠA族)来说,下列叙述中正确的是( )A.A的电负性大于B,则A的第一电离能一定大于BB.A的电负性大于B,则A的失电子能力大于BC.A的电负性大于B,则A的得电子能力大于BD.A的电负性大于B,则A的原子半径一定小于B【解析】选C。电负性是指元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度,C项正确,B项错误;元素的电负性大对应原子的第一电离能不一定大,如:Mg的第一电离能大于Al的第一电离能,而Mg的电负性小于Al的电负性,A项错误;元素的电负性大原子半径不一定就小,如:原子半径H
4.按第一电离能递增的顺序排列的是( )A.Li、Na、K B.Na、Al、S C.P、Si、Al D.Cl、Br、I【解析】选B。同周期元素从左到右,第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势,同主族元素,从上到下,第一电离能逐渐减小。
5.(2020·济宁高二检测)美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金作载热介质,下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是( )A.原子半径:Al>NaB.第一电离能:Al>NaC.电负性:Na>AlD.基态原子未成对电子数:Na>Al【解析】选B。根据元素性质变化规律知,原子半径:Na>Al,第一电离能:Al>Na,电负性:Na
(3)根据下表所提供的电离能数据,回答下列问题。①表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式__。 ②Y是周期表中的________族的元素。
【解析】(1)周期表中所列13种元素分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar,其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar属于第3周期,原子结构最稳定的是Ar,故其I1最大,Mg、Al的核外电子排布分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1,Mg中3s2为全充满状态,故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3,有3个未成对电子,是最多的。(3)由表中数据可以看出,锂和X的I1均比I2、I3小很多,说明X与Li同主族,且X的I1比Li的I1更小,说明X的金属性比锂更强,则X为Na(即a);由Y的电离能数据可以看出,它的I1、I2、I3比I4小得多,故Y原子属于ⅢA族元素。
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