苏教版 (2019)选择性必修2第二单元 元素性质的递变规学案

这是一份苏教版 (2019)选择性必修2第二单元 元素性质的递变规学案，共13页。学案主要包含了元素周期律及元素周期表的分区等内容，欢迎下载使用。

第二单元　元素性质的递变规律
学 习
任 务
1．能从电子排布的角度解释元素周期表的分区，周期和族的划分，解释主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律。
2．能利用电负性判断周期表中元素性质递变规律，推断化学键的类型。
3．初步形成不同事物之间存在内在联系的观点。

一、元素周期律及元素周期表的分区
1．原子半径及其变化规律
①影响因素：原子核的电荷数和核外电子层数共同影响。核电荷数越大，原子核对电子的吸引作用越强，原子半径越小；电子层数越多，电子之间的排斥作用越大，半径越大。
②变化规律：同一周期从左向右原子半径由大到小；同一主族，从上到下，原子半径由小到大。
2．元素金属性与非金属性的变化规律
同一周期从左向右金属性越来越弱，非金属性越来越强；同一主族，从上到下，金属性越来越强，非金属性越来越弱。
3．原子核外价电子排布及化合价的周期性变化
(1)原子核外价电子排布
①除第1周期外，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复出现从1逐渐增加到8的周期性变化。
②第2、3周期元素周期表中元素原子的外围电子排布，从左到右呈现从ns1到ns2np6的变化。
③第4周期元素原子的外围电子排布，从左到右，从4s1经过3d1～104s1～2逐渐过渡到4s24p6。
④第5、6周期元素原子的外围电子排布也有与第4周期元素相似的变化规律。
因此，核外电子排布的周期性变化规律也可以表示为：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。
(2)主族元素原子核外价电子排布与化合价的周期性变化
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
原子核
外价电
子排布
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
最高正
化合价
＋1
＋2
＋3
＋4
＋5
＋6
(O除外)
＋7
(F除外)
最低负
化合价
－1(H)
其他无
无
无
－4
－3
－2
－1
化合价
的变化
规律
随原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。
4.元素周期表中区的划分
在元素周期表中价电子排布相似的元素集中在一起。人们将元素周期表分为5个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号。
分区
元素位置
价电子排布式
s区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2npl～6
d区
ⅢB族～ⅦB族(镧系、锕系除外)、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2
ds 区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
f区
镧系元素和锕系元素
略
　判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)电子层数少的元素的原子半径不一定比电子层数多的元素的原子半径小。 (√)
(2)同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。 (√)
(3)第3周期所有元素中钠的金属性最强，其最高价氧化物对应的水化物碱性最弱。 (×)
(4)价电子排布式为4s24p3的元素位于第4周期ⅤA族。 (√)
(5)元素原子的价电子不一定是最外层电子。 (√)
二、元素的第一电离能和电负性及其变化规律
1．元素的第一电离能及其变化规律
(1)电离能的含义：某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示。
M(g)－e－―→M＋(g)
(2)电离能的意义：第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。＋1价气态离子失去一个电子形成＋2价气态离子所需要的最低能量，叫做该元素的第二电离能，用符号I2表示，以此类推。
(3)电离能的规律：一般来说，同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。因此，对于同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，而稀有气体元素的第一电离能最大。
(4)影响电离能的因素：元素的第一电离能大小还与其原子的核外电子排布(特别是外围电子排布)有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因此Mg、P的第一电离能相对较高。
2．元素电负性及其周期性变化规律
(1)电负性含义：用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的标度。指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
(2)电负性规律：同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强；同一主族，
元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
(3)电负性的简单应用
①元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素是金属元素。
②电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负。
③两种成键元素的电负性差值，可用于判断两种元素的原子间形成化学键的类型。一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
　判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)电负性：N>P。 (√)
(1)电负性越大的元素的非金属性越强，在反应中越易得到电子。 (√)
(3)第一电离能：P (4)价电子排布为5s25p1的元素位于第5周期ⅠA族，是s区元素 (×)
(5)p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量。 (×)


简单粒子半径大小的比较

学习了原子半径及其变化规律后，小王同学在做原子半径大小比较的习题，上课时他认真听讲并认真做了课堂笔记；对同周期元素和同主族元素原子半径大小的比较规律，应用起来也得心应手，但是在做到比较氧原子和钠原子半径时，他有些疑惑，因为O与Na元素既不在同一周期，又不在同一主族。同时他对简单离子半径大小的比较也有疑惑。
[问题1]　O与Na原子半径如何比较？
[提示]　r(Na)>r(O)，Na与S同周期，根据同周期主族元素原子半径从左到右依次减小，可知r(Na)>r(S)，S与O元素同主族，再根据同主族元素原子半径从上到下依次增大，可知r(S)>r(O)，所以r(Na)>r(O)。
[问题2]　O2－与Na＋半径如何比较？
[提示]　具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，O2－和Na＋具有相同的电子层结构，所以离子半径O2－>Na＋。
[问题3]　原子半径与离子半径如何比较？规律是什么？
[提示]　(1)原子半径大小的比较：同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大；同周期的主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小。
(2)①具有相同电子层结构的离子半径大小的比较：电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小。
②同主族元素离子半径大小的比较：同主族元素，从上到下，电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大。
③同一元素的不同离子及其原子的半径大小比较：核外电子数越多，半径越大。



1．下列各组微粒半径大小的比较正确的是(　　)
① Cl ③Ca2＋ A．①③　　　　　 B．①②
C．③④ D．①④
A　[①阴离子的半径比对应原子的半径大，所以微粒半径：ClBr－，错误。由上分析可知比较正确的是①③，A正确。]
2．下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是(　　)
A．r(K)>r(Na)>r(Li)
B．r(Mg2＋)>r(Na＋)>r(F－)
C．r( Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
D．r(Cl－)>r(F－)>r(F)
B　[同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，对应核外电子排布相同的微粒，其微粒半径随原子序数的增大而减小，故r(K)>r(Na)>r(Li)，A正确；r(F－)>r(Na＋)> r(Mg2＋)，B不正确；r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)，C正确；r(Cl－)>r(F－)>r(F)，D正确。]
3．关于微粒半径大小的下列叙述中不正确的是(　　)
A．同一元素的不同粒子，核外电子数越多，半径越大
B．同一元素形成的多种价态的离子，价态越低，半径越小
C．同一元素的原子半径小于相应的阴离子半径
D．同一元素的原子半径大于相应的阳离子半径
B　[A．同一元素的不同粒子，核外电子数越多，半径越大，A项正确；B．同一元素形成的多种价态的离子，价态越低，半径越大，B项错误；C．同一元素的原子半径小于相应阴离子的半径，C项正确；D．同一元素的原子半径大于相应阳离子的半径，D项正确。]
4．(双选)下列有关微粒半径大小的比较正确的是(　　)
A．离子半径：(Se2－)＞r(S2－)＞r(O2－)＞r(Na＋)
B．原子半径：r(Cl)＞r(Li)＞r(F)＞r(H)
C．若单核离子Xa＋与Yb－具有相同的电子层结构，则离子半径Xa＋＞Yb－
D．若单核离子Xa＋与Y(a＋1)＋具有相同的电子层结构，则离子半径Y(a＋1)＋＞Xa＋
AB　[A．离子电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同，则原子序数越小，半径反而越大，所以离子半径顺序为r(Se2－)＞r(S2－)＞r(O2－)＞r(Na＋)，A正确；B．原子电子层数越多，半径越大，电子层数相同，则原子序数越小，半径反而越大，所以原子半径顺序为r(Cl) ＞r(Li)＞r(F)＞r(H)，B正确；C．若单核离子Xa＋与Yb－具有相同的电子层结构，则Xa＋在下一周期，原子序数较大，所以离子半径Xa＋＜Yb－，C错误；D．若单核离子Xa＋与Y(a＋1)＋具有相同的电子层结构，则Y(a＋1)＋原子序数较大，所以离子半径Y(a＋1)＋＜Xa＋，D错误。]
5．如图是部分短周期元素原子(用字母表示)最外层电子数与原子序数的关系图。下列说法正确的是(　　)

A．ZY、ZW的水溶液都显酸性
B．原子半径大小：W>R>X，离子半径大小：Z＋>R2－>W－>Y－
C．W的氢化物水溶液的酸性比R的氢化物水溶液的酸性强，可证明非金属性：W>R
D．Z、X两种元素可形成的Z2X、Z2X2等离子化合物
D　[从图中信息可以判断出X为O，Y为F，Z为Na，R为S，W为Cl。HF的水溶液为弱酸，NaF水溶液显碱性，A错误；同周期从左至右原子半径减小，Na的原子半径最大，B错误；比较非金属性强弱是看元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，不是看氢化物的酸性强弱，C错误；钠与氧可形成Na2O、Na2O2等离子氧化物，D正确。]

电离能和电负性大小的比较

材料一　中国新闻网综合媒体报道，美国华裔科学家叶军领导一个研究小组成功制造出全球最准确的时钟，两亿年误差不足一秒。它是一个锶原子钟，比铯原子喷泉钟准确得多，预计可大大促进不同的电讯网络的发展，也将使全球各地船只的导航变得更为准确。

材料二　许多化学家试图从氢氟酸中提取出单质氟，但都因在实验中吸入过量氟化氢气体而死亡。莫瓦桑设计了一整套抑制氟剧烈反应的办法，终于在1886年制得了单质氟，擒获了“死亡元素”。

[问题1]　锶位于元素周期表的第5周期ⅡA族，请写出铯在元素周期表中的位置，两者的金属性哪个强？第一电离能哪个大？
[提示]　铯位于第6周期ⅠA族，铯的金属性强于钡，钡的金属性强于锶，所以铯的金属性强，但锶的第一电离能较大。
[问题2]　氟能与水反应吗？氟元素的电负性比氧元素大还是小？
[提示]　氟的非金属性比氧强，所以氟元素的电负性比氧元素大，其单质能与水反应生成氟化氢和氧气。
[问题3]　氟元素与铯元素形成的化合物是离子化合物还是共价化合物？
[提示]　氟元素是活泼的非金属元素，铯元素是活泼的金属元素，两者形成的化合物为离子化合物。

电负性、第一电离能、金属性和非金属性在元素周期表中的位置关系


1．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是(　　)
A．同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．同主族从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
A　[A．同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小，元素的电负性逐渐增大，并呈现周期性变化，A项正确；B．同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素的电负性逐渐减小，B项错误；C．根据元素电负性的周期性变化，元素的电负性越小，金属性越强，C项错误；D．根据元素电负性的周期性变化，元素的电负性越大，非金属性越强，D项错误。]
2．下列有关电负性的说法中正确的是(　　)
A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大
C．金属元素电负性一定小于非金属元素电负性
D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
D　[A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能不一定越大，如电负性：O>N，第一电离能：N>O，A项错误；B．对于主族元素，同周期从左到右电负性逐渐增大，过渡元素没有明显变化规律，B项错误；C．金属元素电负性不一定小于非金属元素电负性，如Si的电负性为1.8，Pb的电负性为1.9，过渡元素中很多金属元素的电负性大于非金属元素的电负性，C项错误；D．在形成化合物时，电负性越小的元素对电子的吸引能力越弱，元素的化合价显示正价，电负性越大的元素对电子的吸引能力越强，元素的化合价显示负价，D项正确。]
3．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是(　　)
A．第一电离能：Mg＞Al
B．硅的第一电离能和电负性均大于磷
C．锗的第一电离能和电负性均小于碳
D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F
B　[A．Mg的3s能级上有2个电子，处于全充满状态，较稳定，所以Mg元素的第一电离能高于同周期相邻元素Al的第一电离能，A项正确；B．磷的最外层电子排布为3s23p3处于半充满状态，较稳定，硅的最外层电子排布为3s23p2不属于全空、全满、半满中的任何一种，不稳定，则硅第一电离能小于磷，同周期主族元素电负性随核电荷数增加而增大，则硅的电负性小于磷，B项错误；C．同一主族元素，其第一电离能、电负性随原子序数的增大而减小，所以锗的第一电离能、电负性都小于碳，C项正确；D．F、K、Fe、Ni四种元素中F的非金属性最强，电负性最大，D项正确。]
4．对A、B两种主族(除ⅠA族外)元素来说，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B
B．A的电负性大于B，则A的失电子能力大于B
C．A的电负性大于B，则A的得电子能力大于B
D．A的电负性大于B，则A的原子半径一定小于B
C　[A．元素的电负性大，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错误；B．电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度，元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强，则A的电负性大于B，则A的得电子能力大于B，B错误，C正确；D．元素的电负性大，原子半径不一定小，如电负性F＞H，原子半径F＞H，D错误。]
5．如表给出的是8种元素的电负性的值，运用表中数据解答下题。
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
电负性
0.9
1.2
1.5
1.7
2.1
2.3
3.0
0.8
估计钙元素的电负性的取值范围(　　)
A．小于0.8 B．大于1.2
C．在0.8与1.2之间 D．在0.8与1.5之间
C　[同一周期从左至右，电负性增大；同一主族从上到下，电负性减小，钙元素的电负性应小于Mg的而大于K的，即Ca的电负性的取值范围在0.8与1.2之间，C项正确。]




1．根据元素周期律的变化规律，下列比较中，正确的是(　　)
A．原子半径：Br＞Cl＞F
B．氧化性：N2＞O2＞F2
C．金属性：Al＞Mg＞Na
D．非金属性：C＞N＞P
A　[A．卤族元素，从上到下，随着原子序数的增大，原子半径逐渐增大，A正确；B．非金属性越强，单质的氧化性越强，则氧化性N2＜O2＜F2，B错误；C．同周期，从左向右，金属性减弱，则金属性：Al＜Mg＜Na，C错误；D．同周期，从左向右，非金属性增强，同一主族，从上到下，非金属性减弱，则非金属性：C＜N，D错误。]
2．随着原子序数的递增，下列说法正确的是(　　)
A．最外层电子数逐渐增多
B．原子半径逐渐减小
C．元素的主要化合价逐渐增加
D．元素的化合价、原子半径、最外层电子数、得失电子能力、金属性与非金属性呈周期性变化
D　[A．随着原子序数的递增，最外层电子数呈周期性变化，A错误；B．随着原子序数的递增，原子半径呈周期性变化，B错误；C．随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，C错误；D．随着原子序数的递增，元素的化合价、原子半径、最外层电子数、得失电子能力、金属性与非金属性呈周期性变化，D正确。]
3．下列说法中不正确的是(　　)
A．元素的第一电离能是元素的单质失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的第一电离能逐渐增大
B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小
C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化
D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准得出的
A　[A．第一电离能是气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态阳离子所需要的最低能量，同周期从左向右电离能呈增大的趋势，但ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，A错误；B．电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，同主族从上到下电负性减弱，B正确；C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化，C正确；D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准得出的，D正确。]
4．关于元素第一电离能与元素性质的下列说法中，不正确的是(　　)
A．第一电离能越小，元素金属性越强
B．第一电离能越小，该元素原子的能量越高
C．第一电离能越大，该元素的非金属性强
D．第一电离能失去的电子，一定是最外层上的电子
C　[A．第一电离能越小，说明越易失电子，元素金属性越强，A正确；B．元素原子的能量越高，第一电离能越小，越易失去电子，B正确；C．同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大呈增大趋势，同一周期中稀有气体元素的第一电离能最大，但稀有气体元素非金属性弱，C错误；D．第一电离能是基态的气态原子失去最外层的一个电子所需的最低能量，D正确。]
5．下表给出了14种元素的电负性：

运用元素周期律知识完成下列各题。
(1)同一周期中，从左到右，主族元素的电负性________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________。所以主族元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2)如表中所示短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于________化合物，用电子式表示该化合物的形成过程______________________________________________。
(3)已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中属于离子化合物的是________，属于共价化合物的是________。
[解析]　(1)分析可知，所给元素位于元素周期表的第2、3周期，分属于7个主族：
第2周
期元素
Li
Be
B
C
N
O
F
电负性
1.0
1．5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
第3周
期元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
可以看出：①随原子序数的递增，元素的电负性呈现周期性变化。②同周期从左到右，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。
(2)电负性最大的元素F为4.0与电负性最小Na为0.9相差3.1大于1.7，两元素形成的化合物属于离子化合物，用电子式表示该化合物的形成过程为。
(3)Mg3N2中Mg、N两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，故Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中组成元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，故三种物质均为共价化合物。
[答案]　(1)逐渐增大　逐渐减小　周期性
(2)离子　
(3)Mg3N2　BeCl2、AlCl3、SiC