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第2课时元素周期律课程目标核心素养建构1.了解元素的电离能、电负性的含义。2.能应用元素的电离能说明元素的某些性质。3.理解元素原子半径、元素的第一电离能、电负性的周期性变化。4.了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。元素周期律核外电子排布规律金属性与非金属性原子半径第一电离能电负性对角线规则[知识梳理]一、原子半径1.影响原子半径大小的因素（1）电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大。（2）核电荷数越大，核对电子的引力也越大，将使原子的半径缩小。2.原子半径大小的变化规律（1）同周期从左到右，原子半径逐渐减小。（2）同主族从上到下，原子半径逐渐增大。【自主思考】1.为什么同周期主族元素原子半径从左到右依次减小？为什么同主族元素原子半径从上到下依次增大？答案由于同周期主族元素原子随着核电荷数的增加，原子核对电子的引力增加，而使原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大。2.举例说明电子层结构相同的微粒，其微粒半径大小的比较有什么规律？答案电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，原子核对电子的引力越大，其微粒半径越小。如：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。二、第一电离能1.概念气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，叫做第一电离能。2.意义可以衡量元素的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。3.元素的第一电离能变化规律（1）同周期元素从左到右，原子半径逐渐变小（稀有气体除外），原子核对核外电子的引力越来越大，越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。每个周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。（2）同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小，表示自上而下原子越来越易失去电子。总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。【自主思考】1.由教材图121可知：ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。答案同周期中，ⅡA族元素的价电子排布为ns2，np轨道为全空状态，比较稳定，ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，np轨道为半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。2.根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：（1）为什么同一元素的电离能逐级增大？（2）为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3？答案（1）同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理，I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。（2）Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。三、电负性1.电负性（1）键合电子和电负性的含义①键合电子元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。②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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。（2）衡量标准以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出各元素的电负性。（3）递变规律①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。②同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐变小。2.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为对角线规则。【自主思考】如何应用电负性的数值来判断元素金属性和非金属性的强弱？答案[效果自测]1.判断正误，正确的打“√”；错误的打“×”。（1）电子层数越多，原子半径一定就越大。（）（2）质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大。（）（3）核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同。（）（4）第一电离能的周期性递变规律是原子半径、化合价、电子排布周期性变化的结果。（）（5）第三周期所含元素中钠的第一电离能最小。（）（6）铝的第一电离能比镁的第一电离能大。（）（7）第一电离能小的元素的金属性一定强。（）（8）同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势。（）（9）电负性是相对的，所以没有单位。（）（10）金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大。（）（11）电负性小于1.8的元素一定是金属元素。（）（12）根据“对角线”规则，B和Mg元素的电负性接近。（）答案（1）×（2）√（3）×（4）×（5）√（6）×（7）×（8）√（9）√（10）√（11）×（12）×2.已知An＋、B（n＋1）＋、Cn－、D（n＋1）－都有相同的电子层结构，则原子半径由大到小的顺序是（）A.C＞D＞B＞AB.A＞B＞C＞DC.D＞C＞A＞BD.A＞B＞D＞C解析A、B、C、D四种元素的相对位置如下表：根据原子半径大小变化规律可知A＞B＞D＞C。答案D3.下列元素按电负性由大到小顺序排列的是（）A.K、Na、LiB.N、O、FC.As、P、ND.F、Cl、S解析同一周期元素从左到右电负性逐渐增大；同一主族元素从上到下电负性逐渐减小。答案D4.（1）Z基态原子的M层与K层电子数相等，Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是。（2）b、c、d是短周期元素，原子序数依次增大。b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族。b、c、d中第一电离能最大的是（填元素符号）。解析（1）Z是镁元素，第三周期中第一电离能最大的主族元素是氯元素。（2）b是氮元素，c是氧元素，d是硫元素。第一电离能：N＞O＞S。答案（1）氯（Cl）（2）N探究一微粒半径大小的比较【探究讨论】1.同周期从左到右元素简单离子的半径逐渐减小吗？提示不是，同周期从左到右，简单阳离子半径逐渐减小，简单阴离子半径逐渐减小，但同周期阴离子半径大于同周期的阳离子半径。例如r（P3－）＞r（S2－）＞r（Cl－）＞c（Na＋）＞c（Mg2＋）＞c（Al3＋）。2.电子层数越多，原子半径一定越大吗？提示不一定。例如r（Li）＞r（Cl）。【点拨提升】判断微粒半径大小的规律（1）同周期，从左到右，原子半径依次减小。（2）同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。（3）阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r（Na＋）＜r（Na），r（S）＜r（S2－）。（4）电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r（S2－）＞r（Cl－）＞r（K＋）＞r（Ca2＋）。（5）不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r（Fe2＋）＞r（Fe3＋），r（Cu＋）＞r（Cu2＋）。即按“三看”规律来比较微粒半径的大小（一般情况）“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层越多，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。【典题例证1】具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是（）A.1s22s22p3B.1s22s22p1C.1s22s22p63s23p1D.1s22s22p63s23p4解析根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮（N），B项中原子为硼（B），C项中原子为铝（Al），D项中原子为硫（S）。根据原子半径变化规律可知，r（B）＞r（N）、r（Al）＞r（S）、r（Al）＞r（B），故Al原子半径最大。答案C【学以致用1】下列各组微粒半径的比较正确的是（）①Cl＜Cl－＜Br－②F－＜Mg2＋＜Al3＋③Ca2＋＜Ca＜Ba④S2－＜Se2－＜Br－A.①和③B.①和②C.③和④D.①和④解析同种元素：阳离子半径＜原子半径，原子半径＜阴离子半径，则半径：Cl＜Cl－，Ca2＋＜Ca。①Cl－、Br－的最外层电子数相同，电子层数增多，所以离子半径：Cl－＜Br－，①正确；②Al3＋、Mg2＋、F－的核外电子排布相同，核电荷数依次减小，则离子半径：Al3＋＜Mg2＋＜F－②错误；③Ca、Ba的最外层电子数相同，电子层数依次增多，则半径：Ca＜Ba，③正确；半径应为Se2－＞Br－，④错误。答案A探究二电离能规律及其应用【探究讨论】1.下表是第二周期元素的第一电离能数据：元素LiBeBCNOFNe第一电离能（kJ/mol）502.3899.5800.61086.41402.31314.01681.02038（1）将上表数据，分别以原子序数和电离能为横、纵坐标画一草图。（2）讨论Li～Ne电离能变化的总趋势。（3）试从电子排布解释该图中两处反常现象。提示（1）从Li到Ne电离能变化的总趋势草图如下图。（2）Li～Ne电离能变化的总趋势为逐渐增大。（3）电离能大小反常的是Be、N。Be的2p能级没有电子，为全空的稳定结构，所以第一电离能是Be比B大。N的2p能级有3个电子，为半充满的较稳定结构，所以第一电离能是N比O大。2.Mn、Fe均为第四周期过渡元素，两元素的部分电离能数据列于下表：元素MnFe电离能/kJ·mol－1I1717759I215091561I332482957回答下列问题：Mn元素价电子层的电子排布式为，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难，对此，你的解释是______________________________________________________________________________________________________________________。提示3d54s2由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态）【点拨提升】1.影响电离能的因素及变化规律电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。（1）核电荷数、原子半径对电离能的影响①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势（而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA元素出现特殊情况）。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。（2）核外电子层排布对电离能的影响①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时，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，这是因为ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为np0全空稳定状态，ⅤA族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。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。②通常情况下，元素的电离能逐级增大。因此离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量越来越高。③当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。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In＋1In≫InIn－1，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