《元素性質(zhì)的遞變規(guī)律》學(xué)案2(蘇教版選修3)

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1、元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 【學(xué)海導(dǎo)航】元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化，這個規(guī)律叫做元素周期律。 一、原子核外電子排布的周期性 根據(jù)元素原子的外圍電子排布的特征，可將元素周期表分成五個區(qū)域：s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、f區(qū)。 二、元素第一電離能的周期性變化1定義：從氣態(tài)的基態(tài)原子中移去一個電子變成+1價氣態(tài)陽離子所需的最低能量，稱為 第I電離能。常用符號Ii表示。M〔gM+〔g〕+e,+1價氣態(tài)陽離子移去一個電子變成+2價氣態(tài)陽離子所需的最低能量，稱為第n電離能。依次類推。 元素的第一電離能越小，表示它越容易失去電子，即該元素的金屬性越強。 2、影響電離能的因素 電離能的

2、大小主要取決于原子的核電荷、原子半徑及原子的電子構(gòu)型。 一般說來，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小，電離能越大。另外，電子構(gòu)型越穩(wěn)定，電離能也越大。 3. 電離能的周期性變化同周期中，從左向右，核電荷數(shù)增大，原子半徑減小，核對電子的吸引增強，愈來愈不易失去電子，所以I總的趨勢是逐漸增大。但有些元素〔如Be、MgN、P等〕的電離能比相鄰 元素的電離能高些，這主要是這些元素的最外層電子構(gòu)型到達(dá)了全充滿或半充滿的穩(wěn)定構(gòu)型。 同主族元素自上而下電離能依次減小。但在同一副族中，自上而下電離能變化幅度不大， 且不甚規(guī)那么。 4. 電離能與價態(tài)之間的關(guān)系 失去電子后，半徑減小，核對電子引力大，更不易

3、失去電子，所以有：I11.8（此分界為經(jīng)驗判斷，不是絕對的!）而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬"〔如GeSb等〕的電負(fù)性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。 2、電負(fù)性數(shù)據(jù)應(yīng)用： 〔1〕1.判斷元素金屬性和非金屬性.一般以電負(fù)性

4、值1.8為判斷標(biāo)準(zhǔn).,大于1.8一般為非金屬，電負(fù)性越大，非金屬性越強；小于1.8一般為金屬，電負(fù)性越小，金屬性越強. 〔2〕可用來預(yù)估化合物中化學(xué)鍵類型，假設(shè)形成化合物的兩種原子電負(fù)性相差>1.7為離子鍵,<1.7為共價鍵. 〔3〕可用來判斷化合物中元素化合價的正負(fù)。元素電負(fù)性值越大，其原子吸引電子能力越強. 在所形成的分子中就得到或靠近成鍵電子，成為負(fù)電荷一方，反之那么反. 3、變化規(guī)律: 周期表中：右上角F的電負(fù)性最大，左下角Cs的電負(fù)性最小【例題解析】 例1:判斷以下各對元素哪個元素第一電離能大，并說明原因。 S和PAl和MgSr和RbCu和Zn解析：一般來說，在同一

5、周期中，從左到右隨著原子序數(shù)的增加，半徑減少，第一電離能總的趨勢是增大。但由于電子構(gòu)型對電離能影響較大，可能會造成某些反?，F(xiàn)象。 P>S因p電子構(gòu)型為3s23p3,3p軌道半充滿；而S的電子構(gòu)型為3s23p4，失去一個電子成為3s23p3的較穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。 Mg>AIMg參失去的是3s電子，而Al失去的是3p電子；E3sRbSr的核電荷比Rb多，半徑也比Rb小。其次Sr的5s2較穩(wěn)定。 Zn>CuZn的核電荷比Cu多。同時Zn的3d軌道

6、全充滿，4s軌道有全充滿；Cu的4s軌道半充滿。失去一個電子后為3d104s°穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。 例2:以下列圖表示元素X前五級電離能的對數(shù)值，試推測X可能是那些元素._解析：此題考察對圖形的分析，要注意圖中縱坐標(biāo)的標(biāo)度 是對數(shù)值，因此X元素的第二和第三電離能之間有突變，乂說明它有兩個電子容易電離，所以它是第二主族元素。圖x中標(biāo)出5個電子的電離能值，因此它不可能是Be,因為Be x原子總共只有4個電子，綜合分析，X可能是MgCa、Srx或Ba。 >例3、有A,B,C,D四種元素。其中A為第四周期元素，與D可形成1:1和1:2原子比的化合物。B為第四周期d區(qū)元素，最高氧化數(shù)為7。C和B是同周期元

7、素，具有相同的最高氧化數(shù)。D的電負(fù)性僅次于F。給出四種元素的元素符 號，并按電負(fù)性由大到小排列之。 解析：0的電負(fù)性僅次于F,與第四周期的鉀可以形成K2OK2Q化合物，由“B為第四周期d區(qū)元素，最高氧化數(shù)為7"可推知B為Mn,C為第四周期第七主族的元素，即為Br。綜上所述，A為K,B為Mn,C為Br,D為O。其電負(fù)性由大到小的順序為：O>Br>Mn>K. 習(xí)題精煉 一、選擇題〔每題有1?2個選項符合題意〕1.以下用核電荷數(shù)表示出的各組元素，有相似性質(zhì)的是（） A.1和2B.6和14 C.16和17D.12和24 2、 以下各組兀素中，有- 組兀素原子的第一電離能分別為1086

8、kJ/mol,1402kJ/mol和 1313 kJ/mol。該組兀素為 〔 〕 A.C、N、O B.F、Ne、Na C.Be、B、C D.S、Cl、Ar 3、 以下四兀素：①C ②N③F ④O,電負(fù)性由大而小的順序為 〔 〕 A①②③④B④③②① C③④②①D③④①② 4 ?以 下表 達(dá)正確的選 項 是 〔〕 A.同周期元素的原子半徑以VIIA族的為最大 B.在周期表中零族元素的電負(fù)性最大C.IA族元素的原子，其半徑越大第一電離能越小 .所有主族元素的原子形成單原子離子時的最高價數(shù)都和它的

9、族數(shù)相等關(guān)于非金屬元素N、O、Cl、S、 P的表達(dá)，正確的選項是 A.電負(fù)性最小的是0.其單質(zhì)均由雙原子分子構(gòu)成 SD.每種元素僅生成一種氫化物ns2,〔n>2〕mg它的氧化物中所含質(zhì)子的物質(zhì)的量是 A.―m—(A-n+8)molA16 C.第一電離能最小的是6.某元素原子的價電子結(jié)構(gòu)為 其陽離子的核內(nèi)中子數(shù)為n, 質(zhì)量數(shù)為A,那么 〔〕B. (A-n+10)molA16 C.(A-n+2)molD. 7.關(guān)于氮族元素〔用R m(A-n+6)mol A表〕的以下 確的選項是A.第一電離能比同周期的氧族元素大 B.氫化物的通式為RHC.電負(fù)性由上到下遞增 D.第一

10、電離能由上到下遞增第三周期某主族元素的原子，在同周期中它的第一電離能僅大于 正確 Na,以下關(guān)于此元素的是 達(dá)〕 A. 該元素的單質(zhì)能在CO中燃燒 B. 該元素的氫氧化物具有兩性 C. 原子半徑比鈉的原子半徑大 D. 1mol該元素的單質(zhì)可與酸反響產(chǎn)生.關(guān)于IA族和IIA族元〕 在同一周期中，IA族元素的第一電離能比IIA族的高他們的電負(fù)性數(shù)值都為負(fù)值 IIA族元素的電負(fù)性比同周期IA族的高 在同一周期中，IA族元素的最高價氧化物的水化物堿性比二、填空和簡答： 10、某元素的電離能〔kJ/mol〕11=57712=182013=274014=1160015=1480017

11、=2340018=27500……，試推測該元素原子最外層有幾個電子。 11. 1932年美國化學(xué)家鮑林首先提出了電負(fù)性的概念，下表給出的是原子序數(shù)小于種元素的電負(fù)性數(shù)值：請仔細(xì)分析，答復(fù)以下有關(guān)問題： 〔1〕周期表中電負(fù)性最大的元素應(yīng)為;估計鈣元素的電負(fù)性的取值范圍— 〔2〕據(jù)表中的所給數(shù)據(jù)分析，同主族內(nèi)的不同元素X的值變化的規(guī)律是;簡述元素電負(fù)性X的大小與元素金屬性、非金屬 9、 〔A. B. C. D. 性之間的關(guān)系〔3〕試推斷AlBr3中形成的化學(xué)鍵的類型為 1molH2素的以下 法中正確的IIA族的強 ，其理由是選項是 16=1840020的16

12、 o 12.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(shè)其為E〕如右圖所示。試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中嗎線的變化特點，并答復(fù)以下問題。 〔1〕同主族內(nèi)不同元素的E值變化的特點是：. 圖中E值的這種變化特點表達(dá)了元素性質(zhì)的變化規(guī)律。 ①E(砷)>E〔硒〕②E〔砷〕E〔硒〕④E〔溴〕