归纳与整理优秀教学实录

原子结构与性质复习

四川省双流棠湖中学

於自立

课程目标

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。

核心素养建构

金属性与非金属性原子半径元素周期律

第一电离能电负性对角线规则核外电子排布规律 [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。

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。

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

我

检

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)×

题型一：微粒半径大小的比较

【例1】

具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是(

) A.1s22s22p3 B.1s22s22p1

C.1s22s22p63s23p1 D.1s22s22p63s23p4

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。

题型二

电离能规律及其应用

【例2】

下列说法中正确的是(

) A.第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小

B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大

C.在所有元素中，氟的第一电离能最大

D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大

答案

A 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ns2全充满np0全空稳定状态，ⅤA族的元素原子的最外层3原子轨道为np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≫，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InIn－1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。

过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有＋2～＋7多种化合价。

题型三

电负性规律及其应用

【例3】

下列对电负性的理解不正确的是(

) A.电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准

B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小

C.元素的电负性越大，则元素的非金属性越强

D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关

答案

D 元素电负性的应用

(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱

①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。

(2)判断元素的化合价

①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；

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化学键的类型

一般认为：

①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。

②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

(4)解释“对角线规则”

①在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。

Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性相同或接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。

铍和铝的相似性

a.铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。

b.二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液：

Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O；Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O。

c.二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。

d.BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。

请总结元素电负性周期性变化规律

提示

一般来说，除稀有气体元素外，同一周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同一主族从上到下，元素的电负性逐渐变小，对副族元素而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。

因此，电负性最大的元素是位于元素周期表右上角的氟(稀有气体除外)，电负性最小的元素是位于元素周期表左下角的铯(钫是放射性元素，除外)。