高中化学人教版选修3教案第1章 第2节 第2课时 元素周期律附答案Word文档格式.docx
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r（Cl），r（Fe）>
r（Fe2＋）>
r（Fe3＋）。
2．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
如r（O2－）>
r（F－）>
r（Na＋）>
r（Mg2＋）>
r（Al3＋）。
3．带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
如r（Li＋）<
r（Na＋）<
r（K＋）<
r（Rb＋）<
r（Cs＋），r（O2－）<
r（S2－）<
r（Se2－）<
r（Te2－）。
4．核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
如比较r（K＋）与r（Mg2＋）可选r（Na＋）为参照：
r（K＋）>
r（Mg2＋）。
[题组·
冲关]
1．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（ ）
A．1s22s22p63s23p3 B．1s22s22p3
C．1s22s22p5D．1s22s22p63s23p4
【解析】 电子排布式中，所含最大能级序数（电子层数）越大，原子半径越大，最大能级序数相同时，所含的电子越多，半径越小，故半径最大的是A。
【答案】 A
2．已知下列元素的原子半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据，磷原子的半径可能是（ ）
A．0.8×
10－10mB．1.10×
10－10m
C．1.20×
10－10mD．0.7×
【解析】 P元素在第三周期中S元素和Si元素之间，即P的原子半径在1.02×
10－10～1.17×
10－10m之间，故只有B正确。
【答案】 B
3．X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有相同的电子层结构，下列叙述正确的是（ ）
A．原子序数X<
Y
B．原子半径X<
C．离子半径X<
D．单质的还原性X<
【解析】 X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有相同的电子层结构，则X元素位于Y元素的下一周期，A、B错；
离子半径X<
Y，C正确；
单质的还原性X>
Y，D错。
【答案】 C
4．试比较以下微粒半径的大小。
（1）根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。
（填“大于”或“小于”）
（2）原子半径Al________Si（用“＞”或“＜”填空）。
（3）随原子序数的递增，八种短周期元素（用字母x等表示）原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。
比较d、e常见离子的半径大小（用化学式表示，下同）________>
________。
【解析】
（1）同周期主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小，Ga与As在周期表中同位于第四周期，Ga位于第ⅢA族，则原子半径：
Ga>
As。
Ga、As原子的价电子排布式分别为4s24p1、4s24p3，其中As原子的4p轨道处于半充满的稳定状态，其第一电离能较大，则第一电离能：
Ga<
（2）同周期元素，原子序数越大，半径越小，故半径Al＞Si。
（3）由图示可知，这八种元素分别为H、C、N、O、Na、Al、S、Cl，O2－和Na＋具有相同的电子层结构，根据“序小径大”规律可知r（O2－）大。
【答案】
（1）大于 小于
（2）＞ （3）r（O2－）
r（Na＋）
【规律总结】 “三看”法快速判断简单微粒半径大小,“一看”电子层数：
最外层电子数相同时，电子层数越多，粒子半径越大。
“二看”核电荷数：
当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：
当核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。
电离能
1．第一电离能的概念
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要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．元素第一电离能变化规律
（1）对同一周期的元素而言，氢和碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；
从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
（2）同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
前四周期元素第一电离能的变化如图所示。
（1）据图可知，第ⅡA族和第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。
【提示】 同周期中，第ⅡA族元素的价电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，分别为全充满和半充满状态，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?
【提示】 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。
②Na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。
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。
1．下列有关电离能的说法中，正确的是（ ）
A．第一电离能是原子失去核外第一个电子需要的能量
B．在元素周期表中，主族元素原子第一电离能从左到右一定越来越大
C．可通过各级电离能的数值，判断元素可能有的化合价
D．第一电离能越大的元素，元素的电负性一定越大
【解析】 第一电离能是基态的气态原子失去核外第一个电子需要的最低能量，A项错误；
总体趋势：
同一周期中，第一电离能从左到右越来越大，其中有反常，如N>
O，B项错误；
电离能和电负性是元素的两种不同的性质，二者变化规律不完全一致，D项错误。
2．在下面的电子构型中，通常第一电离能最小的原子具有哪一种构型（ ）
A．ns2np3 B．ns2np4
C．ns2np5D．ns2np6
【解析】 电子构型为ns2np4的原子失去一个电子后形成ns2np3的稳定结构，因而其第一电离能最小。
3．通常情况下，原子核外p能级、d能级等原子轨道上电子排布为“全空”、“半满”、“全满”的时候一般更加稳定，称为洪特规则特例。
根据洪特规则特例，下列说法不正确的是（ ）
A．元素硼（B）的第一电离能大于元素铍（Be）的第一电离能
B．元素磷（P）的第一电离能大于元素硫（S）的第一电离能
C．基态铜（Cu）原子的电子排布式为[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2
D．26Fe2＋容易失电子转变成26Fe3＋，表现出较强的还原性
【解析】 元素铍的外围电子排布为2s2,2p轨道是全空状态，而元素硼的外围电子排布为2s22p1，故第一电离能：
铍>
硼，A错；
磷元素为3p轨道半满状态，B正确；
基态铜的电子排布式中3d轨道全满，C正确；
＋2价铁的外围电子排布为3d6，不够稳定，而＋3价铁的外围电子排布为3d5，是半满状态，稳定，D正确。
4．根据电离能变化的规律填空：
（1）N、O、S元素中第一电离能最大的是________（填元素符号），Cu的价层电子轨道示意图为________________。
（2）①Cl所在周期中第一电离能最大的主族元素是
②第一电离能Si________S（用“＞”或“＜”填空）。
（3）前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子相差为8；
与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。
四种元素中第一电离最小的是________。
（4）N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能
I1
I2
I3
I4
……
In（kJ/mol）
578
1817
2745
11578
则该种元素是________。
（5）原子的第一电离能是指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要的最低能量，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为________。
（6）①第一电离能的大小：
Mg________Al。
②元素的第一电离能：
Al________Si。
③如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系。
则元素的第一电离能W________R（填“＞”或“＜”）。
【解析】
（1）同周期元素第一电离能从左到右呈逐渐增大的趋势，同主族元素第一电离能自上而下逐渐减小，但由于N元素p轨道为半充满结构，相对稳定，故第一电离能N大于O，O大于S。
Cu的价层电子轨道示意图为：
（2）Cl元素位于第三周期，第三周期元素的第一电离能随着原子序数的增大呈现增大的趋势，但ⅡA族和ⅤA族元素由于处于全满和半满的稳定结构，故比相邻族元素的第一电离能都大，故第三周期元素，第一电离能由小到大的顺序为Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl，所以第一电离能最大的元素为Cl，而第一电离能S＞Si。
（3）C的价电子层未成对电子为4，则BCD在第四周期，在第四周期中，原子序数相差2且未成对电子数分别为4、2的元素价电子排布为3d64s2、3d84s2，因原子序数B＞A，A－和B＋的电子相差为8，则A为F元素，B为K元素；
则C为Fe元素，D为Ni元素，故第一电离能最小的是K元素。
（4）从表中原子的第一至第四电离能可以看出，元素的第一、第二、第三电离能都较小，而第四电离能远大于第三电离能，所以原子最外层有3个电子，故为铝元素。
（5）同主族元素，从上往下第一电离能逐渐减小，所以其顺序是O＞S＞Se。
（6）镁原子的s轨道全充满，属于较为稳定的状态，第一电离能大于铝；
同周期从左向右，元素的第一电离能有增大趋势，故第一电离能Al＜Si；
从图中可看出，W为S元素，R为Cl元素，第一电离能S＜Cl。
【答案】
（1）N
（2）①Cl ②＜ （3）K （4）Al （5）O＞S＞Se （6）①＞ ②＜ ③＜
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。
下表给出了16种元素的电负性数值。
元素
H
Li
Be
B
C
F
电负性
2.1
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
Na
Mg
Al
P
Cl
K
0.9
1.2
1.8
0.8
（1）根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？
同周期元素的电负性与原子半径间有何关系？
【提示】 同主族元素核电荷数越大，电负性越小。
同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
（2）预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？
电负性最小的元素是哪种元素（放射性元素除外）?
【提示】 电负性最大的元素为F元素，电负性最小的元素为Cs元素。
（3）利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
【提示】 由于元素金属性强弱为K＞Ca＞Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。
电负性的应用
1．判断元素的金属性和非金属性
（1）金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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，金属元素越活泼；
非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
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．解释元素“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（如图所示）的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。
这可以由元素的电负性得到解释：
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。
它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；
Be（OH）2、Al（OH）3均属于难溶的两性氢氧化物；
B、Si的含氧酸都是弱酸等。
题组1 电负性及其递变规律
1．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对键合电子引力的大小
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
【解析】 同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，因此，电负性与原子结构有关。
【答案】 D
2．下列各组元素的电负性大小顺序正确的是（ ）
A．S＜N＜O＜F B．S＜O＜N＜F
C．Si＜Na＜Mg＜AlD．Br＜H＜Zn
【解析】 电负性的周期性变化和元素的金属性、非金属性的周期性变化是一致的。
同一周期从左到右元素的电负性增大；
同一主族从上到下电负性减小。
根据这一规律判断，可得出正确答案。
3．
（1）光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。
Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________。
（2）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型；
C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；
D元素最外层有一个未成对电子。
四种元素中电负性最大的是________（填元素符号）。
（3）CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为________。
（4）电负性N________O（用“＞”或“＜”填空）。
（5）Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________。
【解析】
（1）Zn和Ge为同周期元素，Ge在Zn的右边，因此Ge的电负性比Zn的强；
O为活泼的非金属元素，电负性强于Ge和Zn，因此三者电负性由大至小的顺序为O、Ge、Zn。
（2）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型，则A为O元素，B为Na元素；
C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍，则C为P元素，D为Cl元素；
非金属性越强，元素的电负性越大，则四种元素中电负性最大的是O元素。
（3）非金属性越强，则电负性越大，故H、C、O三种元素的电负性依次增大。
（4）同周期元素，原子序数越大，电负性越大，故电负性N＜O。
（5）Ni的外围电子排布为3d84s2,3d能级上有2个未成对电子。
第二周期中未成对电子数为2的元素有C、O，其中C的电负性小。
【答案】
（1）O＞Ge＞Zn
（2）O （3）H＜C＜O
（4）＜ （5）C
题组2 对角线规则
4．应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。
下列预测中不正确的是（ ）
①Be的氧化物可能具有两性
②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气
③At单质为有色固体，At不溶于水也不溶于稀硝酸
④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
⑤SrSO4是难溶于水的白色固体
⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体
A．①②③④B．②④⑥
C．①③⑤D．②④⑤
【解析】 由“对角线规则”知氧化铍与氧化铝性质相似。
铊不能与氢氧化钠溶液作用产生氢气。
锂燃烧只能生成氧化锂。
硒化氢的稳定性小于硫化氢。
5．仔细观察如下示意图：
回答下列问题：
（1）B原子的电子排布式为________，B元素位于元素周期表的第________周期________族。
（2）铍的最高价氧化物的水化物是________（填“酸性”、“碱性”或“两性”）化合物，证明这一结论的有关离子方程式是___________________。
（3）根据元素周期律知识，硼酸的酸性比碳酸________（填“强”或“弱”），理由是_________________________________________________________
____________________________________________________________。
【解析】
（1）B是5号元素，电子排布式为1s22s22p1。
（2）Be（OH）2与Al（OH）3的化学性质相似，差别在于Be的化合价是＋2价。
（3）B比C的非金属性弱。
【答案】
（1）1s22s22p1 二 第ⅢA
（2）两性 Be（OH）2＋2OH－===BeO
＋2H2O，
Be（OH）2＋2H＋===Be2＋＋2H2O
（3）弱 硼的非金属性比碳弱
6．在周期表中，同一主族元素化学性质相似。
目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。
据此请回答：
（1）锂在空气中燃烧，除生成________外，也生成微量的________。
（2）若已知反应Be2C＋4H2O===2Be（OH）2＋CH4↑，
则Al4C3与足量强碱溶液反应的离子方程式为
_____________________________________________________________。
（3）科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个实验证明，其方法是
______________________________________________________________。
【解析】
（1）根据对角线规则，锂与镁的化学性质相似。
在空气中除与O2作用生成Li2O外，还可与N2作用生成Li3N。
（2）由于Be、Al元素性质相似，依据所给信息有Al4C3＋12H2O===4Al（OH）3↓＋3CH4↑，当强碱过量时有Al（OH）3＋OH－===AlO
＋2H2O，合并得Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO
＋3CH4↑。
（3）根据离子化合物在溶于水或熔融时导电，而共价化合物熔融时不导电，可将BeCl2加热至熔融状态，若不导电则可证明BeCl2是共价化合物。
【答案】
（1）Li2O Li3N
（2）Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO
＋3CH4↑
（3）将BeCl2加热到熔融状态，如不能导电则证明BeCl2是共价化合物
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