第一章 第二节 第2课时 元素周期律（教参Word）-2022-2023学年高二新教材化学选择性必修2【勤径学升·同步练测】（人教版）

第2课时　元素周期律 学习目标 核心素养 1.能说出元素电离能、电负性的含义。 2.能应用元素的电离能解释元素的某些性质。 3.了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化规律。 4.具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。 1.宏观辨识与微观探析：通过原子半径、电离能、电负性的变化规律,建立“位—构—性”的本质关联。 2.变化观念与平衡思想：把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质,丰富了元素周期表在过渡元素等领域的应用价值。 [对应学生用书第15页] 一、原子半径 1.影响原子半径大小的因素 （1）电子的能层数：电子的能层越多,电子之间的排斥作用使原子的半径增大。 （2）核电荷数：核电荷数越大,核对电子的吸引作用就越大,使原子的半径减小。 2.原子半径的递变规律 1.下列各组元素中,原子半径依次减小的是（　　） A.Mg、Ca、Ba B.I、Br、Cl C.O、S、Na D.C、N、B 答案　B 二、电离能 1.第一电离能 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,符号：I1,单位：kJ·mol－1。 2.规律 （1）同周期：第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小,最后一种（稀有气体）元素的第一电离能最大,总体呈现从小到大的变化趋势。 （2）同族元素：从上到下第一电离能变小。 （3）同种原子：逐级电离能越来越大（即I1＜I2＜I3……）。 2.下列说法中不正确的是 （　　） A.同族元素,随着电子层数的增加,I1逐渐增大 B.同周期元素,随着核电荷数的增加,I1总体呈增大的趋势 C.通常情况下,电离能：I1＜I2＜I3 D.电离能越小,元素的金属性越强 答案　A 三、电负性 1.电负性概念 （1）键合电子：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.电负性衡量标准 电负性是由美国化学家鲍林提出的,他以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。 3.电负性递变规律 （1）同一周期,从左到右,元素的电负性逐渐增大。 （2）同一主族,从上到下,元素的电负性逐渐减小。 4.电负性的应用——判断金属性和非金属性强弱 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。 3.下列各组元素按电负性大小排列正确的是 （　　） A.F＞N＞O B.O＞Cl＞F C.As＞P＞N D.Cl＞S＞As 答案　D [对应学生用书第16页] 要点一　微粒半径的大小比较 1.同一周期原子半径自左至右逐渐减小,同一周期（如第三周期）离子半径是否逐渐减小？ 提示　否。 2.同一主族原子半径自上而下逐渐增大,同一主族离子半径是否逐渐增大？ 提示　是。 3.（1）若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构,则离子半径从大到小的顺序为　　　　　　　　。  （2）这四种元素对应的原子半径从大到小的顺序为　　　　　　　　。  提示　（1）C3－＞D－＞B＋＞A2＋　（2）B＞A＞C＞D 1.粒子半径大小比较 原 子 半 径 同周期元素,随着原子序数递增,其原子半径逐渐减小（稀有气体除外）。例如：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl） 同主族元素,随着电子层数递增,其原子半径逐渐增大。例如：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs） 续表 离 子 半 径 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。例如：r（Cl－）＞r（Cl）,r（Fe）＞r（Fe2＋）＞r（Fe3＋） 电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,半径越小。例如：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋） 带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。例如：r（Li＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Rb＋）＜r（Cs＋）,r（O2－）＜r（S2－）＜r（Se2－）＜r（Te2－） 核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。例如,比较r（K＋）与r（Mg2＋）可选r（Na＋）为参照：r（K＋）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋） 2.“三看”法比较粒子半径大小 （1）“一看层”：先看电子层数,电子层数越多,一般微粒半径越大。 （2）“二看核”：若电子层数相同,则看核电荷数,核电荷数越大,微粒半径越小。 （3）“三看电子”：若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。 对微粒半径的认识误区