第1章 第2节 第1课时 元素周期律（教师用书word）-2022-2023学年新教材高中化学必修第二册【精讲精练】鲁科版

第2节　元素周期律和元素周期表 第1课时　元素周期律 新课程标准 核心素养 1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 2．了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化。 3．认识元素周期律。理解元素周期律的实质。 1．宏观辨识与微观探析 能从原子结构说明同类物质的共性和不同类物质性质差异及其原因，解释同类的不同物质性质变化的规律。 2．证据推理与模型认知 结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律；能理解、描述元素周期律的认知模型，并运用于理论模型解释或推测物质的组成、结构、性质与变化。 3．科学探究与创新意识 能根据文献和实际需要提出综合性的探究课题，根据假设提出多种探究方案，评价和优化方案，能用数据、图表等处理实验信息。 知识点一　最外层电子排布规律和原子半径的变化规律 1．原子序数 (1)含义：元素在元素周期表中的序号。 (2)与其他量的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 2．最外层电子排布规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时 的最外层电子数 1～2 1 1―→2 2 3～10 2 1―→8 __8__ 11～18 3 1―→8 __8__ 结论：随着原子序数的递增，元素原子的__最外层电子数__呈现周期性变化 3．原子半径的变化规律 原子序数 原子半径的变化 3～9 0.134 nm―→0.071 nm __大__―→__小__ 11～17 0.154 nm―→0.099 nm __大__―→__小__ 结论：随着原子序数的递增，元素的__原子半径__呈现周期性变化 [思考探究] 1．同周期元素的原子半径为什么从左到右依次减小？ 提示　同周期元素的原子电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增大，原子核对外层电子的吸引力依次增强，所以原子半径依次减小。 2．(1)Ca、Cl、Br、Mg原子的半径由小到大的顺序如何排列？ (2)Ca2＋、Cl－、Br－、Mg2＋的半径由小到大如何排列？ 提示　(1) 原子 Ca Br Mg Cl 电子层数 4 4 3 3 核电荷数 20 35 12 17 由此可以判断原子半径由小到大的顺序为r(Cl)<r(Mg)<r(Br)<r(Ca)。 (2)根据离子半径比较的规律可知，Ca2＋、Cl－、Br－、Mg2＋的半径由小到大的顺序为r(Mg2＋)<r(Ca2＋)<r(Cl－)<r(Br－)。 [归纳提升] 粒子半径大小的比较 1．相同电子层数——“序大径小” (1)规律：电子层数相同，同周期从左往右(稀有气体除外)，原子半径逐渐减小。 (2)举例：电子层数均为三层的原子：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 2．相同最外层电子数——“序大径大” (1)规律：同一主族元素原子最外层电子数相同，从上到下，原子半径逐渐增大。 (2)举例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)。 3．相同元素 (1)同种元素的原子和离子半径——“阴大阳小，原子中间” 某原子与其离子半径的比较：其阴离子半径大于原子半径，阳离子半径小于原子半径。如：r(Na＋)<r(Na)；r(Cl－)>r(Cl)。 (2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小” 所带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)。 4．相同结构——“序大径小” (1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 (2)举例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 1．下列微粒半径的比较中，正确的是(　　) A．r(Na＋)>r(Na)　　　 B．r(Cl－)>r(Cl) C．r(Ca2＋)>r(Cl－) D．r(Mg)>r(Na) 解析　同一种元素：r阳离子<r原子<r阴离子，A项错误，B项正确；Ca2＋和Cl－核外电子排布相同，因原子序数Ca>Cl，则半径r(Ca2＋)<r(Cl－)，C项错误；Na和Mg两种原子的核外电子层数相同，因原子序数Mg>Na，故半径r(Mg)<r(Na)，D项错误。 答案　B 2．下列粒子半径之比大于1的是(　　) A. B． C. D． 解析　Al、Na电子层数相同，核电荷数前者大，则r(Al)<r(Na)，A项错误；C、Si电子层数后者大，则r(C)<r(Si)，B项错误；F－、Mg2＋具有相同电子层结构，核电荷数越大，半径越小，则>1，C项正确；同种元素的阳离子半径小于原子半径，则<1，D项错误。 答案　C 3．(双选)已知1～20号元素的离子aA2＋、bB