第1章 第2节 第2课时 元素周期律-【成才之路·学案】2025-2026学年高中化学选择性必修2同步新课程学习指导(人教版)

018 课堂素养评价 1.(2024·河北张家口高二期末)前四周期中基态原子未成对电子最多的原子位于 A.s区 B.p区 C.d区 D.ds区 2.(2025·河北沧州高二期末)下列有关原子核外电子排布的说法，正确的是 A.基态铬原子的电子排布式为[Ar]3d44s2 B.原子结构示意图为 +8 2 6的原子，核外有2个未成对电子 C.在元素周期表中，非金属元素都在p区 D.同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多 3.（2025·浙江省湖州市高二期末)已知某元素+3价离子的电子排布式为1s22s22p3s23p3d,该 元素在周期表中的位置和所在区是 () A.第三周期第IB族；p区 B.第三周期第ⅢB族；ds区 C.第四周期第IB族；d区 D.第四周期第ⅢB族；f区 4.某元素原子的电子排布式为[Ar]3d4s24p',根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位 置关系，完成下列各题： (1)该元素处于元素周期表的第 周期，该周期的元素种数是 (2)该元素处于元素周期表的第 族，该族的非金属元素种数是 (3)试推测该元素处于元素周期表的 区，该区包含族的种类是 夯基提能作业 请同学们认真完成练案[4] 第2课时 元素周期律 学习目标 1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。 2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 3.了解元素周期律的应用价值。 学习任务一：探究原子半径周期性变化规律 一必备知识 1.原子半径的影响因素 (1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，原子半径 (2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就 ,原子半径 这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。 019 2.原子半径的递变规律0 (1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径 ①原子半径的周期性变化 (2)同主族：从上到下，能层数越多，半径 解释 日自学辨析 1)同周期：自左至右原子 半径逐渐减小，原因是随着 1.质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大。 原子序数的递增，电子间的 2.S2-的半径小于C1的半径。 ( 排斥作用的影响小于核对 3.原子序数小于18的主族元素原子中，Na原子半径最大，F原子半径 外层电子的吸引作用的 影响。 最小。 2)同主族：自上而下原子 4.Fe2+的半径大于Fe原子的半径。 半径逐渐增大，原因是随着 三课堂探究 电子层数依次增加，电子间 典例1：(2025·青岛高二检测)下列离子半径的大小顺序正确的是 排斥作用对原子半径的影 响大于核对外层电子的吸 引作用的影响。 ①Na*②X2-:1s22s22p3s23p6③Y2-:1s22s22p 3)过渡元素：同一周期自 ④Z:1s22s22p3s23p 左至右逐渐减小，但变化幅 A.③>④>②>① B.④>③>②>① 度不大。原因是增加的电 子都分布在(n-1)d轨道 C.④>③>①>② D.②>④>③>① 上，电子间的排斥作用与核 要点归纳：微粒半径大小比较规律② 对电子的吸引作用大致 微粒特点 比较方法 实例 相当。 核电荷数越大，半 同周期主族元素 r(Na)>r(Mg)>r(Al) ®粒子半径比较的一般思路 径越小 1)“一层”：先看能层数，能 原 电子的能层越多， 层数越多，一般微粒半径 同主族元素 r(F)<r(Cl)<r(Br) 半径越大 越大。 2)“二核”：若能层数相同， 一般电子的能层越 一般原子 r(S)>r(C) 则看核电荷数，核电荷数越 多，半径越大 大，微粒半径越小。 核外电子排布 核电荷数越大，半 3)“三电子”：若能层数、核 r(Na*)>r(Mg2+)>r(A3+) 电荷数均相同，则看核外电 相同 径越小 离 子数，电子数多的半径大。 通过电子数或核电 子 核 电子数和核电荷 荷数相同的微粒作 r(A13+)<r(02-)<r(S2-) 数均不同 荷 Na 参照物 数 相 核外电子数越多， 同种元素的原子和 r(CI-)>r(CI), 粒 半径越大；价态越 离子 r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+) 高，半径越小 举 对点训练1：（2025·湖南岳阳高二期末)下列离子化合物中，阴离子 半径与阳离子半径之比小于1的是 ( A.NaO B.KF C.KCI D.MgCL 020 学习任务二：电离能、电负性及其应用 一必备知识 1.电离能 (1)第一电离能： 原子失去一个电子转化为气态基态正离0 子所需要的 叫做第一电离能，通常用1表示。 (2)逐级电离能0 电离能 含义 马是在已经失去第一个电子 +1价气态正离子失去一个电子，形成+2价气态 的基础上再次失去一个电子 第二电离能(12) 所需要的最低能量，，同理。 正离子所需要的最低能量 当失去电子破坏了半满、全 第三电离能(13) +2价气态正离子再失去一个电子，形成+3价气 满、全空的最低能量状态时， 态正离子所需要的最低能量 所需要更多的电离能，例如 大小关系 同种原子的逐级电离能，12 13 Na1为496k·mo,2破 (3)第一电离能的变化规律 坏了全满状态增加到4562 ①每个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能 kJ·mo。 最后一种元素（稀有气体）的第一电离能 ,即一般来说， 随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈 趋势。 ② 同族中粒子半径 ②同族元素，从上到下第一电离能②逐渐 越大，核外电子 与原子核距离越 2.电负性③ 远，吸引力越小， (1)键合电子和电负性 越容易失去电子 ①键合电子：原子中用于形成 的电子。 第一电离能逐渐 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。 减小。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 (2)电负性衡量标准 目准确理解元素的电负性 以 的电负性为4.0和 的电负性为1.0作为相1)电负性描述的是原子对 对标准，得出了各元素的电负性（稀有气体未计）。 键合电子吸引力的大小，并 (3)电负性递变规律（一般来说） 不能把电负性的大小作为 衡量金属元素和非金属元 ①同一周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 素的绝对标准。 ②同族元素从上到下，元素的电负性逐渐 2)元素电负性的值是个相 二自学辨析 对的值，与原子结构无关， 1.第一电离能越大的原子失电子的能力越强。 没有单位。 3)电负性数值相同，元素 2.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量。（ 的非金属性或金属性不 3.第IA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅧA族元素的电负 定相同，如N和C1的电负 性从上到下逐渐增大。 性数值相同，但N的非金 4.同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。 () 属性弱于Cl。 5.根据化合物HCl、HCIO判断，H、Cl、0的电负性大小顺序为C1>0> H。 021 三课堂探究 类金属 典例2：(2025·湖南衡阳高二期末)主 族元素X、Y、Z、R的原子序数依次增 非 大，元素的某种性质递变规律如图所图 金 示。下列对应的元素和性质正确的是照 金属 1 A.原子半径：F、Cl、Br、I 金属的电负性一般小 R 于1.8且电负性越小 B.电负性：0、S、Se、Te 元素代号 金属性越强 C.第一电离能：Si、P、S、Cl D.最高正化合价：C、N、O、F 非金属电负性一般大 命要点归纳： 于18且电负性越大， 规 律 非金属性越强 1.第一电离能变化规律的特殊性© 1~36号元素第一电离能的变化如图所示。 类金属的电负性在 2500个月 18左右，既有金属 2000 性又有非金属性 4)电负性大于1.8的元素 1500 不一定为非金属元素。如 1000 FeCo Pb、Bi等金属元素的电负 Ti Cr 500 性为1.9。 Ga 024681012141618202224262830323436原子序数 5)1.7电负性之差判断化 1~36号元素第一电离能的变化 学键类型 实例 原因 离子键成键元素原 般 子的电负性差>1.7 当原子核外电子排布在能量相等 规 第ⅡA族和第VA族元素 共价键成键元素原 的轨道上形成全空(p°、d°、)、半 律 子的电负性差<1.7 的第一电离能比同周期的 相邻元素都高，如L1(Mg) 满(p、d、)和全满(p、d、4) Na 0 >I(A1),I(P)>I(S) 结构时，原子的能量较低，该元素 Na,O> 0.9.3.5 具有较大的第一电离能 3.5-0.9=2.6>1.7 2.电离能的应用 房光键 (1)比较元素金属性的强弱 ④第一电离能的比较方法 一般情况下，元素的第一电离能越小，金属原子越易失电子，元素 1)比较同一元素各级电离 的金属性越强。 能大小关系：先从微粒所带 电荷分析；再分析能层不同 (2)确定元素原子的核外电子层排布和元素的化合价 对电离能产生的影响。 某元素的逐级电离能若1，>11，最外层电子数为1，则该元素通常 2)不同元素电离能比较： 显+1价；若I3≥2>11，最外层电子数为2，则该元素通常显+2 先分析周期表中位置→再 运用元素周期律→注意 价；若14≥13>12>11，最外层电子数为3，则该元素通常显+3价。 ⅡA族和VA族的反常。 3.电负性的应用：判断元素的化合价⑤ ⑤电负性的大小可以用于化 (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 合物中化合价的判断如图： 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 Na H H NaH> 化合价为负值。 09 2.1 7 Na H得电子能力强 022 对点训练2：(2024·河北衡水高二期末)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态 Y原子有3个未成对电子，基态Z原子的价电子数等于其电子层数，这四种元素可形成离子化合 物[YX4]+[ZW4]ˉ。下列叙述正确的是 () A.氧化性：Y2>W, B.电负性：Y>X>Z C.Y的含氧酸一定是强酸 D.第一电离能：Y<W 课堂素养评价 1.(2025·河北邯郸高二期末)下列各组元素中，第一电离能大小次序不正确的是 A.Mg<Al B.S<P C.K>Cs D.Br<Cl 2.(2024·湖南郴州高二期末)X、Y、Z、W、P、Q为短周期元 ↑原子半径pm 素，其中Y的原子序数最小，它们的最高正价与原子半径 200- 关系如图所示。下列说法正确的是 ( 150 A.Y在元素周期表中位于p区 100 B.第一电离能：Z>P>Q>X 50 C.离子半径：P2->Q>W3 D.氧化物对应水化物的酸性：Q>P>Z +1+2+3+4+5+6+7化合价 3.(2025·安徽合肥高二期末)下列说法正确的是 ( A.24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p3s23p3d14s B.最外层电子排布式为s的基态原子所对应元素一定是金属元素 C.原子半径：P>S>Cl D.电负性：Br>Cl>F 4.(2024·河北保定高二期末)氟化钠主要应用在涂装工业中作磷化促进剂、农业杀虫剂、防腐剂等 各个领域。下列说法中正确的是 ( A.离子半径大小关系：r(Na)>r(F-) B.实验室盛放NaF溶液或Na,CO,溶液，可以用带玻璃塞的试剂瓶保存 C.一般来说，同族元素从上到下元素电负性逐渐变小，第ⅦA族中氟的电负性最大 D.基态钠原子中，其电子占据的最高能层的符号是N 5.回答下列问题： (1)离子半径：F (填“大于”“等于”或“小于”)02。 (2)Li与H具有相同的电子结构，r(Li+)小于r(H),原因是 (3)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn,GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、0的 电负性由大至小的顺序是 (4)在周期表中，与i化学性质最相似的邻族元素是 夯基提能作业 请同学们认真完成练案[5]4.(1)四18(2)ⅢA1(3)pⅢA~MA族、0族 【解析】(1)根据该元素原子核外有4个电子层容纳了电 子，可知该元素处于第四周期，该周期共有18种元素。(2)该 元素位于第ⅢA族，该族只有一种非金属元素—硼。(3)根 据价电子排布式4s24p可以确定该元素位于p区，该区所包 括族的种类是ⅢA~MA族0族。 第2课时元素周期律 学习任务一 一、必备知识 1.(1)越大(2)越大越小 2.(1)越小(2)越大 二、自学辨析 l.V提示：质子数相同的不同单核粒子，如Na与Na,前者半 径大于后者，即电子数越多半径越大。 2.×提示：S2与Cˉ电子层结构相同，核电荷数越大，半径越 小，故s2->Cl。 3.×提示：短周期元素中氢原子的半径最小。 4.×提示：Fe2+与Fe核电荷数相同，电子数不同，电子数越多 半径越大，故Fe2+的半径小于Fe。 三、课堂探究 典例1：D由核外电子排布式可知，②③④三种离子分别是 S2、02、C1,能层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半 径越小：能层越多，离子半径越大，则离子半径大小顺序为 ②>④>③>①。 对点训练1：B阴离子半径与阳离子半径之比小于1，说明阴离 子半径小于阳离子半径。氧离子半径大于钠离子半径，故A 不符合题意；氟离子半径小于钾离子半径，故B符合题意；氯 离子半径大于钾离子半径，故C不符合题意：氯离子半径大于 镁离子半径，故D不符合题意。 学习任务二 一、必备知识 1.(1)气态基态最低能量(2)<< (3)①最小最大增大②变小 2.(1)①化学键②键合电子越大(2)氟锂 (3)①变大②变小 二、自学辨析 1.×提示：元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越 难失去电子。 2.×提示：第一电离能是基态的气态原子失去核外第一个电 子转化为气态基态正离子需要的最低能量。 3.×提示：同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小。 4.×提示：电负性研究原子对键合电子的吸引力大小，稀有气 体很少形成共价键，故不做研究。 5.×提示：0>Cl>H。 三、课堂探究 典例2：C根据图示，随着原子序数递增，元素性质总体呈增大 趋势，但是Y元素出现“反常”。F、Cl、Br、I的原子半径依次 增大，与图像不符，A项不选；O、S、Se、Te的电负性依次减小， 与图像不符，B项不选；Si、P,S、C的第一电离能呈增大趋势， 但P的3p能级电子排布是半充满的，比较稳定，第一电离能 高于同周期相邻元素，与图像相符，C项选；氧没有最高正化 合价，氟没有正价，与图像不符，D项不选。 16 对点训练2：B短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增 大，基态Y原子有3个未成对电子，Y为氮：能形成[YX4]+离 子，则X为氢：基态Z原子的价电子数等于其电子层数，则其 为13号元素铝，能形成离子[ZW,],则W为氯；氮气化学性 质稳定，氮气的氧化性小于氯气，A错误：N与H组成的化合 物N显负价，故电负性N>H,非金属的电负性大于金属，故 电负性：N>H>Al,B正确；HNO2为弱酸，不是强酸，C错误； 同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，且N的2p轨 道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，第一 电离能：Cl<N,D错误。 课堂素养评价 1.A同周期主族元素，从左到右随原子序数增大，第一电离能 呈增大趋势，Mg的3p能级为全空结构，能量较低，第一电离 能高于A1,故A错误；同周期主族元素，从左到右随原子序数 增大，第一电离能呈增大趋势，P的3p能级为半满结构，能量 较低，第一电离能高于S,故B正确：同主族自上而下，第一电 离能减小，所以第一电离能K>Cs,故C正确；同主族自上而 下，第一电离能减小，所以第一电离能Br<Cl,故D正确。 2.C由题干图示信息可知，X为+1价，原子半径最大，故X为 Na,Y为+2价，原子序数最小，Y为Be,Z为+4价，原子半径 大于Y,故Z为Si,W为+5价，原子半径小于Y,W为N,P为 +6价，则P为S,Q为+7价，则Q为C,据此分析解题。Y为 Be,故Y在元素周期表中位于s区，A错误；X为Na、Z为Si、P 为S、Q为①，为同一周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋 势，故第一电离能Cl>S>Si>Na即Q>P>Z>X,B错误；W 为N、P为S、Q为Cl,离子半径为S2->Cl>N-即P2->Q >W3-,C正确；Q为C1、P为S、Z为Si,其最高价氧化物对应 水化物的酸性为HCO4>H2SO4>H2Si03即Q>P>Z,但不是 最高价氧化物对应水化物的酸性则无此规律，如H,S04> HClO,D错误。 3.C4C原子半充满稳定性更好，其核外电子排布式为 1s22s22p3s23p63d4s,故A错误：最外层电子排布式为ns的 基态原子可能是氢元素，也可能是金属元素，故B错误；Cl、S、 P位于同一周期，原子序数越大原子半径越小，则原子半径： P>S>l,故C正确：同主族从上到下元素的电负性逐渐增 大，故电负性：Br<Cl<F,故D错误。 4.C钠离子和氟离子核外电子层结构相同，核电荷数越大离子 半径越小，故离子半径r(Na)<r(Fˉ)，故A错误；氟化钠水 解产生氢氟酸，玻璃中的二氧化硅能和氢氟酸反应，Na2CO3 溶液水解呈碱性，故均不可以用带玻璃塞的试剂瓶保存，故B 错误；同族元素从上到下元素电负性逐渐变小，第ⅦA族中氟 的电负性最大，故C正确：基态钠原子中，其电子占据的最高 能层的符号是M,故D错误。 5.(1)小于(2)锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸 引力较大，因此i的半径小于H(3)0>Ge>Zm (4)Mg 【解析】(1)F-和O2-电子层结构相同，但是核电荷数：F> 0,则离子半径：F-<O。(2)电子层结构相同的离子，核内 质子数越多，对电子吸引力越大，则离子半径越小。(3)元素 非金属性：Zn<Ge<O,元素的非金属性越强，吸引电子的能 力越强，元素的电负性越大，故电负性：0>Ge>Zn。(4)根据 对角线规则，与ⅵ化学性质最相似的邻族元素是镁。 0