第一章 第二节 第2课时 元素周期律-【金版新学案】2025-2026学年高中化学选择性必修2同步课堂高效讲义教师用书word（人教版，单选）

第2课时　元素周期律 [学习目标]　1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。　2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱。　3.能列举元素周期律的应用。 任务一　原子半径 1.影响原子半径大小的因素 电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大；核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。 2.原子半径的递变规律 研究对象 半径递变规律 主要影响因素 同主族 元素 自上而下，随着原子序数的逐渐增大，原子半径逐渐增大 能层数 同周期主 族元素 自左至右，随着原子序数的逐渐增大，原子半径逐渐减小 核电荷数 [交流研讨]　(1)是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径？ 提示：不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如Li的原子半径大于Cl的原子半径。 (2)若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。 ①四种元素在元素周期表中的相对位置如何？ 提示：短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，A在B的后面，C在D的前面，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。 ②原子序数从大到小的顺序是什么？ 提示：a＞b＞d＞c。 ③离子半径由大到小的顺序是什么？ 提示：C3－＞D－＞B＋＞A2＋。 1.正误判断 (1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同。 提示：×，核外能层结构相同的单核粒子，核电荷数越大，半径越小。 (2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大。 提示：√。 (3)各元素的原子半径总比其离子半径大。 提示：×，各元素的原子半径比其阳离子半径大，比其阴离子半径小。 (4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小。 提示：×，同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，离子半径要分阴离子或者阳离子。 2.比较下列微粒半径大小，用“＞”或“＜”填空。 (1)Na　　　　Mg　　　　Cl (2)Li　　　　Na　　　　K (3)Na＋　　　　Mg2＋　　　　Al3＋ (4)F－　　　　Cl－　　　　Br－ (5)Cl－　　　　O2－　　　　Na＋　　　　Mg2＋ 答案：(1)＞　＞　(2)＜　＜　(3)＞　＞　(4)＜　＜　(5)＞　＞　＞ 解析：(1)Na、Mg、Cl为同周期主族元素，核电荷数越大，原子半径越小，则原子半径：Na＞Mg＞Cl； (2)Li、Na、K为同主族元素，核电荷数越大，原子半径越大，则原子半径：Li＜Na＜K； (3)Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋； (4)F－、Cl－、Br－的离子核外电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：F－＜Cl－＜Br－； (5)Cl－的核外电子层数最多，而O2－、Na＋、Mg2＋的离子结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Cl－＞O2－＞Na＋＞Mg2＋。 题后总结 粒子半径比较的一般思路：“三看” 1.“一看电子层”：能层数越多，一般微粒半径越大 2.“二看核电核数”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小 3.“三看核外电子数”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大 学生用书⬇第15页 任务二　电离能 1.元素第一电离能 (1)概念：气态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，符号：I1。 (2)元素第一电离能变化规律 ①每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势； ②同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。 2.逐级电离能 气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 3.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跃。 (3)确定元素的化合价：如果≫，即电离能在In与之间发生突跃，则元素的原子易形成＋n价离子。 [交流研讨]　钠、镁、铝逐级电离能 元素 Na Mg Al 电离能(kJ·mol－1) I1 496 738 578 I2 4 562 1 451 1 817 I3 6 912 7 733 2 745 I4 9 543 10 540 11 575 (1)为什么原子的逐级电离能越来越大？ 提示：由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子，核电荷数未变而电子数变少，半径变小，核对外层电子的吸引作用增强，使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。 (2)这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 提示：电离能在In与之间发生突跃，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。 (3)元素原子逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变，说明核外电子排布具有怎样的特点？ 提示：说明核外电子是分层排布的。 1.正误判断 (1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强。 提示：×，第一电离能越大的原子失电子的能力越弱。 (2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小。 提示：√。 (3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大。 提示：×，铝的第一电离能比镁的第一电离能小。 (4)H的第一电离能大于C的第一电离能。 提示：√。 (5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大。 提示：×，稀有气体的电离能更大。 2.根据表中四种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题： 学生用书⬇第16页 元素代号 I1 I2 I3 I4 R 500 4 600 6 900 9 500 S 740 1 500 7 700 10 500 T 580 1 800 2 700 11 600 U 420 3 100 4 400 5 900 (1)在周期表中，最可能处于同一族的是　　　　(填字母，下同)。 A.U和R B.S和T C.T和U D.R和T (2)下列离子的氧化性最弱的是　　　　。 A.S2＋ B.R＋ C.T3＋ D.U＋ (3)T元素最可能是　　　　区元素，其氯化物的化学式为　　　　　。 (4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明了原子核外　　　　　　　　　　　　，如果U元素是短周期的元素，你估计它的第二次电离能飞跃数据将是第　　　　个。 (5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是　　　　　，其中元素　　　　　的第一电离能反常高的原因是　　　　　　　。 答案：(1)A　(2)D　(3)p　TCl3　(4)电子分层排布，各能层能量不同　10　(5)R＜S＜T　S　S的第一电离能失去的是s能级的电子，其s能级为全充满稳定结构，能量较低，故第一电离能反常高 解析：由表中数据可以看出，R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现＋1价，最外层电子数为1，二者位于同一族，S的第一、第二电离能较小，第三电离能剧增，故表现＋2价，最外层电子数为2，T的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现＋3价，最外层电子数为3。 (1)以上四种元素中，最可能为同族元素的是R和U，故填A； (2)电离能最小，离子的氧化性最弱，从表中数据可以看出，U的电离能最小，则U＋氧化性最弱，故填D； (3)T元素的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现＋3价，最可能为p区元素，其氯化物的化学式为TCl3； (4)根据表中数据可以看出，每失去一个电子，所吸收的能量不同，从侧面证明了原子核外电子分层排布，各能层能量不同；如果U为短周期元素，根据表中数据可知其为第ⅠA族元素，且原子序数大于4，为Na，第二次电离能飞跃是在失去最内层电子时，即第10个电子时出现电离能飞跃； (5)R元素最外层电子数为1，S元素最外层电子数为2，T元素的最外层电子数为3。若R、S、T是同周期的3种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是R＜S＜T，其中由于S的第一电离能失去的是s能级的电子，其s能级为全充满稳定结构，能量较低，故第一电离能反常高。 任务三　电负性 1.电负性的概念与意义 (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。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 2.递变规律 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。 3.应用 (1)判断元素的金属性和非金属性强弱 (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。 [交流研讨]　(1)按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？ 提示：根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上方，电负性最小的元素位于周期表的左下方。 (2)电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？ 提示：元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。 学生用书⬇第17页 1.正误判断 (1)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。 提示：√。 (2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。 提示：√。 (3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。 提示：×，同一周期电负性最大的元素为第ⅦA族元素。 2.元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F H 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1 元素 Mg N Na O P K Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8 (1)估计钙元素的电负性的取值范围：　　　　＜γ＜　　　　。 (2)请指出下列化合物中显正价的元素：NaH：　　、NH3：　　　、CH4：　　、ICl：　　　　　　　。 答案：(1)0.8　1.2　(2)Na　H　H　I 解析：同周期从左到右，主族元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小。 (1)结合电负性变化规律和元素周期表知，电负性大小：K＜Ca＜Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8＜γ＜1.2。 (2)电负性数值小的元素在化合物中显正价，NaH、NH3、CH4、ICl中电负性数值小的元素分别是Na、H、H、I。 1.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是(　　) A.钾的第一电离能小于钠的，故钾的金属性强于钠 B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大 C.最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D.对于同一种元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3＜…… 答案：B 解析：A项，同一主族从上到下，元素的第一电离能越来越小，金属性越来越强，正确；B项，同周期的第ⅡA族与第ⅤA族元素，第一电离能出现了反常，错误；C项，价电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子为稀有气体原子，第一电离能较大，正确；D项，同一种元素原子的电离能I1＜I2＜I3，正确。 2.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 解析：一般来说，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，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，D项错误。 3.下列说法不正确的是(　　) A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大 B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点 答案：A 解析：同主族自上而下元素的电负性逐渐减小，则第ⅠA族和第ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小，A项错误；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点，D项正确。 4.已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，D的阳离子与B的阴离子具有相同的电子层结构，D的化合价为＋1，B、C均可分别与A形成10电子分子，B、C属同一周期，两者可以形成许多种共价化合物，C、F属同一主族，B原子最外电子层的p能级上的电子处于半充满状态，C的最外层电子数是内层电子数的3倍，E最外层电子数比最内层多1，请用具体的元素回答下列问题： (1)E元素基态原子电子排布式为　　　　　　　。 (2)用电子排布图表示F元素原子的价层电子排布：　　　　　　　　　　。 (3)F、G元素的最高价含氧酸中酸性较强的分子式为　　　　。 (4)离子半径：D＋　　　　B3－，第一电离能：B　　　　C，电负性：C　　　　F(填“＜”“＞”或“＝”)。 (5)A、C形成的一种绿色氧化剂X有广泛应用，X分子中A、C原子个数比为1∶1，X的电子式为　　　　　　，试写出Cu、稀硫酸与X反应制备硫酸铜的离子方程式：　　　　　　　。 (6)写出E的最高价氧化物对应的水化物与D的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式：　　　　　　　　　　　　　。 答案：(1)1s22s22p63s23p1 (2) (3)HClO4 (4)＜　＞　＞ (5)H︰︰︰H　Cu＋H2O2＋2H＋Cu2＋＋2H2O (6)NaOH＋Al(OH)3Na[Al(OH)4] 解析：已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，则A为氢元素；B、C均可分别与A形成10电子分子，两者可以形成许多种共价化合物，B、C属同一周期，则它们都是第二周期元素，B原子最外电子层的p能级上的电子处于半充满状态，C的最外层电子数是内层电子数的3倍，则B为氮元素、C为氧元素；D的阳离子与B的阴离子具有相同的电子层结构，D的化合价为＋1价，则D为钠元素；E最外层电子数比最内层多1，则E为铝元素；C、F属同一主族，则F为硫元素，G为氯元素。从而得出A、B、C、D、E、F、G分别为H、N、O、Na、Al、S、Cl。 (1)由分析可知，E为13号元素铝，则E元素基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p1； (2)F为16号元素硫，其电子排布式为1s22s22p63s23p4，用电子排布图表示F元素原子的价层电子排布为； (3)F、G分别为S、Cl，S、Cl元素为同周期元素，非金属性S比Cl弱，它们的最高价含氧酸中酸性较强的为高氯酸，分子式为HClO4； (4)B、C、D、F分别为N、O、Na、S。Na＋与N3－的电子层结构相同，但Na的核电荷数大于N，所以离子半径：Na＋＜N3－，N原子的2p轨道半充满，所以第一电离能：N＞O；O、S为同主族元素，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，则电负性：O＞S； (5)X分子中A、C原子个数比为1∶1，则X为H2O2，X的电子式为H︰︰︰H；Cu、稀硫酸与H2O2反应，生成硫酸铜和水，离子方程式为Cu＋H2O2＋2H＋Cu2＋＋2H2O； (6)D、E分别为Na、Al，则Na、Al的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为NaOH＋Al(OH)3Na[Al(OH)4]。 学科网（北京）股份有限公司 $