1.2 第2课时 元素周期律 -2025-2026学年高二下学期化学人教版选择性必修2

聚焦元素周期律，系统讲解原子半径、第一电离能、电负性的递变规律及应用，从原子结构切入，通过同周期与同主族对比，搭建“结构-性质”学习支架，衔接前后知识脉络。 其亮点是以典例分析和金题训练为载体，如通过“三看法”比较半径、电离能数据推断化合价等实例，培养科学思维中的证据推理能力，强化结构决定性质的化学观念，助力学生深化理解，也为教师提供系统教学资源。

高二化学选择性必修二学案（按编号保存） ☆☆努力学习是成功的基础，持之以恒是成功的保障☆☆ ( 班别：高 二 _______ 班 姓名： __________________ 组别：第 _______ 组 装订线内不要答题 ----------------------------------------- 装 ------------------------------------ 订 ------------------------------------------ 线 --------------------------- )第一章第二节第2课时 元素周期律 编号 06 【学习目标】1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、电负性的相对大小。 1、 原子半径 1.规律 同周期：从左→右， 增加，原子半径逐渐 。 同主族：从上→下，核电荷数增加，原子半径逐渐 。 2.影响因素 3. 方法 一看能层数： 越多，半径越 （层多径大） 二看原子序数：能层数相同时，核电荷数越大，半径越 （同层序大径小） 三看核外电子数：电子层和核电荷数相同时， 越多，半径越 （同层价高径小） 【典例分析1】 【思考】核电荷数、能层数均不同的离子，该怎么比较离子半径大小？ r(Al3+) r(O2-) r(S2-) 【例题】下列各组粒子不是按半径逐渐增大的顺序排列的是(　　) A、 Na、K、Rb B、 F、Cl、Br C、 Mg2+、Al3+、Zn2+ D、 Cl-、Br-、I- 2、 电离能 1.第一电离能 (1)概念： 失去一个 转化为气态基态 所需要的最低能量叫做第一电离能，符号：I1，单位：kJ·mol-1。 (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 ，原子越 一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。 (3)第一电离能的变化规律 ①同周期元素： ，第一电离能整体呈现 趋势。 族元素第一电离能最小， 元素第一电离能最大。 原因分析：同周期元素原子的电子层数相同，随核电荷数 ，原子核对核外电子的吸引力 ，失电子能力逐渐 ，第一电离能逐渐增大。 反常： 。 原因分析：ⅡA＞ⅢA：B和Al第一电离能失去的是 能级的电子，E(ns)＜E(np)， np能级的电子 ，则 稳定，容易失去电子，第一电离能较低。 ⅤA＞ⅥA：N和P的电子排布是 ，较 ，难失去电子，第一电离能较高。 ②同主族元素：从上到下第一电离能逐渐 。原因分析：同主族元素的 相同，自上而下原子半径逐渐 ，原子核对外层电子的吸引力逐渐 ，失电子能力逐渐 ，第一电离能逐渐减小。 ③过渡元素：第一电离能的变化不太规则。 2.逐级电离能 (1)第二电离能：气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需最低能量。第三、第四、第五电离能依此类推。 M(g)===M+(g)+e-　I1(第一电离能) M+(g)===M2+(g)+e-　I2(第二电离能) M2+(g)===M3+(g)+e-　I3(第三电离能) …… (2)逐级电离能的变化规律 同一元素的逐级电离能逐渐 ，即I1<I2<I3<…… 3.电离能的应用 (1)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的 越强；I1越小，元素的 越强。 (2)确定元素的化合价 若电离能在 In 与 In+1 之间发生突变，则原子的主要化合价为 ，（例：Na：I2≫I1 ，+1价），化合价数 = 。 (3)确定元素原子的核外电子层排布 如Li的逐级电离能I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L层)上，且最外层只有一个电子。 【典例分析2】 1.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示)。 I I1 I2 I3 I4 …… R 740 1500 7700 10500 …… 下列关于元素R的推断，错误的是(　　) A、R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B、R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C、R元素的最高正化合价为+2价 D、R元素的第一电离能大于同周期相邻元素的 2.根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol-1)，判断下列说法不正确的是(　　) 元素代号 I1 I2 I3 I4 Q 2 080 4 000 6 100 9 400 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 A.Q元素可能是0族元素 B.R和S均可能与U在同一主族 C.U元素可能在元素周期表的s区 D.原子的价层电子排布式为ns2np1的可能是T元素 2.如表，为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述正确的是(　　) A. W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能 B. X元素的第一电离能小于Z元素的第一电离能 C. p能级未成对电子最多的是W元素 D. X元素是同周期中第一电离能最大的元素 3、 电负性 1.键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子。 2.电负性 (1)概念：用来描述不同元素的原子 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。 (2)电负性大小的标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准。 3.电负性的递变规律（电负性与原子结构 ，但第一电离能与原子结构 。） 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性、非金属性强弱 (2)判断化合物中元素化合价的正负 电负性 的元素显 ，电负性 的显 。 （3）判断化学键的类型 电负性相差 1.7 键 离子化合物 特例：NaH 差为1.2 电负性相差 1.7 键 共价化合物 特例：HF 差为1.9 成键原子的电负性 越大，键的极性越 。 如 极性：H－F > H－Cl > H－Br > H－I （4）解释对角线规则 的电负性 ，说明它们对键合电子的吸引力相当，故表现出的性质 。 【典例分析3】 1.正误判断 (1)电负性越大的元素，非金属性越强(　　) (2)电负性越大的元素，第一电离能越大(　　) (3)电负性之差大于1.7的元素一定都形成离子化合物(　　) (4)电负性之差小于1.7的元素一定都形成共价化合物(　　) (5)元素间的电负性差值越大，形成的共价键极性就越强(　　) 对 Na、Mg、Al 的有关性质的描述中，错误的是(　　) A. 金属性：Na＞Mg＞Al B. 第一电离能：Na＜Mg＜Al C. 电负性：Na＜Mg＜Al D. 还原性：Na＞Mg＞Al 2.已知部分元素的电负性数据如表，下列判断错误的是(　　) 元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge 电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3.0 1.8 A.Mg电负性的最小范围为1.0~1.5 B.Ge既具有金属性，又具有非金属性 C.Be和Cl可形成共价键 D.O和F形成的化合物中O显正价 3.(2024·河北承德高二期中)已知X元素和Y元素同周期，且电负性：X>Y，下列说法错误的是(　　) A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B.第一电离能：Y可能大于X C.最高价含氧酸的酸性：X<Y D.简单气态氢化物的稳定性：Y<X 【金题训练】 2.(1)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)：I1(Li)>I1(Na)，原因是　　　　　　　　　　　。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是　　　　 　　　　。  (2)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能：I1(Zn)　　　　(填“大于”或“小于”)I1(Cu)，原因是　　　　　　　　　　　。  (3)Mn与O元素第一电离能较大的是　　　　。  ( 1 ) 学科网（北京）股份有限公司 $