第1章 第2节 第2课时 元素周期律-【新课程学案】2025-2026学年高中化学选择性必修2教师用书word（人教版 单选版）

第2课时　元素周期律 新知探究(一)——原子半径 1.影响因素 2.递变规律(主族元素) (1)同周期:从左到右,核电荷数越大,原子半径越小。 (2)同主族:从上到下,电子层数越多,原子半径越大。 3.单原子微粒半径的比较 (1)同主族带相同电荷的原子或离子:能层数越多,半径越大。例如:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+),r(O)<r(S)<r(Se)<r(Te)。 (2)能层结构相同的离子:核电荷数越大,半径越小,即“序大径小”。例如:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 (3)核电荷数、能层数均不同的离子: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+)。 (4)同种元素的离子半径: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+)。 应用化学　 　　含锂材料在生活中广泛应用,如各种储氢材料(Li2NH等)、便携式电源材料(LiCoO2等);Li和Li作核反应堆最佳热载体LiH和LiD用作高温堆减速剂。 比较Li+和H-的半径大小?比较依据是什么? 提示:r(H-)>r(Li+);两种微粒的核外电子排布相同,锂离子的原子序数大,所以半径小。 [题点多维训练] 1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)能层数越多,原子半径一定越大 (×) (2)核外电子层结构相同的单核粒子,半径相同 (×) (3)质子数相同的不同单核粒子,电子数越多,半径越大 (√) (4)各元素的离子半径总比其原子半径小 (×) (5)同周期元素从左到右,原子半径、离子半径均逐渐减小 (×) 2.下列微粒半径大小比较正确的是 (　　) A.Na+<Mg2+<Al3+<O2- B.S2->Cl->Na+>Al3+ C.Na<Mg<Al<Si D.Cs<Rb<K<Na 解析:选B　四种离子核外电子排布相同,核电荷数越大,半径越小,r(Al3+)<r(Mg2+)<r(Na+)<r(O2-),故A错误;S2-与Cl-,Na+与Al3+的核外电子排布分别相同,S2-和Cl-比Na+和Al3+多一个电子层,微粒半径大,核外电子排布相同,核电荷数越大,半径越小,故r(S2-)>r(Cl-)>r(Na+)>r(Al3+),故B正确;微粒电子层数相同,核电荷数越大,半径越小,应为r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si),故C错误;微粒为同一主族,电子层数越多,原子半径越大,应为r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na),故D错误。 3.下列离子半径的大小顺序正确的是 (　　) ①Na+　　 　　　②X2-:1s22s22p63s23p6 ③Y2-: 2s22p6 　　④Z-:3s23p6 A.③>④>②>①　　　 B.④>③>②>① C.④>③>①>② D.②>④>③>① 解析:选D　 由核外电子排布式可知, ②、③、④三种离子分别是S2- 、O2-、Cl-,电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,则有②>④,③>①;电子层数越多,半径越大,则大小顺序为②>④>③>①。 4.下列各组微粒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- 解析:选C　同主族元素,从上到下,原子半径(或离子半径)逐渐增大,故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大;能层数相同,核电荷数越大半径越小,Mg2+、Al3+能层数相同但铝元素的核电荷数大,所以Al3+的半径小,故C项中微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。 5.比较下列原子的半径大小。 (1)C、N、O、F: 。 (2)Si、C、N: 。 (3)Li、Na、K、Rb: 。 (4)F-、Cl-、Br-、I-: 。 (5)Na+、Mg2+、Al3+、F-、O2-: 　。  答案:(1)r(C)>r(N)>r(O)>r(F)　(2)r(Si)>r(C)>r(N)　(3)r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb) (4)r(F-)<r(Cl-)<r(Br-)<r(I-) (5)r(Al3+)<r(Mg2+)<r(Na+)<r(F-)<r(O2-) |思维建模|“三看”模式比较微粒半径大小 一层 先看能层数,能层数越多,一般微粒半径越大 二核 若能层数相同,则看核电荷数,核电荷数越大,微粒半径越小 三电子 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 新知探究(二)——电离能 1.第一电离能(I1) (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。 (2)规律 ①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大;即同周期随着核电荷数的递增,元素的第一电离能总体呈增大趋势。 ②同族元素从上到下第一电离能逐渐减小。 (3)反常特例:由上图可知,B、Al、O、S等元素的第一电离能比它们左边元素的第一电离能低,即第一电离能大小关系:B<Be、Al < Mg、O<N、S<P;使Li~Ne和Na~Ar的第一电离能曲线呈现锯齿状变化。 　　[微思考] 　　从原子结构角度解释Li~Ne和Na~Ar的第一电离能曲线呈现锯齿状变化的原因。 提示:B和Al的价电子排布为ns2np1,Be和Mg的价电子排布为ns2(全满),B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的,该能级电子的能量比左边Be和Mg失去的ns能级电子的高。N和P的电子排布ns2np3是半充满的,比较稳定,第一电离能比O、S高。 (4)应用:第一电离能可以判断金属性和非金属性强弱。一般情况下,第一电离能越大,金属性越弱,非金属性越强;第一电离能越小,金属性越强,非金属性越弱。 [微点拨]　第一电离能的大小可以判断同主族元素的金属性强弱,但用第一电离能的大小判断同周期主族元素金属性的强弱时,则有可能出现反常的情况。 2.逐级电离能 概念 原子逐级失去电子的电离能,可以用(I1、I2、I3、I4……)表示 应用 根据电离能数据确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价,如Li:I1≪I2<I3,表明Li原子核外最外层上只有一个电子,易失去一个电子形成+1价阳离子 应用化学　 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 元素 Na Mg Al 电离能/ (kJ·mol-1) 496 738 578 4 562 1 451 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 1.同一元素原子的逐级电离能有什么规律?为什么? 提示:同一元素的电离能逐级增大。随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷越来越多,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大,消耗的能量也越来越多,所以同一元素原子的逐级电离能越来越大。 2.当相邻逐级电离能发生突变时,说明失去的电子所在的能层发生了变化。这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系? 提示:钠的I1比I2小很多,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子;镁的I2比I3小很多,说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子;铝的I3比I4小很多,说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。 [题点多维训练] 1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)元素第一电离能越大,非金属性一定越强 (×) (2)在金属活动性顺序表中,Ca在Na的前面,所以Ca的第一电离能比Na小 (×) (3)第三周期所含元素中氯的第一电离能最大 (×) (4)铝的第一电离能比镁的第一电离能大 (×) (5)H的第一电离能大于Cl的第一电离能 (√) (6)在所有元素中,He元素的第一电离能最大 (√) (7)同一主族元素原子的第一电离能从上到下越来越小 (√) 2.下列说法正确的是 (　　) A.第3周期中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的大 C.在所有元素中,氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的大 解析:选A　同周期中碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体元素的第一电离能最大,故A正确;镁的价层电子排布为3s2,Mg 3p轨道全空,结构较稳定,而铝的价层电子排布为3s23p1,铝的第一电离能小于镁,故B错误;根据A选项分析,Ne第一电离能比F的大,故C错误;钾比镁更易失去电子,钾的第一电离能比镁的小,故D错误。 3.下列各组元素中,元素第一电离能依次减小的是 (　　) A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F C.Na、Mg、Al、Si D.Na、Ca、Cl、O 解析:选A　A项,四种元素处于同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小,正确。B项,四种元素处于同一主族,但电子层数逐渐减小,第一电离能逐渐增大,错误。C项,同周期主族元素,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈增大趋势,但ⅡA族的第一电离能比相邻元素的大,错误。D项,四种元素的第一电离能逐渐增大,错误。 4.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据。 电离能/(kJ·mol-1) I1 I2 I3 I4 …… 740 1 500 7 700 10 500 关于元素R的下列推断中,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元素的第一电离能高于同周期相邻元素 解析:选A　从表中原子的第一至第四电离能可以看出,元素的第一、第二电离能都较小,第三电离能剧增,可失去2个电子,最高化合价为+2价,即最外层应有2个电子,为第ⅡA族元素,R元素可能是Mg或Be,故A错误,B、C正确;同周期第ⅡA族核外电子排布式为ns2,达到稳定结构,所以R元素的第一电离能高于同周期相邻元素,故D正确。 5.(1)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是　　　　(填标号),判断的根据是 　;  第三电离能的变化图是　　　　(填标号)。  (2)第一电离能的大小:C　　　　O(填“大于”或“小于”)。  (3)N、O、S的第一电离能(I1)大小为I1(N)>I1(O)>I1(S),原因是 　。  解析:(1)C、N、O、F四种元素在同一周期,同一周期主族元素第一电离能的总体趋势是依次升高的,但由于N元素的2p能级为半充满状态,因此N元素的第一电离能较C、O两种元素的高,因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C<O<N<F,满足这一规律的为图a,气态基态+2价阳离子失去1个电子生成气态基态+3价阳离子所需要的能量为该原子的第三电离能,同一周期原子的第三电离能的总体趋势也依次升高,但由于C原子在失去2个电子之后的2s能级为全充满状态,因此其再失去一个电子需要的能量稍高,则满足这一规律的图像为图b。(2)根据元素周期律,总体规律同一周期主族元素从左到右第一电离能依次增强,特殊规律同周期ⅡA族第一电离能大于ⅢA族,ⅤA族第一电离能大于ⅥA族,C是ⅣA族,O是ⅥA族,不涉及特殊规律,所以C<O。(3)N原子的核外电子排布式是1s22s22p3,p轨道处在半满状态,比较稳定,原子核对核外电子的束缚作用较强,较难失去第一个电子,第一电离能N大于O;O和S是同一主族元素,O原子的半径较小,原子核对核外电子的束缚作用较强,较难失去第一个电子,第一电离能O大于S。 答案:(1)a　同一周期主族元素第一电离能的总体趋势是依次升高的,但由于N元素的2p能级为半充满状态,因此N元素的第一电离能较C、O两种元素的高　b　(2)小于　(3)N原子2p轨道半充满,比相邻的O原子更稳定,更难失电子;O、S同主族,S原子半径大于O原子,更易失去电子 新知探究(三)——电负性 1.相关概念及电负性大小的标准 化学键 元素相互化合,原子之间产生的化学作用力叫做化学键 键合电子 原子中用于形成化学键的电子 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 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)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐变大。 (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐变小。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性强弱 ①判断元素及性质: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。 ②判断性质强弱:金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。 (2)判断元素化合价的正负 ①电负性数值小的元素吸引电子的能力弱,化合价为正值。 ②电负性数值大的元素吸引电子的能力强,化合价为负值。 (3)判断化学键及化合物的类型 如H的电负性为2.1,Cl的电负性为3.0,Cl的电负性与H的电负性之差为3.0-2.1=0.9<1.7,故HCl为共价化合物;如Al的电负性为1.5,Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0-1.5=1.5<1.7,因此AlCl3为共价化合物;同理,BeCl2也是共价化合物。 [微点拨]　①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物,如F的电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物,如NaH、Na2S、MgBr2等是离子化合物,Na的电负性为0.9,与H的电负性之差为1.2,但NaH中的化学键是离子键。 (4)解释元素“对角线”规则 Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似,如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。 [题点多维训练] 1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)元素的电负性越大,则元素的非金属性越强 (√) (2)同周期元素电负性最大的元素为稀有气体元素 (×) (3)同族元素从上到下,元素的电负性一定逐渐减小 (×) (4)活泼非金属元素与金属元素一定以离子键结合形成离子化合物 (×) (5)元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子能力越强 (√) (6)Be和Al的氧化物、氢氧化物都有两性 (√) 2.下列是几种基态原子的电子排布式,其中电负性最大的是 (　　) A.1s22s22p4 　　　　　　 B.1s22s22p63s23p3 C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2 解析:选A　由四种基态原子的电子排布式可知,四种元素分别是O、P、Si、Ca,其中氧元素的非金属性最强,电负性最大。 3.已知元素的电负性数据,下列判断不正确的是 (　　) 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元素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可形成极性键 D.O和F形成的化合物中O显正价 解析:选A　Mg元素的金属性小于Na,大于Be,故电负性的最小范围为0.9~1.5,A错误;Ge的电负性为1.8,既具有金属性,又具有非金属性,B正确;根据Be和Cl的电负性,两元素电负性差距较大,可形成极性键,C正确;F的电负性大于O,故O和F形成的化合物中O显正价,D正确。 4.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 解析:选A　第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱,所以电负性从上到下逐渐减小,故A错误;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,所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度,故B正确;元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小,元素电负性越大的原子,吸引电子的能力越强,故C正确;NaH中的H元素为-1价,则H可以放在第ⅦA族中,故D正确。 5.一般认为,如果两个成键元素的电负性差值大于1.7,它们通常形成离子键;如果两个成键元素的电负性差值小于1.7,它们通常形成共价键。 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 查阅元素的电负性数值,判断下列化合物:①NaF ②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 (1)属于共价化合物的是　　　　　　(填序号,下同)。  (2)属于离子化合物的是　　　　　　。  解析:根据表格中的数据分别分析各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较,得出结论。 答案:(1)②③⑤⑥　(2)①④ 命题热点——元素推断与元素周期律(表)的综合应用 1.同一元素的“位—构—性”关系 2.元素推断的一般思路 3.由元素的价层电子排布判断其在周期表中位置的规律 价层电子排布 x或y的取值 周期表中的位置 nsx x=1,2 第n周期x A族(说明:书写时,此处的x应用相应的罗马字母表示,下同) ns2npx x=1,2,3,4,5 第n周期(2+x)A族 x=6 第n周期0族 (n-1)dxnsy x+y≤7 第n周期(x+y)B族 7<x+y≤10 第n周期Ⅷ族 (n-1)d10nsx x=1,2 第n周期x B族 4.由主族元素形成共价键数目推断元素 短周期元素 H、F、Cl C、Si N、P O、S 共价键数目 1 4 3 2 共价键 —X 或 或 或 —X—或 X== [题点多维训练] 题点(一)　依据元素周期表的片段结构推断元素 1.如表是元素周期表前五周期的一部分,X、Y、Z、R、W、J是六种元素的代号,其中J为0族元素。下列说法正确的是 (　　) X Y Z R W J A.R原子的核外电子的轨道表示式为 B.Y2-与Na+的半径的大小关系为Y2-小于Na+ C.X的第一电离能大于Y的第一电离能 D.表中电负性最大的元素为J 解析:选C　由表格和J为0族元素可知:X为N,Y为O,Z为F,R为S,W为Br,J为Xe;洪特规则是指在相同能量的轨道上,电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同;S原子的核外电子的轨道表示式为,A错误。O2-与Na+具有相同的电子层结构,原子序数越小,离子半径越大,故O2-的半径大于Na+的半径,B错误。同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子2p轨道处于半充满状态,较稳定,所以N的第一电离能大于O的第一电离能,C正确。电负性最大的元素为Z(F),一般稀有气体元素的电负性不考虑,D错误。 题点(二)　依据原子结构推断元素 2.(2023·浙江选考)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素,原子序数依次增大。X的2s轨道全充满,Y的s能级电子数量是p能级的两倍,M是地壳中含量最多的元素,Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是 (　　) A.电负性:Z>X B.最高正价:Z<M C.Q与M的化合物中可能含有非极性共价键 D.最高价氧化物对应水化物的酸性:Z>Y 解析:选B　Y的s能级电子数量是p能级的两倍,Y为C,X的2s轨道全充满,原子序数X<Y,则X为Be或B,M是地壳中含量最多的元素,M为O,原子序数Y<Z<M,则Z为N,Q是纯碱中的一种元素,则Q为Na。同一周期元素从左至右,电负性逐渐增大,Z>X,A正确。N最高正价为+5价,O无最高正价,最高正价N大于O,B错误。Na和O形成的过氧化钠中含有非极性共价键,C正确。非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性N大于C,硝酸酸性强于碳酸,D正确。 题点(三)　依据元素性质推断元素 3.W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素,已知W、X、Y三种元素的原子序数呈等差数列,X的电负性在元素周期表中最大,Y的原子序数是W的2倍,Z的某种化合物具有臭鸡蛋气味。下列说法正确的是 (　　) A.离子半径:X>Y>Z B.第一电离能:W>X>Z C.YX2中既有共价键又有离子键 D.仅由W、X元素形成的二元化合物均难溶于水 解析:选D　X的电负性在元素周期表中最大,X为F元素,Z的某种化合物具有臭鸡蛋气味,化合物为H2S,Z为S元素,W、X、Y三种元素的原子序数呈等差数列,Y的原子序数是W的2倍,W是C元素,Y是Mg元素。X、Y、Z分别是F、Mg、S元素,离子半径:S2->F->Mg2+,A错误;W、X、Z分别是C、F、S元素,第一电离能:F>C>S,B错误;YX2为MgF2,只有离子键,C错误;仅由W、X元素形成的二元化合物为CF4、C2F6等,都是非极性分子,难溶于水,D正确。 题点(四)　依据元素成键特点推断元素 4.X、Y、Z、W、M为原子序数依次增大的短周期主族元素,由5种元素组成的某化合物是电池工业中的重要原料,该化合物的结构式如图所示。下列说法正确的是 (　　) A.原子半径:Y<Z<W B.最高价含氧酸酸性:Z>M C.电负性:X<Y<Z D.该化合物中既含极性键又含非极性键 解析:选D　由题给信息推知X为H、Y为B、Z为C、W为F、M为S。同周期主族元素从左至右原子半径依次减小,所以原子半径:F<C<B,即W<Z<Y,A错误。非金属性:S>C,所以最高价含氧酸的酸性:H2SO4>H2CO3,即Z<M,B错误。C原子和C原子形成的共价键为非极性键,其余共价键均为极性键,D正确。 学科网（北京）股份有限公司 $