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配套练习word（人教版 多选版）

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　　　。  (2)同主族:从上到下,电子层数越多,原子半径　　　。  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? [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 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 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- 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-: 　。  |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　　　　　。  (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　　　,最后一种元素(稀有气体)的第一电离能　　　;即同周期随着核电荷数的递增,元素的第一电离能总体呈　　　趋势。  ②同族元素从上到下第一电离能逐渐 　。 (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。 (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? 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? [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 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 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 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 　。  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　　　　　　叫做化学键  键合电子 原子中用于形成　　　　的电子  电负性 用来描述不同元素的原子对键合电子　　　　的大小。电负性越大的原子,对键合电子的吸引力　　　  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  2.递变规律 (1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐　　　。  (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐　　　。  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 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 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 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　　　　　　。  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 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 题点(三)　依据元素性质推断元素 3. [双选]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: Z>X>Y 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 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 课下请完成课时跟踪检测(五) 第2课时　元素周期律 新知探究(一) 1.排斥　吸引　2.(1)越小　(2)越大 [应用化学] 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.(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)× 2.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.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.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.(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-) 新知探究(二) 1.(1)最低能量　(2)①最小　最大　增大　②减小 [微思考] 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。 [应用化学] 1.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.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.(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)√　(7)√ 2.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.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.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.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) 1.化学作用力　化学键　吸引力　越大　4.0　1.0 2.(1)变大　(2)变小 [题点多维训练] 1.(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)√ 2.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.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.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.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 1.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。 2.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。 3.选AD　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正确;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。 4.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。 13 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $