第1章 第3节 第1课时 原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律-2021-2022学年新教材高中化学选择性必修2【名师导航】同步Word教参(鲁科版)

第3节　元素性质及其变化规律 第1课时　原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律 发 展 目 标 体 系 构 建 1.认识元素的原子半径、第一电离能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原子半径、第一电离能周期性变化的原因。 3.了解元素周期律的应用价值。 一、原子半径及其变化规律 1．影响因素 2．变化规律 规律 原因 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外) 增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大 电子层数的影响大于核电荷增加的影响 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐减小，但变化幅度不大 增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大 3.应用 利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。 (1)同周期元素(从左到右)―→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。 (2)同主族元素(自上而下)―→原子半径增大―→原子核对外层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。 (3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。 二、元素的电离能及其变化规律 1．电离能 (1)概念：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。 (2)符号：I，单位：kJ·mol－1。 2．电离能的分类 M(g)M＋(g)M2＋(g) M3＋(g)…且I1＜I2＜I3。 3．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。 (3)运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。 4．递变规律 (1) (2)同种元素的原子，电离能逐级增大。 5．影响因素 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。 (√) (2)电子层数越多，原子半径越大。 (×) (3)同一周期的离子半径也是从左到右逐渐减小。 (×) (4)因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。 (×) (5)同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。 (√) 2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是(　　) A．1s22s22p3　　　 B．1s22s22p1 C．1s22s22p63s23p1 D．1s22s22p63s23p4 C　[根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮(N)，B项中原子为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知，Al原子半径最大。] 3．下列关于电离能的说法正确的是(　　) A．同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强 B．钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价 C．Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同 D．同一原子的电离能大小I1＞I2＞I3 A　[B项，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋2价；C项，Na原子在基态和激发态时失去1个电子所需能量不相同；D项，对同一原子的电离能来说I1<I2<I3，故选A。] 微粒半径大小规律 (素养养成——宏观辨识与微观探析) 1．原子半径的大小受哪些因素影响？ 提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。 2．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？ 提示：同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大。 影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。一般来说，同周期中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律： 微粒特点 比较方法 实例 原子 同周期元素 核电荷数越大，半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al) 同主族元素 核电荷数越大，半径越大 r(F)<r(Cl)<r(Br) 多数原子 一般电子层数越多，半径越大 r(S)>r(C) 离子 具有相同 电子层结构 核电荷数越大，半径越小 r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) 电子数和 核电荷数 均不同 通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物 r(Al3＋)<r(O2－)<r(S2－) 同种元