1.2.2 原子半径及其变化规律（精品课件）-2022-2023学年高二化学同步精品课堂（人教版2019选择性必修2）

走进奇妙的化学世界 2022-2023 选择性必修2 第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 元素周期律 学习 目标 PART 01 PART 02 能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能的相对大小。 通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。 第2课时 原子半径及其变化规律 一、元素周期律 1.相关等式 ①原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数 ②主族序数=最外层电子数=价电子数 =该元素的最高正化合价（除氧氟） ③周期数=该元素的原子的电子层数 复习回顾 2.元素主要化合价的周期性变化 取决于原子最外层电子数的周期性变化 第一周期 第二周期 第三周期 ①同周期从左到右：最高正价＋1→＋7；最低负价-4 → -1 → 0； (O和F无最高正价) ③非金属：最高正价＋|最低负价|＝8 (H、O、F除外) ②最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外) 金属无负价；H最高价为＋1最低价为－1；O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 写出ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素的氢化物和最高价氧化物对应的水化物的通式。 1 B Al Si Ge As Sb Te 2 3 4 5 6 7 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 Po At 非金属性逐渐增强 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 非金属区 金属区 0 族 元 素 最强 非金属性逐渐减弱 最强 3.元素金属性和非金属性的周期性变化 （1）金属性的比较方法 ①最高价氧化物对应的水化物（碱）的碱性越强，金属性越强。 ②与水或酸反应的剧烈程度，越剧烈，反应放出的氢气越快，金属性越强。 （2）非金属性的比较方法 ①最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性越强，非金属性越强。 ②与氢气反应的难易程度，越容易反应，非金属性越强。 ③氢化物的稳定性，越稳定，非金属性越强。 原子半径 和 离子半径 元素周期律的本质是: 随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。 元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。 9 电子在核外运动没有固定轨道，只是概率分布不同，因此原子没有一个明确的界面。 人们假定原子呈球体，借助相邻原子的核间距来确定原子半径。 根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径。 二. 原子半径 共价半径： 同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。 Cl2 Br2 198pm 228pm Cl的共价半径99pm Br的共价半径114pm 金属半径： 金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。 286pm 铝原子的金属半径143pm 金属铝 范德华半径： 稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。 D = 2r 1.影响原子半径大小的因素 电子的能层数 核电荷数 电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。 14 同一周期，从左往右原子半径由大到小呈现周期性变化。 同一主族，从上往下原子半径由小到大递变。 观察元素周期表中主族元素的原子半径变化有何规律？ 常见原子的半径 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。 电子的能层越多，电子之间的排除作用越大，将使原子的半径增大。 你能解释元素周期表中主族元素原子半径呈现周期性变化的原因了吗？ 注意：这两种作用是同时存在，相互竞争的关系。 原子半径 同周期 同主族 从左到右，随核电荷数增大，原子半径减小。 从上到下，随电子的能层数增多，原子半径增大。 原子半径 取决于 电子的能层数 核电荷数 原子半径越大 能层数越多 能层数相同 核电荷数越大 核对电子的引力也就越大 导致 原子半径越小 (1)影响因素 (2)递变规律 小结： 17 原子能层数多的元素的原子半径是否一定大于原子能层数少的元素的原子半径？ 【答案】不一定，原子半径的大小由核电荷数与原子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。 主族元素原子半 径的周期性变化 【思考与讨论】 2．比较Na与Na＋、Cl与Cl－的半径大