1.2.2 元素周期律（Word教师用书）-【状元桥·优质课堂】2022-2023学年新教材高中化学选择性必修2（人教版2019）

第2课时　元素周期律 [学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。(宏观辨识与微观探析)　2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断金属性与非金属性的强弱，判断化学键的极性。(证据推理与模型认知) 原子半径 1．原子半径的影响因素 2．原子半径的递变规律 (1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。 (2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。　 电离能 1．电离能的概念 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 2．元素第一电离能变化规律 (1)同周期元素，第一种元素的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势。　 (2)同族元素，从上到下第一电离能变小。 电负性 1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。　 (2)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。 2．电负性的衡量标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 3．电负性的递变规律(一般情况) (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。 4．电负性与金属性的关系 (1)金属元素的电负性一般小于1.8。 (2)非金属元素的电负性一般大于1.8。 (3)位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑)的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)r(Si)>r(C)>r(B)。(×) (2)离子半径：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。(√) (3)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。(×) (4)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素。(√) (5)同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，故第一电离能C<N<O。(×) (6)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。(√) (7)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。(×) (1)同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径，如r(Na＋)<r(Cl－)，Al3＋半径是第三周期中简单离子半径最小的。 (2)原子的逐级电离能依次增大，但不存在明显的倍数关系。 (3)同周期第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA、第ⅤA族的第一电离能高于同周期相邻元素的第一电离能。 微粒半径大小的比较 1．是否能层数多的元素的原子半径一定大于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能层数两个因素综合决定，如Li的原子半径大于Cl的原子半径。 2．“同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？ 答案　不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。 1．判断简单粒子半径大小的方法 (1)“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 (2)“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 (3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 2．粒子半径大小规律 原子半径 同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) 同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) 离子半径 同种元素的粒子半径：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：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) 带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－) 核电荷数、电子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＋) 【例题1】 下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列，正确的是(