第1章 第3节 元素性质及其变化规律-【导与练】2022-2023学年新教材高中化学选择性必修2同步全程学习课件PPT（鲁科版）

第3节　元素性质及其变化规律 化学 学习目标 1.通过原子半径及其变化规律的学习,能描述主族元素原子半径变化的一般规律,并从电子排布的角度对其进行解释。 2.通过电离能、电负性知识学习,理解元素电离能、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。 3.通过电负性应用的学习,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,能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱,推测化学键的类型。 化学 任务分项突破 课堂小结提升 学科素养测评 化学 任务分项突破 学习任务1　原子半径及其变化规律 自主梳理 1.影响原子半径的因素 越大 微点拨:原子半径由电子层数、核电荷数共同决定。一般来讲电子层数相对占主导地位。如果电子层数相同、核电荷数也相同,还与最外层电子数有关,最外层电子数越多一般半径越大[例:r(Cl-)>r(Cl)]。 越大 越大 越小 化学 项目 规律 原因 同周期元素 (从左到右) 原子半径逐渐 . (除稀有气体元素外) 增加的电子产生的电子间的排斥作用 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 . 电子层数的影响 核电荷增加的影响 同周期过渡 元素(从左到右) 原子半径呈 ,但变化幅度不大 增加的电子都排布在 轨道上,不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核 及内层电子 的总体效果差别不大 减小 2.原子半径变化规律 小于 增大 大于 递减趋势 (n-1)d 吸引作用 排斥作用 化学 3.原子半径与原子得失电子能力的关系 减小 (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 元素的原子获得或失去电子的能力都 。 增强 越弱 越强 增大 减弱 越强 越弱 分界线周围 不强 化学 互动探究 元素的原子半径及相应的比例模型如图: 化学 探究　元素原子半径的变化规律 问题1:电子层数多的原子半径一定大吗? 提示:不一定,例如锂原子比氯原子少一个电子层,但是原子半径大于氯原子。 问题2:举例说明电子层结构相同的微粒,其微粒半径大小的比较有什么规律? 提示:电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,原子核对外层电子的吸引作用越大,其微粒半径越小。例如:r(N3-)>r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 问题3:元素周期表中元素原子得失电子能力有什么规律?试从原子半径和价电子数角度进行定性解释。 提示:同周期元素原子的电子层数相同,从左到右原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引作用逐渐增强。因此,除稀有气体元素外,从左到右,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。同主族元素原子的价电子数相同,但自上而下原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱。因此,自上而下,金属元素原子失去电子的能力越来越强,非金属元素原子获得电子的能力越来越弱。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。 化学 归纳拓展 微粒半径大小的比较 (1)同周期元素的原子半径:随着核电荷数增多,原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。 (2)同主族元素的原子半径、相同价态阳离子半径和阴离子半径:随着核电荷数增多, 半径都依次增大。 (3)核外电子排布(即电子层结构)相同的离子半径:随核电荷数增多,离子半径依次减小。 (4)同种元素形成的粒子半径:阳离子<中性原子<阴离子,且阳离子价态越高,半径越小。 如:Fe3+<Fe2+<Fe,Cl<Cl-,H+<H<H-。 (5)核电荷数和电子数都不同的粒子,一般要找参考物。如比较Al3+和S2-,可找出与Al3+电子数相同,与S2-同一主族的O2-来比较,因为Al3+<O2-,且O2-<S2-,故Al3+<S2-。 化学 1.(2022·云南丽江期末)短周期元素X、Y、Z原子序数之和为36,X、Y位于同一周期,X+与Z2-具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是(　 　) A.同族元素中Z的简单氢化物稳定性最强 B.同周期元素中X的金属性最强 C.原子半径:X>Y,离子半径:X+>Z2- D.同周期元素中Y的最高价氧化物对应水化物的酸性最强 题组例练 C 化学 解析:X+与Z2-具有相同的核外电子层结构,可推知Z在X、Y的上一个周期,X、Y、Z处于短周期,则X为Na、Z为O,可知Y的质子数为36-11-8=17,则Y为Cl。同主族元素自上而下非金属性逐渐减弱,非金属性越强,氢化物越稳定,故同主族中