1.2.2 对角线规则 原子半径的比较规律 课件 2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

对角线规则　原子半径的比较规律 第2课时 元素的对角线规则 (1)在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则。 (2)处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。 目标一 元素的对角线规则 与酸反应 与碱反应 单质 氧化物 氢氧化物 如铍、铝两元素的性质相似性: 1.锂和镁在元素周期表中有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂及其化合物叙述正确的是 A.Li2SO4难溶于水 B.Li与N2反应产物是Li3N C.LiOH易溶于水 D.LiOH与Li2CO3受热都很难分解 √ 导练 元素周期表中，处于对角线位置的元素具有相似的性质，则根据MgSO4、Mg、Mg(OH)2、MgCO3的性质可推断Li2SO4、Li、LiOH、Li2CO3的性质。 2.仔细观察右图，回答下列问题： (1)B的原子结构示意图为________，B元素位于元素周期表的第______周期第______族。 二 ⅢA (2)铍的最高价氧化物对应的水化物是______(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是_____________________________ ______________________________________。 两性 Be(OH)2＋2OH－=== ＋2H2O， Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O (3)根据元素周期律知识，硼酸酸性比碳酸____，理由是__________________。 弱 硼的非金属性比碳弱 (4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为_____________(用化学式表示)。 Li2O、Li3N 目标二 原子半径的比较规律 元素化合价的周期性变化 Na Mg Al Si P S Cl +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 温故知新 元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。 元素周期律 元素周期律主要体现在核外电子排布、 主要化合价、金属性、非金属性等周期性变化。 ②除了O、F外，元素的最高正价=最外层电子数=主族序数 ①金属元素无负价，氟无正价，氧无最高正价 ③最高正价+ ︱最低负价 ︱= 8 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 金属性、非金属性周期性变化 我们将从原子半径、电离能、电负性方面系统研究元素周期律。 观察元素周期表中主族元素的原子半径变化有何规律？ 由大到小呈现周期性变化。 常见原子的半径 观察思考 原子半径 电子的能层数 核电荷数 取决于 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，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大。 常见原子的半径 1.影响原子半径大小的因素 2.比较(主族元素)原子半径大小的方法 (1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有气体元素除外)。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) (2)同主族元素，随着能层数递增，其原子半径逐渐增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) (3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al) 3.比较离子半径大小的方法 (1)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＋) (2)能层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。 例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) (4)核电荷数、能层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋) (3)带相同电荷的离子，能层数越多，半径越大。 例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) ；r(O2-)＜r(S2-)＜r(Se2-)＜r