1-2-2 元素周期律 课件 2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 原子半径和电负性 开元学校 高二化学组 学习目标 1.掌握原子半径(及离子半径)的周期性变化规律。 2.掌握粒子半径大小的比较。 3.掌握电负性概念和应用,元素的性质与电负性。(重点) 4.掌握元素电离能的含义,变化规律和应用。 自学指导 自学课本p22-26页,找到以下问题的答案: 1.原子半径大小取决于哪些因素。 2.电负性的定义及其变化规律。 3.第一电离能的概念及其变化规律。 一、原子半径 1.原子半径递变规律 同周期主族元素: 从左到右,能层数相同,随着核电荷数的增大,原子核对电子的吸引作用增大,从而使原子半径逐渐减小。 同主族元素:从上到下,能层数增加,电子之间的排斥作用增大,从而使原子半径逐渐增大。 4 2.离子半径的比较方法 (1)同主族 从上到下电子层数逐渐增多,离子半径逐渐增大。如:r(Na+)<r(K+), r(O2-)<r(S2-)。 (2)同电子层结构 核电荷数越大(原子序数越大),离子半径越小。如:r(H-)>r(Li+), r(O2-)>r(Na+)>r(Mg2+)。 5 2.离子半径的比较方法 (3)同元素 阴离子半径小于相应的原子半径,阴离子半径大于其相应的原子半径。如:r(Na)>r(Na+),r(S)<r(S2-)。 同种元素的阳离子所带电荷数越多,半径越小。 如:r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)。 。 6 课堂练习 下列粒子半径大小的比较,正确的是( ) A.Na+<Mg2+<Al3+<O2- B.S2->Cl->Na+>Al3+ C.Na<Mg<Al<S D.Cs<Rb<K<Na B 二、电离能 1.第一电离能(I1) (1)定义 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,单位:kJ/mol。 (2)规律 同周期,从左到右,元素的第一电离能呈逐渐增大趋势。 同主族,从上到下,元素的第一电离能逐渐减小。 8 (3)特例 反常：ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA 原因分析:第ⅢA族元素原子(B和Al)的第一电离能失去的电子是np能级的,该能级的能量比左边的ns能级的能量高,容易失去电子; ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态,均比较稳定,第一电离能大。 9 课堂练习 1.下列各项中元素的第一电离能依次减小的是( ) A.H Li Na K B.I Br Cl F C.Na Mg Al Si D.Si Al Mg Na A (1)定义 由气态+ 1价阳离子再失去1个电子而变成气态+ 2价阳离子，这时要吸收的能量叫做第二电离能(I2), 以下I3、I4等可以依此类推,逐级电离能逐步升高。 (2)规律 ①同种元素 I1 ＜ I2 ＜ I3 ＜ I4 ②能层(n)同，I相差不大，能层（n）不同，I相差很大 2.逐级电 离能 (1)确定元素核外电子的排布。 如Li:I1≪I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层),而且最外层上只有一个电子。 (2)确定元素在化合物中的化合价。 如K元素I1≪I2<I3,表明K原子容易失去一个电子形成+1价阳离子。 3.电离能的应用 12 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱: 一般来说,I1越大,元素的非金属性就越强; 一般来说,I1越小,元素的金属性就越强。 课堂练习 2.已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位kJ/mol．根据下表所列数据判断错误的是(　　) A. 元素X的常见化合物价是+1价 B. 若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应 C. 元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D. 元素Y是ⅢA族的元素 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4600 6900 9500 Y 580 1800 2700 11600 B 三、电负性 元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 1.键合电子 2.电负性 电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 15 ①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。 3.电负性的递变规律 ②同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐变小。 ③电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 16 (1)判断金属性、非金属性强弱 金属元素的电负性一般小于1.8 非金属元素的电负性一般大于1.8 元素电负性在1.8左右的,既有金属性,又有非金属性 4.电负性的应用 17 （2）判断化学键类型 电负性相差较大（△x≥1.7) 通常形成离子键 电负性相差较小（△x＜1.7)