1.2.2 原子半径、电离能、电负性课件2022-2023学年下学期高二化学人教版（2019）选择性必修2

第一章 原子结构与性质 2019人教版高中化学选择性必修2——物质结构与性质 第二节 第2、3课时 元素周期律——原子半径、电离能、电负性 预习作业 1、阅读教材P22—27，了解原子半径变化规律、电离能变化规律，完成教材P23、24、26的思考与讨论； 2、填空《活力满分》P19—20； 3、预习检测题目：《活力满分》P20完成正误判断。 课标要求 1、认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化； 2、知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 学习目标 1、能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性的递变规律，能利用其递变规律比较相对大小。 2、通过原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，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。； 新课引入 原子半径的递变规律 原子半径减小 原子 半径 增大 观察元素周期表中主族元素的原子半径变化有何规律？ 共价半径 范德华半径 金属半径 r r r 原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的。 一、原子半径 电子的能层数 核电荷数 原子半径的周期性的递变 影响 思考：如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？ 原子半径减小 核电荷数递增，核对电子吸引力增大，半径减小 同周期核电荷数占主导 原子半径增大 电子能层增加，电子间斥力使半径增大 同主族能层占主导 电子的能层数 核 电 荷 数 1、主族元素原子半径的周期性变化 注意：这两种作用是同时存在，相互竞争的关系。 2、粒子半径大小的比较 影响因素： 电子层数、核电荷数、核外电子数 原子半径的比较 1.先看电子层数，电子层数越多，半径越大 2.电子层数相同，核电荷数越大，半径越小 如：Li Na K Rb Cs < < < < 如：Na Mg Al Si P S Cl > > > > > > 离子半径的比较 1.先看电子层数，电子层数越多，半径越大 2.电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小 电子层相同时，“序大径小” 3.同种元素不同粒子，电子数越多，半径越大 如：Ca2+ Na+ > 如：O2— F— Na+ Mg2+ Al3+ > > > > 如：Fe3+ Fe2+ Fe < < 注意：碱金属半径大于其下一周期的卤族元素 例：rLi＞rCl 若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。 (1)四种元素在周期表中的相对位置如何？ 提示　短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在周期表中C、D的下一周期。 (2)原子序数从大到小的顺序是什么？ 提示　a＞b＞d＞c。 (3)离子半径由大到小的顺序是什么？ 提示　C3－＞D－＞B＋＞A2＋。 深度思考 二、电离能 1.第一电离能概念： _________________原子失去一个电子转化为 正离子所需要的 叫做第一电离能。用符号I1表示。单位：kJ/mol 气态电中性基态 气态基态 最低能量 M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能） M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能） M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能） 概念表述中的“气态” 、“基态” 、“电中性” 、“失去一个电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。 2、逐级电离能概念： 二、电离能 M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能） M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能） M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能） 2、逐级电离能概念： 气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 困难 同一元素的逐级电离能是逐渐增大 二、电离能 3.意义： 第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强； 第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 ,即元