1.2.2原子半径、电离能及电负性课件2023-2024学年下学期高二化学人教版（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、电离能及电负性 选择性必修二 第一章 原子结构与性质 1.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。 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,建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。 学习目标 根据已学知识回顾：元素周期律的内涵丰富多彩，在元素周期表中，原子核电荷数、电子层数、原子半径、元素金属性与非金属性、原子得电子与失电子能力有什么周期性的变化规律呢？ 复习回顾 知识点一 增大 减小 思考讨论 元素周期中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化均势如何？如何解释这种趋势？ (2)同族———电子层数不同时，电子层数越多，使原子半径增大的幅度大于因核电荷数增多引起的原子半径减小的幅度原子半径越大。 (1)同周期———电子层相同时，核电荷数越大，对核外电子的吸引用增大，原子半径越小 拓展延伸 粒子半径大小的比较(三看原则) 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 +11 Na 如： Li < Na < K < Rb < Cs +3 Li Li+﹤Na+﹤K+﹤Rb+﹤Cs+ 特例：rLi>rAl 二看核电荷数：若电子层数相同,则看核电荷数, ，核电荷数越大，半径越小 如： Na > Mg > Al +12 Mg +11 Na Na+﹥Mg2+ O2- >F->Na+>Mg2+>Al3+ Fe3+ < Fe2+ < Fe 三看核外电子数：若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数。 阳离子<中性原子<阴离子；价态越高，微粒半径越小。 +17 Cl Cl- +17 如： H+ < H < H- 1.下列微粒半径依次增大的是(　 　) A.同一主族元素随着原子序数的递增 B.同一周期的元素随着原子序数的递增 C.Na+、Mg2+、Al3+、F- D.P、S、S2-、Cl- 练一练 A 解析:依据比较微粒半径大小的规律进行分析,同一主族,随着原子序数的递增,原子的电子层数依次增加,原子半径依次增大,A项正确;一般来说,同一周期,随着原子序数的递增,原子半径逐渐减小,B项错误;各微粒的电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小,故半径F-最大,Al3+最小,C项错误;微粒半径P>S,S2->Cl-,D项错误。 2. 下列各组微粒,半径大小比较中错误的是(　 　) A.K>Na>Li B.Na+>Mg2+>Al3+ C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->F C 练一练 解析:同主族元素自上而下原子半径逐渐增大,故原子半径K>Na>Li,故A项正确;核外电子排布相同的离子,核电荷数越大离子半径越小,故离子半径Na+>Mg2+>Al3+,故B项正确;核外电子排布相同的离子,核电荷数越大离子半径越小,故离子半径Mg2+<Na+<F-,故C项错误;电子层数越多离子半径越大,原子半径小于相应的阴离子半径,故微粒半径Cl->F->F,故D项 正确。 知识点二 元素的电离能 1、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。用符号I1表示，单位：kJ/mol 从＋1价气态基态正离子中再失去一个电子形成＋2价气态正离子所需要的能量叫做第二电离能，符号I2，依次类推。 同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… 电离能越小 电离能越大 气态原子（离子）越易失电子 气态原子（离子）越难失电子 11 原子序数 第一电离能（kJ·mol-1） ①每个周期的第一种元素(氢或碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大；从左到右，总体呈现增大趋势(有个别反常)。 2、递变规律 第一电离能（kJ·mol-1） 原子序数 ②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 ,表明自上而下原子越来越易失去电子。 思考讨论 从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？ （1）同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。 （2）同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。 为什么 B 、 Al 、 O 、 S 等元素的电离能比它们左边元素的电离能低，而使 Li －Ne 和 Na－Ar 的电离能曲线呈现锯齿状变化？ 思考讨论 He Ne Ar H Li Na Be B C N O F Mg Al Si P S Cl 短周期元素的第