1.2.2 元素周期律课件2022-2023学年下学期高二化学人教版（2019）选择性必修2

第2课时 元素周期律(一) 核心素养发展目标 能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能的相对大小。 01 通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，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。 02 目录 CONTENT 02 元素的电离能 01 原子半径 原子半径 0 1 1.影响原子半径大小的因素 (1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的 使原子半径增大。 (2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径 。 2.原子半径的递变规律 (1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径 。 (2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径 。 越小 排斥作用 减小 越大 3.原子或离子半径的比较方法 (1)同种元素的离子半径：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。例如：r(Cl－) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)。 (2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－) r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋) r(Na＋) r(K＋) r(Rb＋) r(Cs＋)，r(O2－) r(S2－) r(Se2－) r(Te2－)。 (4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)。 ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＞ ＞ 判断正误 (1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径(　　) (2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同(　　) (3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大(　　) (4)各元素的原子半径总比离子半径大(　　) (5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小(　　) × × √ × × 1.下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是 A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br C.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D.Cl－、Br－、I－ 理解应用 √ 【解析】同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大； 电子层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋能层数相同但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C项微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。 2.下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是 A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr √ 【解析】题中阳离子半径由小到大的顺序为r(Mg＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Ba2＋)，阴离子半径由大到小的顺序为r(I－)＞r(Br－)＞r(F－)。要使r(阳)/r(阴)最小，应取r(阳)最小的与r(阴)最大的相比，即r(Mg2＋)/r(I－)最小。 判断正误 方法规律 (1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 (2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 (3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 返回 粒子半径比较的一般思路 元素的电离能 0 2 1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念 ①第一电离能： 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，符号：I1。 ②逐级电离能：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…… 气态电中性基态 气态基态 最低能量 困难 (2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的 。第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。 难易程度 容易 难 2.元素第一电离能变化规律 (1)每个周期的第一种元素的第一电离能 ，最后一种元素的第一电离能 ，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈 趋势。 (2)同一族，