1.2.2元素周期律 讲义 2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

1.2.2元素周期律 【核心素养发展目标】 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能及电负性的递变规律.能利用递变规律比较原子（离 子)半径、元素第一电离能及电负性的相对大小 2.通过原子半径、元素第一电离能及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 【主干知识梳理】 一、原子半径 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.电子之间的排斥作用使原子半径增大 (2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小 2.原子半径的递变规律 日 0 同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小 品 2 R 8 (1) 如：Na)>Mg)>Al)>si)>P)>s)>Cl) Na Mg 8 g g 0 K Ca Ga As Br Rh Q 0 同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大 (2) O 0.0 Q Q 如：Li)<r(Na)<rK)<r(Rb)<r(Cs) Ba m B Po Ra 3.离子半径的大小比较 (1)阳离子半径总比相应原子半径小，如：Na)>Na+) (2)阴离子半径总比相应原子半径大，如：C)<C|) (3)同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：Li+)<(Na+)<(K+)<Rb+)<Cs+) (4)同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：F-)<(C|-)<Br~)<-) (5)同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：Na*)>Mg2+)>r(Al3+) (6)同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：N3-)>(O2-)>F-) 【微点拨】同周期：（阴离子）>（阳离子），阴离子比阳离子电子层多一层，如：S2-)>Na+) (7)电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：O2-)>F-)>Na+)>Mg2+)>A13+) 4.粒子半径比较的一般思路 (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 【对点训练1】 1.具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是() A.1s22s22p3 B.1s22s22p1 C.1s22s22p63s23p1 D.1s22s22p63s23p4 2.下列离子半径的大小顺序正确的是() ①Na+:1s22s22p6②X2-:1s22s22p63s23p5③Y2-:1s22s22p6④Z-:1s22s22p63s23p6 A.③>④>②>①B.④>③>②>@ C.④>③>①>② D.②>④>③>① 3.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.Mgl2 C.Bal2 D.KBr 4.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.CI-、Br-、I 二、元素的电离能 1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念 ①第一电离能：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1表示 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。由干原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难 因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：上<2<，这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带 的正电荷数越来越高。离子半径也会越来越小，核对电子的引力作用增强，再要失去一个电子需克服的电 性引力也越来越大，消耗的能量也越来越高 (2)意义：第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一 个电子：第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子 2.元素第一电离能的变化规律和原因 第一电离能/(kJ-mol-) 2500 He Ne 2000F A 1500H N Kr Xe 1000 Be Mg FeCo Ge B Mn Ni 500 Li Ca Rb 024680i立4i68202224262830323463范V52556原子序数 (1)彩响电离能的因素：电离能数值的大小主要取决干原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型 同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋势。每个周期的第一种元素（氢和碱金 规律 同周期 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 元素 同周期元素原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大.原子核对外层电子的吸引作 原因 用增强，失去电子的能力逐渐减弱，元素的第一电离能整体呈增大趋势 同主族 规律 同主族元