1.2.2元素周期律（原子半径、电离能） 课件2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

第一章 原子结构与性质 第二节 第2课时 元周期律 1 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 元素周期律：元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的递变 同周期左→右 ：核电荷数增大，原子半径减小 非金属性增强 元素周期律内涵丰富多样，除了以上几点，还有…… 同主族上→下 金属性增强 核电荷数增大 原子半径增大 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 影响原子半径的因素 影响因素 变化 因素 半径变化 能层数 越多 越少 核电荷数 越多 越少 电子越多，电子间排斥作用越大 电子越少，电子间排斥作用越小 对核外电子吸引作用越大 对核外电子吸引作用越小 越大 越大 越小 越小 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 课本23页思考与讨论 1、同周期 从左到右：原子半径逐渐变小 2、同主族 从上到下：原子半径逐渐变大 同主族 能层数是主导因素 同周期核电荷数是主导因素 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 微粒半径大小的比较方法：三看 一看电子层: 电子层越多，半径越大 二看原子序数：若电子层相同，则看原子序数，序数越大半径越小 三看电子数：若电子层、原子序数都相同，则电子数越多半径越大 例如：r(Cl-) < r(Cl) r(Fe) > r(Fe2+) > r(Fe3+) 价高径小 例如：r(Na) > r(Mg) > r(Al) > r(Si) 序大径小 层多径大 例如：r(Li) < r(Na) < r(K) 【思考】核电荷数、能层数均不同的离子，该怎么比较离子半径大小？ 例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋) 可选r(Na＋)为参照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋) ＞ ＞ 【课堂练习】 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- C 2.四种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p4 ④1s22s22p5,则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是(　　)。 A.①>②>③>④ B.②>①>③>④ C.②>①>④>③ D.①>②>④>③ 【课堂练习】 B 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 电离能 逐级电离能 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 2.电离能的意义 衡量元素原子失电子难易程度。第一电离能I1越小，原子越容易失去一个电子；元素的金属性也越强。 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 3.电离能的规律 同周期： 从左到右，第一电离能整体趋势_____。 增大 ⅠA族:第一电离能最低， 零族:第一电离能最高。 原因：同一周期从左到右，随着核电荷数增多和原子半径减小，原子核对外层电子的吸引力增大，第一电离能呈增大趋势。 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 同主族： 从上到下，第一电离能逐渐_____。 减小 3.电离能的规律 原因：同一族从上到下原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力减弱，电子逐渐易于失去，电离能减小。 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 [问题1]为什么Li~Ne和Na~Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？从核外电子排布分析B、Al、O、S出现锯齿状变化的原因。 反常： 第二周期：Be>B N>O 第三周期：Mg>Al P>S 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 Be:1s22s2 B:1s22s22p1 Mg:1s22s22p63s2 Al:1s22s22p63s23p1 B和Al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，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。 第ⅡA元素 > ⅢA的元素 知识回顾 小结 原子半径 电离能 电离能的应用 第ⅤA元素 > ⅥA元素 N:1s22s22p3 O:1s22s22p4 P:1s22s22p63s23p3 S:1s22s22p63s23p4 N和P的电子排