第3节 元素性质及其变化规律第一课时 课件2023-2024学年高二化学鲁科版（2019）选择性必修2

第三节 元素性质及其变化规律 第1课时 原子半径及其变化规律、元素的电离能及其变化规律 1 学习目标 1、通过让学生阅读课本，找出原子半径的测定方法，并总结原子半径变化规律。 2、通过原子半径大小的比较，让学生会根据电子排布解释原子得失电子能力的强弱。 3、通过讨论探究，让学生会判断电离能的大小。 在元素周期表中，随着原子序数的递增，元素基态原子的核外电子排布呈现周期性变化，元素的性质也呈现周期性变化。那么，元素哪些性质呈现周期性变化?元素性质周期性变化的本质是什么?如何运用元素周期表推测元素的基本性质? 联想质疑 一、原子半径及其变化规律 原子半径是如何测定的？ 一是共价半径， 二是是范德华半径； 三是金属半径。 一种方法是根据固态单质的密度；两个相邻原子的核间距为两个原子的半径之和，再通过实验来测定分子或固体中原子的核间距，从而求得相关原子的原子半径 观察思考 元素的原子半径随着元素原子序数的递增呈现怎样的周期性变化？ 1.同周期元素 2.同主族元素 同一周期从左到右，原子半径逐渐减小。 同一主族自上到下，原子半径逐渐增大。 同一周期自左至右原子半径逐渐减小，但变化幅度不大。 原因是同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子的吸引作用大致相当。 (2)过渡元素 1．影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。 2．阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径， 3．电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小， 4．不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大， 微粒半径大小的比较方法 同周期中 ； 同主族中 如r(Na＋)＜r(Na)，r(S)＜r(S2－)。 如r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋) 如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)，r(Cu＋)＞r(Cu2＋)。 思考： 1、是否电子层数多的元素半径一定大于电子层数少的元素的原子半径？ 2、“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左往右原子半径逐渐减小，同主族从上到下半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？ 不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子层两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期的卤族元素的原子半径大。 不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、0族元素原子半径大小不适用此规律。 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- 2.下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是 A.LiI B.NaBr C.KCI D.CsF 3.短周期元素 X、Y、Z、W、Q 在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是 （ ） A.元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8 B.原子半径的大小顺序为 rx>ry> rz >rw>rQ C.离子Y2-和 Z3+的核外电子数和电子层数都不相同 D.元素W的最高价氧化物对应的水化物酸性比 Q的强 A A A 思考 元素周期表中元素原子得失电子能力呈现的递变规律是什么？如何利用原子半径和价电子数进行解释？ （1）除稀有气体元素外，同周期从左到右，元素原子获得电子的能力越来越强（失去电子的能力越来越弱） （2）同主族自上而下，金属元素原子失去电子的能力越来越强（非金属元素原子获得电子的能力越来越弱） (1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。 (3)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。 (4)金属与水或酸置换出氢气时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。 (2)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。 (5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。 元素原子得、失电子能力强弱的判断 1．元素原子失去电子能力(金属性/还原性)的判断依据 2．元素原子得到电子能力(非金属性/氧化性)的判断依据 (2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。 (3)非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的气态氢化物越稳定，得电子能力越强。 (4)不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力M>N。 (1)同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体)。 1、现有三种元素的基态原子的电子排布式如下: ①1s22s22p63s23