1.2.2原子结构与元素的性质-【导学案】2023-2024学年高二化学精品学案（人教版2019选择性必修2）

第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 第二课时 元素周期律 学习目标 1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性 2.能简要说明核外电子运动规律的理论探究对研究元素性质及其变化规律的意义 重点：元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化 难点：电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系 自主学习 一、原子半径 1、原子半径的影响因素及递变规律 (1)原子半径的大小取决于两个相反的因素：一个因素是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。电子的能层数越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大；核电核数越大，核对电子的吸引力也就越大，将使原子的半径越缩小 (2)原子的递变规律 (1) 同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小 如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl) (2) 同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大 如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) (3)“三看”法比较简单微粒的半径大小 ①“一看”电子的能层数：当电子的能层数不同时，一般能层数越多，半径越大 ②“二看”核电荷数：当电子的能层数相同时，核电荷数越大，半径越小 ③“三看”核外电子数：当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大 2、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：r(Na)>r(Na＋) (2)阴离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)<r(Cl－) (3)同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) (4)同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－) (5)同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) (6)同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(N3— )>r(O2—)>r(F—) 【微点拨】同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，如：r(S2－)>r(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：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋) (8)同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小，如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 【微点拨】 ①稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大，如：r(Ar)>r(Cl) ②不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较。先找参照元素，使其建立起同周期、同主族的关系，然后进行比较。比较S与F的原子半径大小，先找O做参照，因为O与F同周期，r(F)<r(O)；而O与S同主族，r(O)<r(S)，所以r(F)<r(S) 二、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： 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，用符号I1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……，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 。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。 2、元素第一电离能变化规律 (1)对同一周期的元素而言， 元素的第一电离能最小， 元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从 到 的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子 (2)同族元素，自上而下第一电离能 ，表明自上而下原子越来越 失去电子 (3)过渡元素的第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加 3、影响电离能的因素：电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布 (1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子