1.2.2 原子半径+电离能 课件 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修2

该高中化学课件聚焦原子半径、电离能、电负性的递变规律及应用，通过思考问题引导学生从原子结构（电子能层数、核电荷数）分析性质周期性变化，衔接原子结构与元素周期律，构建结构-性质的学习支架。 其亮点是以问题驱动和数据图表分析深化科学思维，如用电离能数据表解释ⅡA＞ⅢA等特殊规律，结合典例剖析培养比较归纳能力。体现化学观念中结构决定性质，帮助学生形成系统认知，为教师提供逻辑清晰的教学资源。

新人教版 化学 选必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2讲 原子半径 电离能 电负性 学习目标 1.能够从原子结构的角度理解化合价、原子半径、第一电离能之间的递变规律（重点） 2.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（重点） 3.能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的理解（难点） 4.能够从原子结构的角度理解电负性的递变规律，能利用递变规律比较电负性的相对大小（重点） 原子结构与元素周期律 原子半径呈现周期性变化 原子半径减小 (2)同主族，从上到下，原子半径越来越大 (1)同周期，从左到右，原子半径越来越小 你能解释元素周期表中主族元素原子半径呈现周期性变化的原因吗？ 原子半径呈现周期性变化 思考1：从原子结构角度分析原子半径大小取决于哪些因素？ 思考2：如何对同周期/主族原子半径的周期性变化进行解释？ 同周期：“核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小”占主导 ①电子的能层数 ②核电荷数 同主族：“电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大”占主导 典例剖析 考点：比较微粒半径大小 例1.下列关于粒子半径大小比较中正确的是（ ） ①r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ②r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ③r(Na)>r(Na＋) ④r(Cl)>r(Cl－) ⑤r(Si)<r(P)<r(S)<r(Cl) ⑥r(Na＋)<r(Mg2＋)<r(Al3＋)<r(F－)<r(O2－) A.①②③⑥ B.①②③ C.②③⑥ D.③④⑤ B 比较方法：层大径大；序大径小；价低径大 (1) 概念 用符号 I1 表示，单位：kJ /mol 。 M(g)＝M＋(g)＋e－ I1（第一电离能） (2) 逐级电离能 M＋(g)＝M2＋(g)＋e－ I2（第二电离能） M2＋(g)＝M3＋(g)＋e－ I3（第三电离能） 电离能呈现周期性变化 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。 电离能呈现周期性变化 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。 根据表中数据，绘制前三周期上述元素第一电离能变化图。 思考3：你发现了什么规律？如何解释上述规律？ 电离能呈现周期性变化 同周期主族元素第一电离能有逐渐增大的趋势。原因是同周期主族元素原子半径逐渐减小，核外电子受原子核吸引力增强，第一电离能逐渐增大。 同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，电子受原子核的吸引力逐渐减小，第一电离能逐渐减小。 思考4：请你预测B、Al这两种元素的第一电离能大小。 801 578 思考5：B、Al这三种元素的第一电离能分别比Be、Mg小，你能尝试解释吗？ 思考6：请你预测N、P这三种元素的第一电离能大小。 1402 1012 思考7：N、P这三种元素的第一电离能分别比O、S大，你能尝试解释吗？ 电离能呈现周期性变化 请将前三周期元素原子第一电离能变化图完善。 (1) 同周期：①从左到右第一电离能逐渐增大 ②ⅠA族元素I1最低，零族元素I1最高 ③特殊主族：ⅡA＞ⅢA ⅤA＞ⅥA 第一电离能越小，越易失电子，金属性越强 第一电离能越大，越难失电子，金属性越弱 通常运用电离能数值来判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度 思考讨论 观察下图思考随原子序数递增同族元素的第一电离能有什么规律？ (2) 同主族：从上到下，第一电离能逐渐减小 原因：同主族元素原子的价电子数相同，但自上而下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱。 思考8：表中数据是钠、镁、铝逐级失去电子所需的能量，为什么原子的逐级电离能越来越大？ 电离能呈现周期性变化 思考9：这些数据与钠、镁、铝的常见化合价有什么关系？ 同一原子的逐级电离能逐渐增大 当同一原子的逐级电离能In+1 比 In 大3倍以上时，该原子可形成的最高正价为+n，即该原子的最外层电子数为n ①判断金属性强弱 第一电离能越大，越难失电子，金属性越弱 ②判断元素的化合价 如果某元素的In+1>In，则该元素的常见化合价为+n价。 如钠元素I2>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。 电离能的应用 电负性 莱纳斯·卡尔·鲍林 (Linus Carl Pauling) 鲍林研究电负性的手稿 1932年鲍林首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式，指定氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0，计算其他元素的相对电负性（稀有气体未计） 1.化学键 2.键合电子 元素相互化合时原子之间产生的化学作用力 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 3.电负性 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大。 4.意义 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，形成阴离子的倾向越大，非金属性越强。 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 键合电子 电负性 根据表中数据分别绘制第三周期、第ⅠA族、第ⅦA族元素原子的电负性变化图，并归纳其周期性变化规律。 电负性 电负性 同周期：从左到右，元素的电负性逐渐增大，说明原子吸电子能力增强。 同主族：从上到下，元素的电负性逐渐减小，说明原子吸电子能力减弱。 金属性与非金属性规律 元素周期表电负性最小 前20号元素电负性最小 前三周期元素电负性最小 电负性最大 金属元素的电负性较小，一般小于1.8 非金属元素的电负性较大，一般大于1.8 位于非金属三角区边界的“类金属”，电负性在1.8左右，既有金属性，又有非金属性。 电负性 趋势↑，个别反常 趋势↑ 趋势↓ 趋势↓ 电负性与原子结构无关，但第一电离能与原子结构关系明显。 如N原子价电子排布的半满状态，能力较低，导致电离能出现反常 电离能包括稀有气体 电负性不包括稀有气体 思考10：与上述元素原子的第一电离能相比，电负性变化趋势有什么异同？ 二、电负性的应用 1.判断元素的金属性和非金属性强弱 电负性 ＞ 1.8 非金属元素 电负性 ＜ 1.8 金属元素 电负性 ≈ 1.8 类金属元素 判断依据 二、电负性的应用 2.判断化学键类型 差值 ＞ 1.7 离子键 差值 ＜ 1.7 共价键 判断依据 差值2.0 Al2O3为离子化合物 差值1.5 AlCl3为共价化合物 注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物 若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键， 且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。 如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I 二、电负性的应用 3.判断元素的化合价 通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价 判断依据 H C H H H CH4 -4 +1 显负价 显正价 H Si H H H SiH4 +4 -1 显正价 显负价 典例剖析 例1.请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出元素的化合价 NaAlH4 ClO2 PCl3 +1 +3 -1 +4 -2 +3 -1 NaBH4 S O Cl2 +1 +3 -1 +4 -2 -1 NF3 NCl3 +3 -1 -3 +1 NCl3+ H2O =NH3 +HClO -3 +1 二、电负性的应用 4.解释对角线规则 对角线元素的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，故表现出的性质相似。 1.0 1.2 1.5 1.5 2.0 1.8 【注】对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则，不是定理。 “对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素的性质相类似。 二、电负性的应用 5.应用的局限性 (1)电负性1.8不能作为划分金属和非金属的绝对标准，部分金属元素的电负性大于1.8。 (2)元素的电负性的值是相对量，没有单位。 (3)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都能形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都能形成共价键。如Na、H、F的电负性分别是0.9、2.1、4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，HF中存在共价键。 $