1.2.2原子半径、电离能、电负性 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、电负性的周期性变化及应用，通过“温故知新”环节回顾元素周期律本质与化合价变化，衔接旧知与新知，搭建递进式学习支架。 其亮点在于结合科学思维与科学探究，通过“思考与讨论”分析原子半径递变原因，“方法总结”归纳半径比较类型，实例解析电离能反常现象及电负性应用，帮助学生构建知识体系，提升分析能力，教师可高效开展教学。

第二节 原子结构与元素的性质 第一章 原子结构与性质 老刘化学 人教版·选择性必修2 第2课时 元素周期律（原子半径、电离能、电负性） 温故知新 为什么门捷列夫预言的很多元素的性质与事实几乎吻合？ 元素周期律：元素的性质随着原子序数递增发生周期性递变的规律。 本质：元素原子核外电子排布的周期性变化。 内在结构的周期性变化带来元素性质的周期性变化。 化合价、原子半径、电离能、电负性等。 如：元素化合价的周期性变化： ①同周期元素化合价：+1 → +7 ; -4 → -1 → 0。 ②除O、F外，元素的最高正价=最外层电子数=主族序数。 ③最高正价 +︱最低负价 ︱= 8 ④金属元素无负价，氟无正价，氧无最高正价 。 温故知新 2．同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势？ 同周期元素从左到右，原子半径依次减小 同主族元素从上到下，原子半径依次增大 1．同周期元素从左到右，原子半径的变化趋势？ 3．同种元素的微粒，阴离子，原子，阳离子半径如何变化？ 4．一般来说，电子层数与原子半径变化的关系？ 5．一般来说，电子层数相同时，原子半径受哪些因素影响，如何变化？ 同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子 一般来说，电子层数越多，半径越大 一般来说，电子层数相同时，原子序数越小，半径越大 特殊：Li的原子半径比第三周期的Al、Si、P、S、Cl都大 一、原子半径 原子半径增大 原子半径减小 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。 电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大。 一、原子半径 原子半径的决定因素 原子半径 取决于 电子的能层数 核电荷数 原子半径_____ 越大 能层数越多 能层数相同 核电荷数越大 核对电子的引力也就越大 导致 原子半径_____ 越小 特例：rLi>rAl 核外电子数 原子半径_____ 越大 核外电子数越多 核电荷数和 能层数都相同 一、原子半径 思考与讨论 1．元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？ 2．元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？ 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是：同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，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的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是：同主族元素从上到下，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的趋势，大于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的趋势。 一、原子半径 方法总结——原子或离子半径的比较方法 如：比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)为参照，r(K+)___r(Na+)____r(Mg2+) 如：r(Li+)__r(Na+)__r(K+)__r(Rb＋)__r(Cs+) r(O2-)__r(S2-) __r(Se2-)__ r(Te2-) 如：r(Cl-)___r(Cl) r(Fe)___r(Fe2+)___r(Fe3+) ＞ ＞ ＞ 阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子 类型一：同种元素的离子半径 ＜ ＜ ＜ ＞ ＞ 类型二：能层结构相同的离子 核电荷数越大，半径越小 如：r(O2-)___r(F-)___r(Na+)__r(Mg2+)__r(Al3+) ＞ ＞ ＞ ＞ 类型三：带相同电荷的离子 能层数越多，半径越大 ＜ ＜ ＜ ＜ 类型四：核电荷数、能层数均不同的离子 可选一种离子参照比较 二、电离能 气态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。 定义： 符号和单位: 常用符号In表示，常用单位是kJ·mol-1 意义： 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。 实质： 原子或离子的能量与它失去电子得到的产物能量之差。 A(g)→ A+(g)+e- I1=E(A+)—E(A) 二、电离能 思考：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？ 规律：同周期从左到右，核电荷数增大，原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1逐渐增大。 原因：同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。 二、电离能 同周期的第一电离能，ⅡA大于ⅢA，ⅤA大于ⅥA 反常： 二、电离能 Be B 2s 2p 2s N O 2p 2s 2p 2s 第ⅡA族元素的s轨道全满，最外层p轨道全空 第ⅤA族元素的最外层p轨道半满 通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 二、电离能 规律：同族元素从上到下，第一电离能逐渐变小 周期表中第一电离能最小的是 元素，最大的是 元素。（自然界存在） Cs He 二、电离能 ＞ 1. 判断下列元素间第一电离能的大小： Na___K O___N N___P F ___Ne Mg___Al Cl___S ＜ ＞ ＜ ＞ ＞ ①K Na Li ②B C Be N ③He Ne Ar ④Na Al S P Li＞Na＞K N＞C＞Be＞B He＞Ne＞Ar P＞S＞Al＞Na 2. 将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列： 二、电离能 逐级电离能 原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示。依次类推。 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) 由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 。 困难 同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1＜I2＜I3…… 当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 二、电离能 思考与讨论 （1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。 （2）为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，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多，所以原子的逐级电离能越来越大。 钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。 二、电离能 电离能的应用 （1）推断元素原子的核外电子排布 例如：Li的逐级电离能I1«I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子 （2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 （3）判断元素的金属性、非金属性强弱 I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强 二、电离能 例：下表列出了第三周期某一元素X的各级电离能数据（用I1、I2……表示）: 元素 电离能I/(kJ·mol-1) I1 I2 I3 I4 I5 …… X 578 1 817 2 745 11 575 14 830 …… 下列有关元素X的说法中,错误的是（　 ） A.元素X的最高正化合价为+3价 B.元素X位于元素周期表中第ⅢA族 C.元素X的第一电离能高于同周期左右相邻元素的 D.元素X的氧化物具有两性 C 三、电负性 键合电子: 原子中用于形成化学键的电子。 × Na × Cl Cl ＋ Na＋ － [ ] H × Cl Cl ＋ × H 键合电子 1932年美国化学家鲍林提出了用电负性来衡量原子对键合电子吸引电子吸引力大小，电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 三、电负性 电负性的大小标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大； 同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 电负性最大的是氟，最小的是铯 金属元素的电负性较小， 非金属元素的电负性较大。 三、电负性 电负性的应用 ①判断元素的金属性或非金属性强弱 I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 II、金属元素的电负性越小，金属元素越活泼； 非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 三、电负性 电负性的应用 ②判断化学键的类型 I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF1.9）。 II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。 电负性差 2.1 电负性 0.9 3.0 电负性差 0.9 电负性 2.1 3.0 离子化合物 共价化合物 三、电负性 电负性的应用 ③判断元素的化合价 I、电负性小的元素易呈现正价 II、电负性大的元素易呈现负价 ④解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 CH4 -4 +1 显正价 显负价 显负价 显正价 SiH4 +4 -1 Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。 三、电负性 回顾所学内容并判断： AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？ Al Cl Cl Cl Cl Al Cl Cl Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物 三、电负性 探究 三、电负性 比较与分析 根据图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。 同主族元素一致，即从上到下第一电离能与电负性均依次减小； 同周期主族元素总体趋势一致，即从左到右电负性依次增大，第一电离能总体趋势也是增大。 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 想出一个好点子最好的办法，就是想出很多的点子。 ——鲍林 老刘化学 人教版·选择性必修2 $