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

组织建设 第二节　原子结构与元素的性质 第一章 原子结构与性质 课时2 原子半径与电离能 元素周期律：指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律，元素周期律呈螺旋式上升。 教学引入 核外电子呈周期性变化 原子半径 元素的化合价 元素的金属性和非金属性等 决定 半径等呈现怎样的周期性变化？ 教学引入 1、原子半径 （1）主族元素原子半径的周期性变化 原子半径增大 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 观察下表，总结原子半径的递变规律是什么？ 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？ 一、原子半径和离子半径 教学内容 （1）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？ 增 大 同主族元素从上到下，随着能层数的增加，离核更远的外层轨道填入电子，使得原子半径增大。 思考与讨论P23 教学内容 （2）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？ 减小 同周期主族元素电子的能层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引作用越大，使得原子半径减小。 思考与讨论P23 教学内容 如何比较粒子半径大小呢？ （三看原则） 电子的能层数 核电荷数 能层数相同 ① ② 原子半径_____ 越大 能层数越多 原子半径_____ 越大 核电荷数越小 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 ③ 教学引入 练习、试比较下列粒子的半径： (1) r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+) (2) r(Li+) r(Na+) r(K+) (3) r(H-) r(Li+) r(Be2+) (4) r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+) (5) r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+) (6) r(Al3+) r(O2-) r(S2-) ＞ ＞ ＜ ＜ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＜ ＜ 教学引入 反映 决定 元素的性质 原子 结构 那么，原子失去1个电子或失去多个电子，所需能量有什么区别呢？ 教学内容 M(g)=M＋(g)+e－ 第一电离能用符号I1表示，单位：kJ/mol 1、概念：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叫做第一电离能。 二、电离能 2、电离能的意义 判断原子失去一个电子的难易程度。 第一电离能数值越小，越容易失去一个电子。 教学内容 每个周期的第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能_____，即同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1呈增大趋势 最小 最大 反常：ⅡA ＞ ⅢA; ⅤA ＞ ⅥA 3、元素第一电离能变化规律 第一电离能随着原子序数的递增而呈周期性变化 教学内容 ↑↓ ↑ ns np ↑↓ ns ↑↓ ↑ ↑ ↑ ns np ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ns np 思考：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？ ⅡA ⅢA ⅤA ⅥA ⅡA＞ⅢA： ⅢA第一电离能失去的是np能级的电子，E(ns)＜E(np)，np能级的电子能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。 ⅤA＞ⅥA： ⅤA的电子排布是半充满状态，较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 教学内容 同一族，从上到下第一电离能逐渐 。 减小 表明自上而下原子越来越易失去电子。 同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。 教学内容 3、电离能的递变规律 ①同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势减小。 ②同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势增大。 ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA 反常： 教学内容 思考与讨论1：金属的电离能与金属的活泼性有什么关系？ 第一电离能增大 第一电离能减小 非金属性增强 金属性增强 教学内容 第二电离能(I2)：从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量 以此类推，还有第三、第四电离能等 通常情况下，对同一原子： I1 ＜I2 ＜I3 ＜I4 ＜…… 表示： M(g) - e- = M+(g) I1 (第一电离能) M(g)+ - e- = M2+(g) I2 (第二电离能) M(g)2+ - e- = M3+(g) I3 (第三电离能) 逐级电离能： 教学内容 由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，核电荷数未变而电子数目变少，半径变小，原子核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子更难失去，故I2>I1，同理I3>I2。 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 元素 Na Mg Al 电离能 kJ∙mol-1 496 738 578 4 562 1 451 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 思考：为什么原子的逐级电离能会突变，逐级电离能突变与钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 逐级电离能出现突变 → 跨越不同能层失电子 → 判断原子最外层电子数/推测其最高化合价 教学内容 4、电离能的应用 ①判断元素金属性、非金属性的强弱 电离能越小，元素的金属性越强 电离能越大，元素的非金属性越强。 ②判断元素的化合价 若电离能在 In 与 In+1 之间发生突变，则原子的主要化合价为+n ③判断元素原子的核外电子排布 电离能突变，则电子层发生了变化 化合价数 = 电离能突变前电离能组数 教学内容 1、有一种元素的逐级电离能数据如下： 电离能 I1 I2 I3 I4 …… kJ·mol-1 578 1817 2745 11578 …… 当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是( ) A.X+ B.X2+ C.X3+ D.X4+ C 2、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列： ①K Na Li ②B C Be N ③He Ne Ar ④ Na Al S P Li >Na> K N> C >Be> B He >Ne > Ar P >S >Al> Na 教学巩固 3、试比较以下微粒半径的大小。 (1)根据元素周期律,原子半径Ga　　As,第一电离能Ga　　As(填“>”或“<”)。  (2)原子半径Al　　　　Si(用“>”或“<”填空)。  (3)随原子序数的递增,八种短周期元素(用字母x等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。 比较d、e常见离子的半径大小(用化学式表示)　　　>　　　　。  > < > r(O2-) r(Na+) 教学巩固 原子结构与元素周期表 原子半径 元素电离能 一看能层数，层多径大 二看原子序数，序大径小 三看核外电子数，数大径小 概念及意义 规律及应用 结构 性质 决定 体现 课堂小结 $