第1章 第3节 第1课时 原子半径、元素的电离能及其变化规律-【新课程学案】2025-2026学年高中化学选择性必修2教师用书word（鲁科版 山东专用）

第3节　元素性质及其变化规律 学习目标 重点难点 1.了解核外电子排布与原子半径周期性变化的关系,能用原子结构的知识解释其周期性变化的原因。 2.了解电离能的概念与内涵,认识主族元素第一电离能的变化规律,运用电离能解释元素的某些性质。 3.知道电负性的概念及其变化规律。学会用电负性判断元素金属性、非金属性以及两成键元素间形成的化学键类型。 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。 第一课时　原子半径、元素的电离能及其变化规律 新知探究(一)——原子半径及其变化规律 1.影响原子半径的因素 2.原子半径变化规律 主族 元素 同一周期从左到右,增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用,使原子半径逐渐减小。 同一主族自上到下,核电荷数增加对外层电子的吸引作用小于增加电子产生的电子间的排斥作用,使原子半径逐渐增大 过渡 元素 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排布在(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 3.元素原子得失电子的能力 (1)利用原子半径和价电子数,可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。 (2)除稀有气体元素外,从左到右,元素原子失去电子的能力越来越弱,获得电子的能力越来越强。 (3)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。 (4)位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。 [题点多维训练] 1.下列微粒半径大小比较正确的是 (　　) A.Na+<Mg2+<Al3+<O2- B.S2->Cl->Na+>Al3+ C.Na<Mg<Al<Si D.Cs<Rb<K<Na 解析:选B　A项中四种离子的电子层数相同,核电荷数越大,半径越小,半径大小应为Al3+<Mg2+<Na+<O2-;B项中S2-与Cl-的电子层数相同,Na+与Al3+的电子层数相同,S2-和Cl-比Na+和Al3+多一个电子层,半径大小应为S2->Cl->Na+>Al3+;C项中微粒电子层数相同,核电荷数越大,半径越小,半径大小应为Na>Mg>Al>Si;D项中微粒为同一主族元素原子,电子层数越多,原子半径越大,半径大小应为Cs>Rb>K>Na。 2.在通常条件下,下列各组物质的性质排列正确的是 (　　) A.Na、Mg、Al的失电子能力逐渐增强 B.O、F、N的非金属性逐渐增强 C.S2-、Cl-、K+的半径逐渐增大 D.简单氢化物的热稳定性:HF>H2O>NH3 解析:选D　Na、Mg、Al的失电子能力逐渐减弱,故A错误;非金属性:N<O<F,故B错误;S2-、Cl-、K+具有相同的电子层结构,核电荷数越大,离子半径越小,则S2-、Cl-、K+的半径逐渐减小,故C错误;非金属性:F>O>N,则简单氢化物的热稳定性:HF>H2O>NH3,故D正确。 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为7 B.原子半径的大小顺序为X>Y>Z>W>Q C.简单离子半径的大小顺序为W>Q>X>Y>Z D.元素W的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Q的强 解析:选C　由五种元素在周期表中的相对位置关系可知,X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、Cl。N、Al的最高正化合价分别为+5、+3,二者之和的数值为8,A项错误。同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,且电子层数越多,原子半径越大,故原子半径的大小顺序为Al>S>Cl>N>O,B项错误。电子层结构相同的离子,核电荷数越小,离子半径越大,电子层结构不同的离子,电子层数越多,离子半径越大,故简单离子半径的大小顺序为S2->Cl->N3->O2->Al3+,C项正确。元素的非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,S的非金属性比Cl的弱,故H2SO4的酸性比HClO4的弱,D项错误。 |思维建模|微粒半径大小的比较规律 比较方法 微粒特点 变化规律 实例 依据元素周期表比较原子半径大小 同周期主族元素 从左到右,原子半径依次减小 r(Na)>r(Mg)>r(Al) 同主族元素 从上到下原子半径依次增大 r(F)<r(Cl)<r(Br) 依据微粒结构特点比较微粒半径大小 电子层结构不同 一般电子层数越多,半径越大 r(S)>r(O) 电子层结构相同 随核电荷数增大,离子半径减小 r(O2-)>r(F-)>r(Na+) 同种元素的原子和离子 价态越高,半径越小 r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+); r(S)<r(S2-) 新知探究(二)——元素的电离能及其变化规律　　 1.电离能的概念 气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。表示符号:I。单位:kJ·mol-1。 2.元素的逐级电离能 (1)含义 元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能,常用符号I1表示;在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能,常用符号I2表示;以此类推,还有第三、第四电离能等。通常,元素的第二电离能高于第一电离能,第三电离能又高于第二电离能。 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) (2)变化规律 ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1<I2<I3<……,这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子后,半径变小,核电荷数未变而电子数目变少,原子核对外层电子的吸引作用增强,因而失去第二个电子比失去第一个电子更难,需要的能量更多。 ②元素原子的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍,这是由于电子是分层排布的。如Na元素的I1、I2、I3分别是496、4 562、6 912(单位:kJ·mol-1,下同),在I1和I2之间发生突变;Mg元素的I1、I2、I3分别是738、1 451、7 733,在I2和I3之间发生突变,说明在化学反应中Na易失去1个电子,Mg易失去2个电子。 3.意义 衡量元素的原子(或离子)在气态时失去电子的难易程度。电离能越小,表示在气态时该元素的原子(或离子)越容易失去电子;反之,电离能越大,表示在气态时该元素的原子(或离子)越难失去电子。 4.元素电离能的变化规律 同周期 元素 碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体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小到大的变化趋势 同主族元素 总体上自上而下第一电离能逐渐减小 过渡元素 第一电离能的变化不太规则,同一周期的过渡元素从左到右,随着元素原子序数的增加,第一电离能总体上略有增加 同一元素原子 电离能逐级增大(即I1<I2<I3……) [微点拨]　电离能的影响因素及特例 ①电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。 　　②具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素稳定性较高,其第一电离能数值较大,如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大,N为半充满、Mg为全充满状态,其第一电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况,第一电离能:ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA。 应用化学 　　二氧化硫是一种食品添加剂,在食品工业中扮演保鲜、防腐、抗氧化的角色。使用范围包括干果、干菜、粉丝、蜜饯、葡萄酒等。将二氧化硫添加到葡萄酒中,可使葡萄酒长期存放,口感好。 1.理论上同一周期的元素从左到右第一电离能呈增大趋势,但是P元素的第一电离能大于S元素的第一电离能,为什么? 提示:硫原子的价电子排布式为3s23p4,磷原子的价电子排布式为3s23p3,p轨道处于半充满状态,较难失去电子,因此P元素的第一电离能大于S元素的第一电离能。 2.二氧化硫中,氧与硫的第一离能的大小关系如何? 提示:氧与硫位于同一主族,则氧元素的第一电离能大于硫元素的第一电离能。 [题点多维训练] 题点(一)　电离能的理解及大小比较 1.下列有关电离能的说法,正确的是 (　　) A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量 C.同一周期中,主族元素的第一电离能从左到右越来越大 D.同主族元素,随原子序数的递增,第一电离能逐渐减小 解析:选D　元素原子的第一电离能越大,表示该元素的原子越难失去电子,故A错误;电离能是气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量,元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能,故B错误;从总的变化趋势上看,同一周期中主族元素的第一电离能呈增大的趋势,故C错误;同主族元素,随原子序数的递增,第一电离能逐渐减小,故D正确。 2.下列元素第一电离能大小顺序中,正确的是 (　　) A.Be>B>Mg B.B>Mg>Be C.B>Al>Mg D.Al>Be>Mg 解析:选A　同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小。但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素,则第一电离能:Be>B>Mg,A正确,B错误;Mg的第一电离能比Al的大,C、D错误。 题点(二)　电离能的综合应用 3.(2025·山东潍坊高二检测)下表为Na、Mg、Al的部分电离能(kJ·mol-1)数值。 电离能 元素 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4 562 1 451 1 817 I3 6 912 7 733 2 745 I4 9 543 10 540 11 575 分析上表中各元素电离能的变化,回答下列问题: (1)同一元素的电离能逐级增大是由于 　。   (2)钠原子容易失去1个电子成为+1价的阳离子是由于 　。   (3)上表中能够说明镁、铝原子通常分别形成Mg2+、Al3+的依据是　　　　　　　　　　　　　。   解析:(1)原子失电子时,首先失去的是能量最高的电子,故第一电离能较小,原子失去电子后变成阳离子,半径减小,原子核对外层电子的有效吸引作用增强,从而使电离能逐级增大。(2)钠原子的I2≫I1,说明钠原子很容易失去1个电子形成+1价阳离子Na+,Na+的核外电子排布式为1s22s22p6,为相对稳定结构,原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强,不易再失去电子,因此,钠元素的常见价态为+1价。(3)镁原子通常形成+2价阳离子的依据是镁元素的I3≫I2。铝原子通常形成+3价阳离子的依据是铝元素的I4≫I3。 答案:(1)原子失去电子后变成阳离子,半径减小,原子核对外层电子的有效吸引作用增强,从而使电离能逐级增大　(2)钠原子失去一个电子形成的Na+的核外电子排布式为1s22s22p6,为相对稳定结构,原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强,不易再失去电子,所以钠元素的常见价态为+1价　(3)镁元素的I3≫I2,铝元素的I4≫I3 学科网（北京）股份有限公司 $