1.3.1 原子半径、电离能、电负性 课件高二上学期化学鲁科版（2019）选择性必修2

第1章原子结构与元素性质第3节元素性质及其变化规律（第一课时）

2024年12月19日

课前准备：课本、学历案、笔记本（原子半径、元素的电离能及其变化规律）【课标要求】

认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。【学习目标】1.了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子

半径周期性变化的原因。2.了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道

电离能与元素化合价的关系。

【学】一、原子半径及其变化规律【学历案答案查对】1.大

大

强

小2.减小

小于

失电子能力减弱，得电子能力增强

金属性减弱，非金属性增强

增大

大于

失电子能力增强，得电子能力减弱

金属性增强，非金属性减弱

减小

不大

（n-1）d或（n-2）f吸引作用

排斥作用

失电子能力相差

不大

金属性相差不大

【预习自测】1.(1)√(2)×(3)×(4)×(5)√2.C二、原子半径及其变化规律1.（1）气态基态原子

气态基态离子

一个电子

最小能量

（2）ⅠkJ•mol-13.①原子核电荷数

②原子半径

③原子的核外电子排布4.（1）碱金属

稀有气体

从小到大

减小

增大

增大

突变

（2）①

易

金属性

难

非金属性

③﹥＞+n【研】任务一：元素原子半径的变化规律【学历案答案查对】【交流研讨1】同周期主族元素，随原子序数的增大，从左到右，原子半径逐渐减小

同主族元素，随原子序数的增大，从上到下，原子半径逐渐增大

同周期过渡元素，随原子序数的增大，从左到右，原子半径变化不大【针对练习1】

A＞B＞D＞CD（n+1）-＞Cn-＞An+＞B(n+1)+B＞A＞C＞D任务二：元素电离能的变化规律及应用【交流研讨1】1.Ⅰ3

﹥＞Ⅰ2＞

Ⅰ1,说明镁原子易失去两个电子，最外层有两个电子

2.因为钠元素的Ⅰ2﹥＞

Ⅰ1

，镁元素的Ⅰ3﹥＞

Ⅰ2＞Ⅰ1

，铝元素的Ⅰ4﹥＞

Ⅰ3＞Ⅰ2＞

Ⅰ1

，元素化合价与原子结构中的价电子排布有关

【交流研讨2】1.同周期元素从左到右，第一电离能总体呈现从小到大的变化趋势

同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小2.因为金属元素的原子半径大，最外层电子少，易失去，而非金属元素的半径小，最

外层电子多，难失去，稀有气体最外层达到稳定结构，更难失去。3.因为ⅡA族的外层s轨道全满，p轨道全空，较稳定；ⅤA族外层s轨道全满，p轨道

半充满，较稳定；

【研】【学历案答案查对】1.B2.C3.B【交流研讨3】

1.ⅠA族，Ⅰ2>＞

Ⅰ1

。

2.ⅡA族，s区，因为Ⅰ3>＞

Ⅰ2＞Ⅰ1

，最外层2个电子

3.ns2np1,因Ⅰ4>＞

Ⅰ3＞Ⅰ2＞

Ⅰ1

，最外层3个电子，ⅢA族。4.不对，T的价电子排布为ns2，全充满状态稳定；W价电子排布为ns2np1,p轨道电

子易失去，故Ⅰ1

（T）

＞Ⅰ1

（W），应比较整个价电子失去的能量大小。【清】随着核电荷数的增加，原子核外电子排布，特别是价电子排布呈现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原子参数原子参数：指原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等，他们和元素的化学性质密切相关前情提要一、原子半径的周期性变化r>d/2共价半径r=d/2金属半径r<d/2范德华半径原子半径的周期性变化从上到下原子半径呈增大趋势过渡元素变化幅度不大从左到右原子半径呈减小趋势阅读课本22页结合数据探究规律①同主族变化规律？②同周期变化规律？③过渡元素变化规律？（第四周期）一、原子半径变化规律原子半径的周期性变化二、原子半径变化的原因带电微粒间的相互作用原子核对电子的吸引作用（引力）电子和电子间的排斥作用（斥力）~半径缩小~半径增大同时存在核外电子数核电荷数电子层数请根据课本22页的相关内容，从原子结构的角度分析原子半径变化的原因原子半径的周期性变化①同主族：从上到小增大②同周期：从左到右减小③过渡元素：变化不大（第四周期）规律原因应用斥力>引力引力>斥力引力和斥力作用效果差别不大微粒半径比较：一看“层”二看“核”三看“电子”(2020·山东卷节选)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。判断正误：C项．简单离子的半径：W>X>Y>Z

【针对训练1】已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－都具有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是______________________，离子半径由大到小的顺序是__________________________，原子序数由大到小的顺序是________________________。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＜SiD．Cs＜Rb＜K＜Na限时小测二、电离能及其变化规律电离能：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常用符号

I

表示，单位kJ·mol-11、电离能概念二、电离能及其变化规律2、周期性变化二、电离能及其变化规律2、周期性变化同主族从上到下I1呈减小趋势同周期从左到右I1呈增大趋势（ⅡA、VA异常）过渡元素I1总体略有增加（2022·全国甲卷节选）图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能Ⅰ变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是____二、电离能及其变化规律思考二：ⅡA、VA异常的原因（从原子结构的角度分析）ⅡA族的Be(或Mg)有着比较稳定的ns2np0(s能级全充满,p能级全空)结构,ⅤA族的N(或P)有着比较稳定的ns2np3(s能级全充满,p能级半充满)结构,因而其原子稳定,第一电离能较高。思考一、总体上：金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么？

因为金属元素的原子半径大，最外层电子少，易失去，而非金属元素的半径小，最外层电子多，难失去，稀有气体最外层达到稳定结构，更难失去。3、逐级电离能二、电离能及其变化规律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）

以此类推二、电离能及其变化规律2、逐级电离能逐渐增大并有突跃+1+2+3简单阳离子原子团以下是同周期三种主族元素R、W、T的电离能数据(单位:kJ·mol-1)。元素代号I1I2I3I4R496456269129543W5781817274511575T73814517733105401.能否根据电离能数据判断元素R位于哪个族?并说明理由。2.判断元素T位于元素周期表哪个分区?并阐释理由。3.试写出元素W价电子排布式，并阐释理由。4.能够根据I1(T)>I1(W),就做出判断金属性:W>T，这个观点对吗?请阐释理由。2.具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是(

)①3p轨道上只有一对成对电子的原子②外围电子排布为3s23p6的原子③其3p轨道为半充满的原子④正三价的阳离子的电子层结构与氖原子结构相同A．①②③④B．③①②④C．②③①④D．②④①③限时小测第1章原子结构与元素性质第3节元素性质及其变化规律（第二课时）

2024年12月22日

课前准备：课本、学历案、笔记本（元素的电负性及其变化规律）【课标要求】

认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。【学习目标】1.能说出电负性的含义。2.通过观察主族元素电负性值，能描述主族元素电负性变化的一般规律，

并能从电子排布的角度对这些规律进行解释。3.能利用电负性判断化合物中元素化合价的正负；元素得失电子的能力；

推测化学键的极性。【学】一、电负性及其变化规律【学历案答案查对】1.（1）吸引

（2）强

弱2.（1）增大

（2）减小

（3）右上角

左下角

（4）改为同周期

增大

【自学检测】(1)×(2)√(3)×(4)√(5)×

二、原子半径及其变化规律1.（1）221.8

（2）活泼

活泼2.（1）弱

正

（2）强

负3.（1）离子键

（2）共价键4.相似【研】任务一：元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系【学历案答案查对】元素的电负性越小，吸引电子能力越弱，金属性越强。元素的电负性越大，吸引电子能力越强，非金属性越强。【针对练习】1.（1）＞

（2）＜

（3）＜

（4）＜

（5）＜

（6）＜任务二：电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系？在化合物中，电负性大的元素常显负价，电负性小的元素常显正价。【针对练习】2.CD任务三：元素的电负性与化合键类型的关系？当成键元素的电负性差值大于1.7时，易形成离子键，当成键元素的电负性差值小于1.7时，易形成共价键。但HF为共价键，但NaH为离子键。【针对练习】3.B【学历案答案查对】1.B2.C3.B4.D5.（1）NaAr（2）FCs(3)Cs(4)F(5)N、P、As(6)F、Cs6.（1）同一周期，随原子序数递增，元素电负性逐渐增大，并呈周期性变化。

（2）NaHHI

（3）离子化合物

共价化合物

共价化合物

共价化合物【清】H原子Cl原子电子谁吸引电子的能力强！三、电负性及其变化规律电负性：原子在分子中吸引电子的能力电负性是相对值，无单位。稀有气体无电负性值。

吸引电子能力越强~电负性数值越大受原子半径和核电荷数支配1、定义三、电负性及其变化规律（1）主族元素，同一周期从左到右，元素的电负性递增（3）电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在元素周期表的左下角（2）同一主族，从上到下，元素电负性减小(1)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(

)(2)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小(

)(3)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性(

)(4)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易呈现正价(

)(5)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物(

)×××√×MgAlPS即学即练电负性有什么用？电负性：原子在分子中吸引电子的能力

（1）判断元素的金属性和非金属性强弱（3）判断元素化合价（2）判断化学键的性质非金属性增强，金属性减弱非金属性增强金属性减弱电负性小于2的元素大部分是金属元素电负性大于2的元素大部分是非金属元素（1）判断元素的金属性和非金属性强弱金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，气态氢化物稳定性越强1.比较下列元素电负性的大小。（1）Li______Na，(2)Cl______F，(3)Si______P，（4）K______Ca，(5)Mg_____Al，(6)H_____B。2．（双选）下列有关元素的电负性的说法正确的是()A．主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大B．在元素周期表中，同周期元素的电负性从左到右越来越小C．K原子的电负性小于Na原子的电负性D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价练一练电负性有什么用？（2）判断化学键类型

H2：_____________键;PH3：_________键。非极性共价极性共价如：AlCl3

______键,NaCl

______键

1.53.0共价0.92.1不作为绝对标准，如NaH______键；HF______键

2.14.0共价离子一般：成键元素原子电负性差＞1.7，离子键;

差＜1.7，共价键。离子

如Li、Mg在空气中燃烧产物为Li2O、MgO；Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物；

H3BO3、H2SiO3都是弱酸。

在元素周期表中，某些位于相邻周期、相邻主族且处于左上右下位置的两种元素，电负性接近，它们的单质及其化合物的某些性质相似。对角线规则注意：对角线规则是一条经验规则，不是定理。Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]Be(OH)2+2NaOH=Na2[Be(OH)4]电负性有什么用？（3）判断化合价正负+1/-1电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价-1价：NaH（氢化钠）、CaH₂（氢化钙）、SiH₄（硅烷）、NaBH₄（硼氢化钠）、LiAlH₄（氢化铝锂）小结【归纳总结】判断元素电负性大小的方法：(1)非金属电负性>金属电负性；(2)运用同周期、同主族电负性变化规律；(3)利用气态氢化物的稳定性；(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；(5)利用单质与H2化合的难易；(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易；(7)利用化合物中所呈现的化合价；(8)利用置换反应。3.已知六种元素H、S、N、Al、Cl、Si的电负性分别为2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式如图，下列有关说法正确的是(

)A．A中S和N的共用电子对偏向SB．A中S和N的共用电子对偏向NC