原子半徑及其變化規(guī)律【新教材備課精研】高二化學(xué) （人教版2019選擇性必修2）

走進(jìn)奇妙的化學(xué)世界2022-2023選擇性必修2第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)元素周期律

學(xué)習(xí)

目標(biāo)PART01PART02能從原子結(jié)構(gòu)的角度理解原子半徑、元素第一電離能之間的遞變規(guī)律，能利用遞變規(guī)律比較原子(離子)半徑、元素第一電離能的相對(duì)大小。通過(guò)原子半徑、元素第一電離能遞變規(guī)律的學(xué)習(xí)，建立“結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)”的認(rèn)知模型，并能利用認(rèn)知模型解釋元素性質(zhì)的規(guī)律性和特殊性。第2課時(shí)原子半徑及其變化規(guī)律一、元素周期律1.相關(guān)等式①原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子數(shù)

②主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=價(jià)電子數(shù)

=該元素的最高正化合價(jià)（除氧氟）③周期數(shù)=該元素的原子的電子層數(shù)復(fù)習(xí)回顧2.元素主要化合價(jià)的周期性變化取決于原子最外層電子數(shù)的周期性變化第一周期第二周期第三周期①同周期從左到右：最高正價(jià)＋1→＋7；最低負(fù)價(jià)-4→-1→0；

(O和F無(wú)最高正價(jià))③非金屬：最高正價(jià)＋|最低負(fù)價(jià)|＝8(H、O、F除外)②最高正價(jià)＝主族序數(shù)＝最外層電子數(shù)(O、F除外)金屬無(wú)負(fù)價(jià)；H最高價(jià)為＋1最低價(jià)為－1；O無(wú)最高正價(jià)，最低價(jià)為－2；F無(wú)正化合價(jià)，最低價(jià)為－1。寫出ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素的氫化物和最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的通式。

1B

AlSiGeAs

Sb

Te

2

3

4

5

6

7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0

Po

At非金屬性逐漸增強(qiáng)

金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬區(qū)

金屬區(qū)0族元素最強(qiáng)

非金屬性逐漸減弱最強(qiáng)3.元素金屬性和非金屬性的周期性變化（1）金屬性的比較方法①最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（堿）的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)。②與水或酸反應(yīng)的劇烈程度，越劇烈，反應(yīng)放出的氫氣越快，金屬性越強(qiáng)。（2）非金屬性的比較方法①最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（含氧酸）的酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)。②與氫氣反應(yīng)的難易程度，越容易反應(yīng)，非金屬性越強(qiáng)。③氫化物的穩(wěn)定性，越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)。原子半徑和離子半徑元素周期律的本質(zhì)是:隨著原子序數(shù)的遞增,原子核外電子排布呈周期性變化。元素周期律的內(nèi)涵豐富多樣，下面，我們來(lái)討論原子半徑、電離能和電負(fù)性的周期性變化。

電子在核外運(yùn)動(dòng)沒(méi)有固定軌道，只是概率分布不同，因此原子沒(méi)有一個(gè)明確的界面。人們假定原子呈球體，借助相鄰原子的核間距來(lái)確定原子半徑。根據(jù)原子之間的作用力不同，將原子半徑分為共價(jià)半徑、金屬半徑、范德華半徑。二.原子半徑共價(jià)半徑：同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)單鍵結(jié)合時(shí)，它們核間距的一半即是該原子的共價(jià)半徑。Cl2Br2198pm228pmCl的共價(jià)半徑99pmBr的共價(jià)半徑114pm金屬半徑：

金屬單質(zhì)的晶體中，兩個(gè)最相鄰的金屬原子核間距的一半即是該金屬原子的金屬半徑。286pm鋁原子的金屬半徑143pm金屬鋁范德華半徑：

稀有氣體原子之間以范德華力相互接近，低溫下稀有氣體單質(zhì)在以晶體存在時(shí)，兩個(gè)相鄰原子核間距的一半即是范德華半徑。D=2r1.影響原子半徑大小的因素電子的能層數(shù)核電荷數(shù)電子的能層越多，電子之間的排斥作用將使原子的半徑增大。核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。同一周期，從左往右原子半徑由大到小呈現(xiàn)周期性變化。同一主族，從上往下原子半徑由小到大遞變。

觀察元素周期表中主族元素的原子半徑變化有何規(guī)律？常見(jiàn)原子的半徑核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。電子的能層越多，電子之間的排除作用越大，將使原子的半徑增大。你能解釋元素周期表中主族元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化的原因了嗎？注意：這兩種作用是同時(shí)存在，相互競(jìng)爭(zhēng)的關(guān)系。原子半徑同周期同主族從左到右，隨核電荷數(shù)增大，原子半徑減小。從上到下，隨電子的能層數(shù)增多，原子半徑增大。原子半徑取決于電子的能層數(shù)核電荷數(shù)原子半徑越大能層數(shù)越多能層數(shù)相同核電荷數(shù)越大核對(duì)電子的引力也就越大導(dǎo)致原子半徑越小(1)影響因素(2)遞變規(guī)律小結(jié)：原子能層數(shù)多的元素的原子半徑是否一定大于原子能層數(shù)少的元素的原子半徑？【答案】不一定，原子半徑的大小由核電荷數(shù)與原子的能層數(shù)兩個(gè)因素綜合決定，如堿金屬元素的原子半徑比它下一周期鹵素原子的半徑大。主族元素原子半徑的周期性變化【思考與討論】2．比較Na與Na＋、Cl與Cl－的半徑大小，并說(shuō)明理由。3．具有相同電子層結(jié)構(gòu)的離子，如O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋的半徑大小關(guān)系如何？為什么？【答案】r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，原子核對(duì)電子的引力越大，其微粒半徑越小。【知識(shí)拓展】比較以下簡(jiǎn)單離子的半徑大?。竣趓(Al3＋)r(O2－)＜①r(Cl－)r(Br－)＜③r(Fe3＋)r(Fe2＋)＜核外電子排布相同的離子，越得電子半徑越大，反之越小。電子能層數(shù)越多，半徑越大。電子能層數(shù)一致，核電荷數(shù)越小，半徑越大。電子能層數(shù)、核電荷數(shù)均一致，電子數(shù)越大，半徑越大。

r(N3-)＞r(O2-)＞r(F-)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)

r(P3-)＞r(S2-)＞r(Cl-)＞r(K＋)＞r(Ca2＋)

常見(jiàn)題型：

核外電子排布相同的離子半徑比較電子的能層數(shù)原子半徑越大能層數(shù)越多特例：rLi>rAl核電荷數(shù)能層數(shù)相同原子半徑越大核電荷數(shù)越?、佗诤送怆娮訑?shù)原子半徑越大核外電子數(shù)越多核電荷數(shù)和能層數(shù)都相同③

比較微粒半徑的一般思路(1)“一層”:先看電子層數(shù),電子層數(shù)越多,微粒半徑一般越大。(2)“二核”:若電子層數(shù)相同則看核電荷數(shù),核電荷數(shù)越大,微粒半徑越小。(3)“三電子”:若電子層數(shù)、核電荷數(shù)均相同,則看核外電子數(shù),電子數(shù)多的半徑大。規(guī)律總結(jié)例1：比較原子（離子）半徑大小的方法(1)r(Na)

r(Mg)

r(Al)

r(Si)

r(P)

r(S)

r(Cl)(2)

r(Li)

r(Na)

r(K)

r(Rb)

r(Cs)(3)

r(K)

r(Al)>>>>>><<<<>(4)

r(Cl－)

r(Cl)，

r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)(5)

r(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)(6)

r(Li＋)

r(Na＋)

r(K＋)

r(Rb＋)

r(Cs＋)；r(O2-)

r(S2-)

r(Se2-)

r(Te2-)(7)

r(K＋)

r(Na＋)

r(Mg2＋)>>>>>>><<<<<<<>>若短周期元素的離子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的電子層結(jié)構(gòu)。(1)四種元素在周期表中的相對(duì)位置如何？提示短周期元素的離子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，則：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在周期表中C、D的下一周期。(2)原子序數(shù)從大到小的順序是什么？提示a＞b＞d＞c。(3)離子半徑由大到小的順序是什么？提示C3－＞D－＞B＋＞A2＋。深度思考3。微粒半徑大小規(guī)律原子半徑同周期元素，隨著原子序數(shù)遞增，其原子半徑逐漸減小(稀有氣體除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)同主族元素，隨著電子層數(shù)遞增，其原子半徑逐漸增大。例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)離子半徑同種元素的粒子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽(yáng)離子，低價(jià)陽(yáng)離子大于高價(jià)陽(yáng)離子。例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)離子半徑電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，半徑越小。例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)帶相同電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大。例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)核電荷數(shù)、電子層數(shù)均不同的離子可選一種離子參照比較。例：比較r(K＋)與r(Mg2＋)可選r(Na＋)為參照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)解析:由四種元素基態(tài)原子的電子排布式可知,①為S原子,②為P原子,③為N原子,④為F原子,其中P、S元素處于第三周期,P原子的核電荷數(shù)小于S,則P的原子半徑大于S;N和F元素處于第二周期,N原子的核電荷數(shù)小于F,則N的原子半徑大于F;S原子比N原子多一個(gè)電子層,則S的原子半徑大于N原子,綜上所述,原子半徑由大到小的順序?yàn)镻>S>N>F。1.四種元素基態(tài)原子的電子排布式如下:①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5。四種原子按半徑由大到小的順序排列正確的是(

)A.①>②>③>④ B.②>①>③>④C.②>①>④>③

D.①>②>④>③B2。已知短周期元素的離子aA2＋、

bB＋、cC3－、dD－都具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，則下列敘述正確的是

(

)A．原子半徑：A>B>D>CB．原子序數(shù)：D>C>B>AC．離子半徑：C3－>D－>B＋>A2＋D．單質(zhì)的還原性：A>B>D>C【解析】aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都是短周期元素的離子，其原子序數(shù)不會(huì)超過(guò)18，因而它們都是主族元素。由于它們的電子層結(jié)構(gòu)相同，因而C、D位于A、B的上一周期，為非金屬元素，且原子序數(shù)D>C，A、B為金屬元素且原子序數(shù)A>B，因而四種元素的原子序數(shù)由大到小的順序?yàn)锳>B>D>C，B項(xiàng)錯(cuò)誤；由于A、B在C、D的下一周期，又是原子半徑較大的金屬元素，因而A、B的原子半徑肯定比C、D的大，由同周期元素原子半徑的遞變規(guī)律知B>A>C>D，A項(xiàng)錯(cuò)誤；電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，陰離子半徑必大于陽(yáng)離子半徑，且?guī)ж?fù)電荷越多半徑越大，陽(yáng)離子帶正電荷越多半徑越小，故離子半徑由大到小的順序?yàn)镃3－>D－>B＋>A2＋，C項(xiàng)正確；單質(zhì)中同周期的A、B為金屬，A原子序數(shù)大于B，故還原性應(yīng)為B>A。同周期非金屬元素C、D，C的原子序數(shù)小于D，C的還原性應(yīng)大于D，D項(xiàng)錯(cuò)誤?！敬鸢浮緾【方法技巧】具有相同電子層結(jié)構(gòu)的粒子遵循“序大徑小”的規(guī)律，即原子序數(shù)越大，粒子半