1.3.1 原子半徑、電離能、電負(fù)性 課件高二上學(xué)期化學(xué)魯科版（2019）選擇性必修2

第1章原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第3節(jié)元素性質(zhì)及其變化規(guī)律（第一課時(shí)）

2024年12月19日

課前準(zhǔn)備：課本、學(xué)歷案、筆記本（原子半徑、元素的電離能及其變化規(guī)律）【課標(biāo)要求】

認(rèn)識(shí)元素的原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等元素性質(zhì)的周期性變化，知道原子核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化是導(dǎo)致元素性質(zhì)周期性變化的原因。【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1.了解原子半徑的周期性變化，能用原子結(jié)構(gòu)的知識(shí)解釋主族元素原子

半徑周期性變化的原因。2.了解電離能的概念及其內(nèi)涵，認(rèn)識(shí)主族元素電離能的變化規(guī)律，知道

電離能與元素化合價(jià)的關(guān)系。

【學(xué)】一、原子半徑及其變化規(guī)律【學(xué)歷案答案查對(duì)】1.大

大

強(qiáng)

小2.減小

小于

失電子能力減弱，得電子能力增強(qiáng)

金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)

增大

大于

失電子能力增強(qiáng)，得電子能力減弱

金屬性增強(qiáng)，非金屬性減弱

減小

不大

（n-1）d或（n-2）f吸引作用

排斥作用

失電子能力相差

不大

金屬性相差不大

【預(yù)習(xí)自測(cè)】1.(1)√(2)×(3)×(4)×(5)√2.C二、原子半徑及其變化規(guī)律1.（1）氣態(tài)基態(tài)原子

氣態(tài)基態(tài)離子

一個(gè)電子

最小能量

（2）ⅠkJ?mol-13.①原子核電荷數(shù)

②原子半徑

③原子的核外電子排布4.（1）堿金屬

稀有氣體

從小到大

減小

增大

增大

突變

（2）①

易

金屬性

難

非金屬性

③﹥＞+n【研】任務(wù)一：元素原子半徑的變化規(guī)律【學(xué)歷案答案查對(duì)】【交流研討1】同周期主族元素，隨原子序數(shù)的增大，從左到右，原子半徑逐漸減小

同主族元素，隨原子序數(shù)的增大，從上到下，原子半徑逐漸增大

同周期過渡元素，隨原子序數(shù)的增大，從左到右，原子半徑變化不大【針對(duì)練習(xí)1】

A＞B＞D＞CD（n+1）-＞Cn-＞An+＞B(n+1)+B＞A＞C＞D任務(wù)二：元素電離能的變化規(guī)律及應(yīng)用【交流研討1】1.Ⅰ3

﹥＞Ⅰ2＞

Ⅰ1,說明鎂原子易失去兩個(gè)電子，最外層有兩個(gè)電子

2.因?yàn)殁c元素的Ⅰ2﹥＞

Ⅰ1

，鎂元素的Ⅰ3﹥＞

Ⅰ2＞Ⅰ1

，鋁元素的Ⅰ4﹥＞

Ⅰ3＞Ⅰ2＞

Ⅰ1

，元素化合價(jià)與原子結(jié)構(gòu)中的價(jià)電子排布有關(guān)

【交流研討2】1.同周期元素從左到右，第一電離能總體呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢(shì)

同主族元素從上到下，第一電離能逐漸減小2.因?yàn)榻饘僭氐脑影霃酱?，最外層電子少，易失去，而非金屬元素的半徑小，?/p>

外層電子多，難失去，稀有氣體最外層達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，更難失去。3.因?yàn)棰駻族的外層s軌道全滿，p軌道全空，較穩(wěn)定；ⅤA族外層s軌道全滿，p軌道

半充滿，較穩(wěn)定；

【研】【學(xué)歷案答案查對(duì)】1.B2.C3.B【交流研討3】

1.ⅠA族，Ⅰ2>＞

Ⅰ1

。

2.ⅡA族，s區(qū)，因?yàn)棰?>＞

Ⅰ2＞Ⅰ1

，最外層2個(gè)電子

3.ns2np1,因Ⅰ4>＞

Ⅰ3＞Ⅰ2＞

Ⅰ1

，最外層3個(gè)電子，ⅢA族。4.不對(duì)，T的價(jià)電子排布為ns2，全充滿狀態(tài)穩(wěn)定；W價(jià)電子排布為ns2np1,p軌道電

子易失去，故Ⅰ1

（T）

＞Ⅰ1

（W），應(yīng)比較整個(gè)價(jià)電子失去的能量大小。【清】隨著核電荷數(shù)的增加，原子核外電子排布，特別是價(jià)電子排布呈現(xiàn)周期性變化內(nèi)在結(jié)構(gòu)的周期性變化帶來元素性質(zhì)的周期性變化原子參數(shù)原子參數(shù)：指原子半徑、電離能、電子親和能、電負(fù)性等，他們和元素的化學(xué)性質(zhì)密切相關(guān)前情提要一、原子半徑的周期性變化r>d/2共價(jià)半徑r=d/2金屬半徑r<d/2范德華半徑原子半徑的周期性變化從上到下原子半徑呈增大趨勢(shì)過渡元素變化幅度不大從左到右原子半徑呈減小趨勢(shì)閱讀課本22頁(yè)結(jié)合數(shù)據(jù)探究規(guī)律①同主族變化規(guī)律？②同周期變化規(guī)律？③過渡元素變化規(guī)律？（第四周期）一、原子半徑變化規(guī)律原子半徑的周期性變化二、原子半徑變化的原因帶電微粒間的相互作用原子核對(duì)電子的吸引作用（引力）電子和電子間的排斥作用（斥力）~半徑縮小~半徑增大同時(shí)存在核外電子數(shù)核電荷數(shù)電子層數(shù)請(qǐng)根據(jù)課本22頁(yè)的相關(guān)內(nèi)容，從原子結(jié)構(gòu)的角度分析原子半徑變化的原因原子半徑的周期性變化①同主族：從上到小增大②同周期：從左到右減?、圻^渡元素：變化不大（第四周期）規(guī)律原因應(yīng)用斥力>引力引力>斥力引力和斥力作用效果差別不大微粒半徑比較：一看“層”二看“核”三看“電子”(2020·山東卷節(jié)選)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序數(shù)依次增大，基態(tài)X原子的電子總數(shù)是其最高能級(jí)電子數(shù)的2倍，Z可與X形成淡黃色化合物Z2X2，Y、W最外層電子數(shù)相同。判斷正誤：C項(xiàng)．簡(jiǎn)單離子的半徑：W>X>Y>Z

【針對(duì)訓(xùn)練1】已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－都具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，則A、B、C、D的原子半徑由大到小的順序是______________________，離子半徑由大到小的順序是__________________________，原子序數(shù)由大到小的順序是________________________。1.下列微粒半徑大小比較正確的是(

)A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－

B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋C．Na＜Mg＜Al＜SiD．Cs＜Rb＜K＜Na限時(shí)小測(cè)二、電離能及其變化規(guī)律電離能：氣態(tài)基態(tài)原子或氣態(tài)基態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量常用符號(hào)

I

表示，單位kJ·mol-11、電離能概念二、電離能及其變化規(guī)律2、周期性變化二、電離能及其變化規(guī)律2、周期性變化同主族從上到下I1呈減小趨勢(shì)同周期從左到右I1呈增大趨勢(shì)（ⅡA、VA異常）過渡元素I1總體略有增加（2022·全國(guó)甲卷節(jié)選）圖a、b、c分別表示C、N、O和F的逐級(jí)電離能Ⅰ變化趨勢(shì)(縱坐標(biāo)的標(biāo)度不同)。第一電離能的變化圖是____二、電離能及其變化規(guī)律思考二：ⅡA、VA異常的原因（從原子結(jié)構(gòu)的角度分析）ⅡA族的Be(或Mg)有著比較穩(wěn)定的ns2np0(s能級(jí)全充滿,p能級(jí)全空)結(jié)構(gòu),ⅤA族的N(或P)有著比較穩(wěn)定的ns2np3(s能級(jí)全充滿,p能級(jí)半充滿)結(jié)構(gòu),因而其原子穩(wěn)定,第一電離能較高。思考一、總體上：金屬元素的第一電離能都較小，非金屬元素和稀有氣體元素的第一電離能都較大。為什么？

因?yàn)榻饘僭氐脑影霃酱?，最外層電子少，易失去，而非金屬元素的半徑小，最外層電子多，難失去，稀有氣體最外層達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，更難失去。3、逐級(jí)電離能二、電離能及其變化規(guī)律M(g)=M+(g)+e-

I1（第一電離能）M+(g)=M2+(g)+e-

I2（第二電離能）M2+(g)=M3+(g)+e-

I3（第三電離能）

以此類推二、電離能及其變化規(guī)律2、逐級(jí)電離能逐漸增大并有突躍+1+2+3簡(jiǎn)單陽(yáng)離子原子團(tuán)以下是同周期三種主族元素R、W、T的電離能數(shù)據(jù)(單位:kJ·mol-1)。元素代號(hào)I1I2I3I4R496456269129543W5781817274511575T73814517733105401.能否根據(jù)電離能數(shù)據(jù)判斷元素R位于哪個(gè)族?并說明理由。2.判斷元素T位于元素周期表哪個(gè)分區(qū)?并闡釋理由。3.試寫出元素W價(jià)電子排布式，并闡釋理由。4.能夠根據(jù)I1(T)>I1(W),就做出判斷金屬性:W>T，這個(gè)觀點(diǎn)對(duì)嗎?請(qǐng)闡釋理由。2.具有下列電子層結(jié)構(gòu)的原子，其第一電離能由大到小排列正確的是(

)①3p軌道上只有一對(duì)成對(duì)電子的原子②外圍電子排布為3s23p6的原子③其3p軌道為半充滿的原子④正三價(jià)的陽(yáng)離子的電子層結(jié)構(gòu)與氖原子結(jié)構(gòu)相同A．①②③④B．③①②④C．②③①④D．②④①③限時(shí)小測(cè)第1章原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第3節(jié)元素性質(zhì)及其變化規(guī)律（第二課時(shí)）

2024年12月22日

課前準(zhǔn)備：課本、學(xué)歷案、筆記本（元素的電負(fù)性及其變化規(guī)律）【課標(biāo)要求】

認(rèn)識(shí)元素的原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等元素性質(zhì)的周期性變化，知道原子核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化是導(dǎo)致元素性質(zhì)周期性變化的原因?！緦W(xué)習(xí)目標(biāo)】1.能說出電負(fù)性的含義。2.通過觀察主族元素電負(fù)性值，能描述主族元素電負(fù)性變化的一般規(guī)律，

并能從電子排布的角度對(duì)這些規(guī)律進(jìn)行解釋。3.能利用電負(fù)性判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)；元素得失電子的能力；

推測(cè)化學(xué)鍵的極性?！緦W(xué)】一、電負(fù)性及其變化規(guī)律【學(xué)歷案答案查對(duì)】1.（1）吸引

（2）強(qiáng)

弱2.（1）增大

（2）減小

（3）右上角

左下角

（4）改為同周期

增大

【自學(xué)檢測(cè)】(1)×(2)√(3)×(4)√(5)×

二、原子半徑及其變化規(guī)律1.（1）221.8

（2）活潑

活潑2.（1）弱

正

（2）強(qiáng)

負(fù)3.（1）離子鍵

（2）共價(jià)鍵4.相似【研】任務(wù)一：元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系【學(xué)歷案答案查對(duì)】元素的電負(fù)性越小，吸引電子能力越弱，金屬性越強(qiáng)。元素的電負(fù)性越大，吸引電子能力越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)。【針對(duì)練習(xí)】1.（1）＞

（2）＜

（3）＜

（4）＜

（5）＜

（6）＜任務(wù)二：電負(fù)性數(shù)值大小與化合物中各元素化合價(jià)正負(fù)的關(guān)系？在化合物中，電負(fù)性大的元素常顯負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的元素常顯正價(jià)?！踞槍?duì)練習(xí)】2.CD任務(wù)三：元素的電負(fù)性與化合鍵類型的關(guān)系？當(dāng)成鍵元素的電負(fù)性差值大于1.7時(shí)，易形成離子鍵，當(dāng)成鍵元素的電負(fù)性差值小于1.7時(shí)，易形成共價(jià)鍵。但HF為共價(jià)鍵，但NaH為離子鍵?！踞槍?duì)練習(xí)】3.B【學(xué)歷案答案查對(duì)】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，隨原子序數(shù)遞增，元素電負(fù)性逐漸增大，并呈周期性變化。

（2）NaHHI

（3）離子化合物

共價(jià)化合物

共價(jià)化合物

共價(jià)化合物【清】H原子Cl原子電子誰吸引電子的能力強(qiáng)！三、電負(fù)性及其變化規(guī)律電負(fù)性：原子在分子中吸引電子的能力電負(fù)性是相對(duì)值，無單位。稀有氣體無電負(fù)性值。

吸引電子能力越強(qiáng)~電負(fù)性數(shù)值越大受原子半徑和核電荷數(shù)支配1、定義三、電負(fù)性及其變化規(guī)律（1）主族元素，同一周期從左到右，元素的電負(fù)性遞增（3）電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素集中在元素周期表的左下角（2）同一主族，從上到下，元素電負(fù)性減小(1)主族元素的電負(fù)性越大，元素原子的第一電離能一定越大(

)(2)在元素周期表中，元素電負(fù)性從左到右越來越小(

)(3)金屬元素的電負(fù)性一定小于非金屬元素的電負(fù)性(

)(4)在形成化合物時(shí)，電負(fù)性越小的元素越容易呈現(xiàn)正價(jià)(

)(5)兩種元素電負(fù)性差值越大，越容易形成共價(jià)化合物(

)×××√×MgAlPS即學(xué)即練電負(fù)性有什么用？電負(fù)性：原子在分子中吸引電子的能力

（1）判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱（3）判斷元素化合價(jià)（2）判斷化學(xué)鍵的性質(zhì)非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱非金屬性增強(qiáng)金屬性減弱電負(fù)性小于2的元素大部分是金屬元素電負(fù)性大于2的元素大部分是非金屬元素（1）判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱金屬性越強(qiáng)，最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)非金屬性越強(qiáng)，最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性越強(qiáng)1.比較下列元素電負(fù)性的大小。（1）Li______Na，(2)Cl______F，(3)Si______P，（4）K______Ca，(5)Mg_____Al，(6)H_____B。2．（雙選）下列有關(guān)元素的電負(fù)性的說法正確的是()A．主族元素的電負(fù)性越大，元素的第一電離能一定越大B．在元素周期表中，同周期元素的電負(fù)性從左到右越來越小C．K原子的電負(fù)性小于Na原子的電負(fù)性D．在形成化合物時(shí)，電負(fù)性越小的元素越容易顯示正價(jià)練一練電負(fù)性有什么用？（2）判斷化學(xué)鍵類型

H2：_____________鍵;PH3：_________鍵。非極性共價(jià)極性共價(jià)如：AlCl3

______鍵,NaCl

______鍵

1.53.0共價(jià)0.92.1不作為絕對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，如NaH______鍵；HF______鍵

2.14.0共價(jià)離子一般：成鍵元素原子電負(fù)性差＞1.7，離子鍵;

差＜1.7，共價(jià)鍵。離子

如Li、Mg在空氣中燃燒產(chǎn)物為L(zhǎng)i2O、MgO；Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物；

H3BO3、H2SiO3都是弱酸。

在元素周期表中，某些位于相鄰周期、相鄰主族且處于左上右下位置的兩種元素，電負(fù)性接近，它們的單質(zhì)及其化合物的某些性質(zhì)相似。對(duì)角線規(guī)則注意：對(duì)角線規(guī)則是一條經(jīng)驗(yàn)規(guī)則，不是定理。Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]Be(OH)2+2NaOH=Na2[Be(OH)4]電負(fù)性有什么用？（3）判斷化合價(jià)正負(fù)+1/-1電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價(jià)-1價(jià)：NaH（氫化鈉）、CaH?（氫化鈣）、SiH?（硅烷）、NaBH?（硼氫化鈉）、LiAlH?（氫化鋁鋰）小結(jié)【歸納總結(jié)】判斷元素電負(fù)性大小的方法：(1)非金屬電負(fù)性>金屬電負(fù)性；(2)運(yùn)用同周期、同主族電負(fù)性變化規(guī)律；(3)利用氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性；(4)利用最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸、堿性強(qiáng)弱；(5)利用單質(zhì)與H2化合的難易；(6)利用單質(zhì)與水或酸反應(yīng)置換氫的難易；(7)利用化合物中所呈現(xiàn)的化合價(jià)；(8)利用置換反應(yīng)。3.已知六種元素H、S、N、Al、Cl、Si的電負(fù)性分別為2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般認(rèn)為，如果兩種成鍵元素間的電負(fù)性差值大于1.7，原子之間通常形成離子鍵；如果成鍵元素間的電負(fù)性差值小于1.7，通常形成共價(jià)鍵。某有機(jī)化合物A的結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式如圖，下列有關(guān)說法正確的是(

)A．A中S和N的共用電子對(duì)偏向SB．A中S和N的共用電子對(duì)偏向NC