1.3.1原子半径及其变化规律 电离能 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1课时原子半径及其变化规律

电离能学习目标核心素养培养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。证据推理与模型认知2.了解同周期、同主族元素性质的递变规律。宏观辨识与微观探析3、了解电离能的定义及其内涵,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。知识体系(1)元素周期律：(2)元素周期律的实质：(3)元素周期律的内容：复习回顾元素性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律原子核外电子排布的周期性变化原子的化合价、原子半径、得失电子能力、金属性非金属性等元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化一·原子半径及其变化规律在原子核外，从原子核附近到离核很远的地方，电子都有可能出现，因此原子并不是一个具有明确“边界”的实体，也就是说，原子并没有经典意义上的半径。

测定原子半径的方法很多。常用的一种方法是根据固态单质的密度算出1mol原子的体积，再除以阿伏加德罗常数，得到一个原子在固态单质中平均占有的体积，进而得到其原子半径。另一种更常用的方法是，指定化合物中两个相邻原子的核间距为两个原子的半径之和，再通过实验来测定分子或固体中原子的核间距，从而求得相关原子的原子半径。原子半径的测定方法有关书籍和手册上提供的原子半径通常是用第二种方法测定的。利用这种方法测得的原子半径有三种∶一是共价半径，由共价分子或共价晶体中原子的核间距计算得出;二是是范德华半径，由分子晶体中共价分子之间的最短距离计算得出；三是金属半径，由金属晶体中原子之间的最短距离计算得出。追根寻源思考：同周期主族元素从左往右，原子半径变化有什么规律?为什么？同主族元素从上往下，原子半径变化有什么规律？为什么？过渡元素从左往右，原子半径为什么变化幅度不大？观察·思考一·原子半径及其变化规律影响原子半径的因素：核电荷数电子层数先看电子层数，一般电子层数越大，半径越大；电子层数相同，核电荷数越大，半径越小；电子层数相同，核电荷数相同，电子数越多，半径越大。小试身手半径大小比较：(1)Na+、Al3+、O2-、F-(2)Fe2+、Fe3+(3)Sn2+、Pb2+(4)第三周期离子半径最小的微粒是：A>B>D>CD>C>A>BB>A>C>D一·得失电子能力(金属性非金属性)及其变化规律思考：元素周期表中主族元素原子得失电子能力呈现的

递变规律是什么？如何利用原子半径进行解释？失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐增强得电子能力逐渐减弱金属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。复习回顾1.比较元素单质与H2O或酸反应置换出H2的难易程度，置换反应越易发生，失电子能力越强2.比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，失电子能力越强复习回顾1.比较元素单质与H2化合的难易程度，反应越易发生，得电子能力越强。2.比较生成的气态氢化物的稳定性，稳定性越强，得电子能力越强。3.比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，得电子能力越强。1.可以证明非金属性Cl>S的事实是？熔沸点H2S>HCl酸性HCl>H2SCl2+S2-=S↓+2Cl-还原性H2S>HClFe在氯气中燃烧生成FeCl3，Fe和硫粉混合加热生成FeS酸性HClO4>H2SO4热稳定性HCl>H2SCl2比S更易与H2化合小试身手1.设计实验证明非金属性Cl>S，N>C>Si2.设计实验证明金属性Na>Mg小试身手为满足科学研究和生产实践的需要，对原子得失电子的能力仅有定性的分析往往是不够的，因此人们不断尝试寻找能定量地衡量或比较原子得失电子能力的方法。不过，在化学变化中伴随着不同原子核外电子之间的相互作用等复杂过程的发生，要想借助化学变化来确立定量描述某种原子得失电子能力的参数并不容易。请你充分发挥想象力，尝试找到解决这个问题的思路。联想·质疑二、元素的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）1.定义：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叫做电离能。2.符号：I单位：KJ/mol3、表示式：4、电离能的意义：表示气态原子失去电子难易程度的物理量。第一电离能：处于基态的气态原子失去一个电子转化为正一价气态离子所需要的能量叫做第一电离能。元素第一电离能符号：I1。第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的能量叫做第二电离能；第三电离能和第四、第五电离能依此类推。通常情况下I2I1I3Be的电离能5、逐级电离能：同一原子的各级电离能之间存在如下关系：

I1<I2<I3……6、影响电离能大小因素⑴核电荷数电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。⑵原子半径同族原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越易失电子，电离能越小。⑶电子层结构稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。阅读课本第24-25页内容，分析总结元素原子的第一电离能随元素原子序数的递增而变化的规律，并从原子结构的角度解释。示例1：观察分析下表电离能数据回答：元素I1KJ/molI2KJ/molI3KJ/molLi520729511815Mg73814517733试解释为什么锂元素易形成Li＋，而不易形成Li2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？从表中数据可知：Li元素的I2远大于I1，因此Li容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；即Li易形成Li＋，而不易形成Li2＋。镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。二.电离能的变化规律观察·思考观察图1-3-4，请你说明元素的第一电离能随着元素原子序数的递增呈现怎样的变化规律，并从原子结构的角度加以解释。(同周期、同主族)二.电离能的变化规律同周期：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，表示元素原子越来越难失去电子。思考：第二周期Be第一电离能大于B，N大于O；第三周期Mg大于Al，P大于S的原因是什么？

Be：1s22s2

B：1s22s22p1

N：1s22s22p3

O：1s22s22p4Mg：1s22s22p63s2

Al：1s22s22p63s23p1

P：1s22s22p63s23p3

S：1s22s22p63s23p42p03p0二.电离能的变化规律同周期：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，表示元素原子越来越难失去电子。反常情况：ⅡA>ⅢA；ⅤA>ⅥA同主族：从上往下，元素的第一电离能逐渐减小，表示元素原子越来越容易失去电子。原因：同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引作用逐渐减弱。对过渡元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f轨道上，原子核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大，所以过渡元素第一电离能的变化不太规则。小试身手><<><>><追根寻源金属的活动性顺序与金属元素电离能的大小顺序为什么不一致

金属活动性顺序为K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au。该顺序表示从K到Au，在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越困难。金属元素的电离能是指金属元素原子（或离子）在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属元素原子（或离子）在气态时活泼性的量度。因为金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。例如，钠元素的第一电离能为496kJ·mol-1，钙元素的第一电离能和第二电离能分别为590kJ·mol-1、1145kJ·mol-1，表明气态钠原子比气态钙原子更容易失去电子，更加活泼。但是，因为Ca2+形成水合离子时放出的能量（1653kJ·mol-1）远比Na+形成水合离子时放出的能量（405kJ·mol-1）多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更容易失去电子，即在金属活动性顺序中钙排在钠的前面。由此可以看出，我们用某种规律分析问题时一定要注意具体条件。拓展视野

电子亲和能电子亲和能反映的是气态原子