资源简介

(共26张PPT)
原子半径、元素的电离能及其变化规律
课时1
第1章
第
3
节
1.知道原子结构与元素性质间的关系规律(重点)。
2.了解原子半径的意义及其测定方法，知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。
3.正确理解元素电离能的含义及其变化规律，会用电离能的概念分析解释元素的某些性质(难点)。
学
习
目
标
请画出1~18号元素原子结构示意图，归纳同周期元素原子最外层电子数的变化规律。
1——2
1——8
联想质疑
内
容
索
引
目标一　原子半径及其变化规律
目标二　元素的电离能及其变化规律
原子半径及其变化规律
< 目标一 >
1.原子半径的测定方法
由于原子并不是一个具有明确“边界”的实体，人们假定原子是一个球体。采用统计的方法来测定原子半径。
原子半径是被哪些因素决定的？
思考
2.原子半径的影响因素
1
2
电子层数
核电荷数
电子层数
越多
离核更远的外层轨道填入电子
导致
原子半径越大
核电荷数
越多
核对外层电子的吸引作用越大
导致
原子半径越小
3.原子半径的变化规律
电子层数逐渐增多，核电荷数逐渐增大，电子层数增多为主要因素，原子半径逐渐增大
电子层数相同，随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增大，原子半径逐渐减小
同周期过渡元素 原子半径逐渐减小，但变化不大
增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大
4.原子半径和元素原子得失电子能力的关系
(1)同周期主族元素：
原子半径逐渐减小，得电子的能力越来越强。
(稀有气体除外)
(2)同主族元素：
原子半径逐渐增大，金属元素原子失电子的能力越来越强，非金属元素原子得电子的能力越来越弱。
(3)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。
5.微粒半径大小的比较
微粒种类及特点 比较方法 实例
原子 同周期元素 核电荷数越大，半径越____ r(Na)>r(Mg)>r(Al)
同主族元素 核电荷数越大，半径越____ r(F)多数原子 一般电子层数越多，半径越___ r(S)>r(C)
离子 具有相同电子层结构 核电荷数越大，半径越____ r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
电子数和核电荷数均不同 通过电子数或核电荷数相同的微粒作参照物 r(Al3+)同种元素的原子和离子 核外电子数越多，微粒半径 越____ r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)
小
大
大
小
大
1.下列关于微粒半径大小关系的判断错误的是______。
①r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)
②r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)
③r(K＋)＜r(Ca2＋)＜r(Cl－)＜r(S2－)
④r(H＋)＜r(H－)＜r(H)
③④
2.下列离子半径的大小顺序为_____________(用序号表示)。
①Na＋　②X2－：1s22s22p63s23p6　③Y2－：2s22p6　④Z－：3s23p6
②>④>③>①
归纳总结
可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小(一般规律)。
“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。如半径：S＞O。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。如半径：Na＋＜F－。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。如半径：Fe2＋＞Fe3＋。
元素的电离能及其变化规律
< 目标二 >
1.概念
电离能：
气态基态原子
气态基态正离子
2 8
+11
Na→Na+
1
I
失去一个电子
所需要的最小能量
单位：kJ·mol－1
2.元素的逐级电离能
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）
……
3.电离能的意义
(1)电离能越小，该气态原子(或离子)越容易失去电子。
(2)电离能越大，该气态原子(或离子)越难失去电子。
(3)运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。
4.元素电离能的变化规律
同周期：
同主族：
自左向右总体上呈现从小到大的变化趋势
自上而下减小趋势
随原子序数递增
ⅡA和ⅤA反常
ⅡA > ⅢA、ⅤA > ⅥA
洪特规则特例
Be 1s22s2
N 1s22s22p3
第一电离能碱金属元素最小，稀有气体最大
4.元素电离能的变化规律
随原子序数递增
过渡元素：
第一电离能的变化不太规则
同一周期从左到右，随原子序数的增加，第一电离能总体上略有增加
4.元素电离能的变化规律
元素 I1/(kJ·mol－1) I2/(kJ·mol－1) I3/(kJ·mol－1)
Na 496 4 562 6 912
Mg 738 1 451 7 733
钠和镁的第一、二、三电离能
分析表中的数据，你能发现什么规律？
同一元素原子电离能逐级增大(即I1＜I2＜I3……)
5.电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布
当相邻逐级电离能突然变大时，说明其电子层发生了变化。
元素 电离能 Na Mg Al
I1 496 738 577
I2 4562 1451 1817
I3 6912 7733 2745
I4 9540 10540 11578
+1 +2 +3
如Na：I1 I2(2)确定元素的化合价
电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n。
(3)判断元素金属性、非金属性的强弱
I1越大，非金属性越强，I1越小，金属性越强
特别提醒
(1)注意电离能中的关键词：“气态”“基态”“失去一个电子”等都是保证最低能量的条件。
(2)金属的活动性顺序与金属元素的电离能都表示原子失去电子的能力，但是具体条件不同，故两者的大小顺序并不完全一致。
1. (1)第2周期中，第一电离能介于B和N之间的有几种元素？分别是哪几种？
提示　Be、C、O共三种。
(2)碱金属的第一电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
提示　碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。
2.正误判断
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强
(2)第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能
(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能
√
×
×
×
×
√
√
拓展视野
电子亲和能
(1)概念：元素的气态原子(或离子)获得一个电子所放出的能量。单位：kJ·mol-1。
(2)意义：反映气态原子获得电子成为气态阴离子的难易程度。习惯上规定，体系放出能量时电子亲和能为正，反之为负。
(3)变化规律：无论在同一周期中还是在同一族中，元素的电子亲和能都没有表现出简单的变化规律，因此其应用不如电离能广泛。
返回
1.某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)如表所示。下列关于元素R的判断正确的是
I1 I2 I3 I4
R 740 1 500 7 700 10 500
A.R元素基态原子的价电子排布式为ns1
B.R的最高正价为＋4价
C.R元素可能属于非金属元素
D.R元素位于元素周期表中ⅡA族
√
2.(1)第一电离能的大小：C　 　O(填“大于”或“小于”)。
小于
(2)N、O、S的第一电离能(I1)大小为I1(N)>I1(O)>I1(S)，原因是
______________________________________________________________ 　　 　　　　　　 。
N原子2p轨道半充满，比相邻的O原子更稳定，更难失电子；O、S同主族，S原子半径大于O原子，更易失去电子
本课结束
第1章
第
3
节

展开更多......

收起↑