元素周期律 高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2.pptx

第二节原子结构与元素的性质

第一章原子结构与性质

第二课时元素周期律

1.了解元素的电离能、电负性等概念

2.理解元素原子半径，元素第一电离能及元素的电负性呈现周期性变化

3.能应用元素电离能、电负性解释某些元素的性质

学习目标：

回顾与思考

1.回顾必修第一册第四章相关内容，回答什么是元素周期律？

2.除了原子核外电子排布、原子半径、元素化合价、元素金属性非金属性随原子序数递增呈周期性变化，元素原子还有哪些性质呈周性变化？

元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律

元素原子的电离能、电负性等

元素周期律

一.原子半径

1.原子半径决定于什么因素？

能层数：

核电荷数：

电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大。

核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。

电子在核外运动没有固定轨道，只是概率分布不同，因此原子没有一个明确的界面。

人们假定原子呈球体，借助相邻原子的核间距来确定原子半径。

根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径。

二.原子半径

共价半径：

同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。

Cl的共价半径99pm

Br的共价半径114pm

金属半径：

金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。

金属铝

范德华半径：

稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。

2.主族元素原子半径递变规律

元素周期中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化均势如何？如何解释这种趋势？

思考与讨论

①同周期主族元素从左到右，原子半径渐小。同周期元素原子能层数相同，核电荷数增多，对核外电子的吸引用增大，原子半径逐渐减小。

渐小

渐大

同一周期，核电荷数占主导因素

②同主族元素从上到下，原子半径渐大。同主族从下到下，能层数增大使原子半径增大的幅度大于因核电荷数增多引起的原子半径减小的幅度。

同主族，能层数占主导因素

渐大

同周期和同主族半径的变化幅度是怎样的？

尝试比较O和Cl的半径大小？

OCl

一般,能层的变化幅度更大;

周期的变化幅度较小

3.粒子半径比较的一般思路

(1)“一看能层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。

(2)“二看核电荷数”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。

(3)“三看核外电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。

核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。

例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)r(Na＋)r(Mg2＋)

【思考】试比较O、F、Na、Mg、Al的半径大小？

NaMgAlOF

【思考】试比较O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的半径大小？

O2-F-Na+Mg2+Al3+

【思考】试比较Na+、Mg2+、S2-、Cl-的半径大小？

S2-Cl-Na+Mg2+

【思考】试比较Al3+、S2-的半径大小？

S2-O2-Al3+

1、正误判断

(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径()

(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同()

(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大()

(4)各元素的原子半径总比离子半径大()

(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小()

×

×

√

×

×

例1：比较原子（离子）半径大小的方法

(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