【化學(xué)】原子半徑、電離能及電負(fù)性 課件 2023-2024學(xué)年高二化學(xué)人教版（2019）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)

第2課時原子半徑、電離能及電負(fù)性1.能從原子結(jié)構(gòu)的角度理解原子半徑、電離能、電負(fù)性的遞變規(guī)律。2.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,建立“結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)”的認(rèn)知模型,并能利用該認(rèn)知模型解釋元素性質(zhì)的規(guī)律性和特殊性。學(xué)習(xí)目標(biāo)

根據(jù)已學(xué)知識回顧：元素周期律的內(nèi)涵豐富多彩，在元素周期表中，原子核電荷數(shù)、電子層數(shù)、原子半徑、元素金屬性與非金屬性、原子得電子與失電子能力有什么周期性的變化規(guī)律呢？復(fù)習(xí)回顧最外層電子排布知識回顧元素周期律

元素的性質(zhì)如核外電子排布、原子半徑、化合價、金屬性和非金屬性等隨核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性遞變。原子半徑最高正價/最低負(fù)價元素金屬性與非金屬性隨核電荷數(shù)的遞增1→8(除H，He)大→小+1→+7-4→-1→0金屬性減弱，非金屬性增強任務(wù)一：原子半徑閱讀教材P22“原子半徑”，找出決定原子半徑大小的因素。決定因素電子的能層數(shù)核電荷數(shù)如何用這兩種因素解釋原子半徑的遞變規(guī)律？能層越多，電子之間的排斥作用越大，使原子的半徑增大。核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用越大，使原子的半徑減小。兩個因素綜合的結(jié)果使原子半徑呈現(xiàn)周期性的遞變。思考與討論：（1）元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？書23頁減小

同周期主族元素電子的能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，核對核外電子的吸引作用越大，使得原子半徑減小。思考與討論：（2）元素周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？增大

同主族元素從上到下，隨著能層數(shù)的增加，離核更遠(yuǎn)的外層軌道填入電子，能層的影響大于核電荷數(shù)增加的影響。原子半徑微粒（原子或離子）半徑比較的方法和一般規(guī)律:一看電子層數(shù)

二看核電荷數(shù)三看電子數(shù)(1)電子層數(shù)不同時，電子層數(shù)越多，原子半徑越大。HLiNaKRbCs<<<<<<<<LiBe

B

C

N

O

F>>>>>>(2)電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。（0族元素除外）H->Li+

、N3->O2->F->Na+>Mg2+>Al3+

、P3->S2->Cl->K+>Ca2+

(3)電子層數(shù)、核電荷數(shù)都相同時，電子數(shù)越多，原子半徑越大。（序小徑大）“三看”：F-Cl-Br-I-原子半徑微粒（原子或離子）半徑比較的方法和一般規(guī)律:一看電子層數(shù)

二看核電荷數(shù)三看電子數(shù)“三看”：(4)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。Cl－

Cl，F(xiàn)e

Fe2＋

Fe3＋(5)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，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

1.下列微粒半徑依次增大的是(

)

A.同一主族元素隨著原子序數(shù)的遞增

B.同一周期的元素隨著原子序數(shù)的遞增

C.Na+、Mg2+、Al3+、F-

D.P、S、S2-、Cl-

練一練A解析:依據(jù)比較微粒半徑大小的規(guī)律進行分析,同一主族,隨著原子序數(shù)的遞增,原子的電子層數(shù)依次增加,原子半徑依次增大,A項正確;一般來說,同一周期,隨著原子序數(shù)的遞增,原子半徑逐漸減小,B項錯誤;各微粒的電子層結(jié)構(gòu)相同,核電荷數(shù)越大,半徑越小,故半徑F-最大,Al3+最小,C項錯誤;微粒半徑P>S,S2->Cl-,D項錯誤。

2.下列各組微粒,半徑大小比較中錯誤的是(

)

A.K>Na>Li

B.Na+>Mg2+>Al3+

C.Mg2+>Na+>F- D.Cl->F->FC練一練解析:同主族元素自上而下原子半徑逐漸增大,故原子半徑K>Na>Li,故A項正確;核外電子排布相同的離子,核電荷數(shù)越大離子半徑越小,故離子半徑Na+>Mg2+>Al3+,故B項正確;核外電子排布相同的離子,核電荷數(shù)越大離子半徑越小,故離子半徑Mg2+<Na+<F-,故C項錯誤;電子層數(shù)越多離子半徑越大,原子半徑小于相應(yīng)的陰離子半徑,故微粒半徑Cl->F->F,故D項正確。知識回顧堿金屬元素的化學(xué)性質(zhì)的相似性LiNaKRbCs最外層上都只有1電子化學(xué)性質(zhì)相似4Li+O2

=2Li2O△4Na+O2

=2Na2O2Na+2H2O

=2NaOH+H2↑2K+2H2O

=2KOH+H2↑知識回顧堿金屬元素的化學(xué)性質(zhì)的遞變性LiNaKRbCs0.1520.1860.2270.2480.265原子半徑/nm能層增加2s13s14s15s16s1價電子排布原子半徑增大核對最外層電子的吸引力↓失電子能力增強金屬性增強電離能氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。用符號I1表示，單位：kJ/molM(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)第一電離能越小

第一電離能越大氣態(tài)原子越易失電子元素金屬性越強氣態(tài)原子越難失電子元素非金屬性越強從＋1價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子形成＋2價氣態(tài)正離子所需要的能量叫做第二電離能，符號I2，依次類推。同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1<I2<I3<…4.第一電離能的周期性變化規(guī)律：（1）同周期→從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)的第一電離能最小，最后一種(稀有氣體)元素的第一電離能最大理解：同周期從左到右原子半徑逐漸減小，核對最外層電子的吸引力逐漸增大，失電子能力減弱，I1呈增大趨勢。4.第一電離能的周期性變化規(guī)律：（1）同周期→從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢ⅡAⅢAⅤAⅥAns2np3ns2np4ns2np1ns2第一電離能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在異常？Be>BN>OMg>AlP>S記住ⅡA族、ⅤA族、0族ns2ns2np3ns2np6教材P24資料卡片2s22p33s23p33s22s2角度一從洪特規(guī)則特例方面:電離能大小反常的是B與Al、O與S。Be、Mg的2s、3s能級分別有2個電子,為全充滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu),所以第一電離能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能級分別有3個電子,為半充滿的較穩(wěn)定結(jié)構(gòu),所以第一電離能是N比O大,P比S大。角度二能量的高低及電子之間的排斥方面:B與Al的第一電離能失去的電子是np能級的電子,該能級的能量比左邊的位于ns能級的能量高;對于O與S這兩個鋸齒狀變化,是由于O與S失去的是已經(jīng)配對的電子,配對電子互相排斥,因而第一電離能較低。教材：P24資料卡片電離能大小反常原因4.第一電離能的周期性變化規(guī)律：（2）同主族→從上到下總體呈現(xiàn)增大趨勢理解：同主族從上到下原子半徑增大，核對最外層電子的吸引力減小，失電子能力增強，I1逐漸減小。4.第一電離能的周期性變化規(guī)律：（3）過渡元素→變化不太規(guī)則，同周期過渡元素，從左到右略有增大趨勢(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強(

)(2)第三周期所含元素中鈉的第一電離能最小(

)(3)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大(

)(4)H的第一電離能大于C的第一電離能(

)(5)在所有元素中，氟元素的第一電離能最大(

)(6)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大(

)(7)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能(

)××√××√正誤判斷√思考討論(1)堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？堿金屬電離能越小，能量越高，越活潑，越易失去電子。(2)下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能。為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？（2）同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子，半徑變小，核電荷數(shù)未變而電子數(shù)變少，核對外層電子的吸引作用增強，使第二個電子比第一電子難失去，失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量，依此類推。

化合價數(shù)＝電離能突變前電離能組數(shù)。由上表可知鈉、鎂、鋁的電離能從上往下突變(此時，能層可能發(fā)生變化)前分別有一組、二組、三組變化不是很大的電離能數(shù)據(jù)，所以，化合價分別是+1、+2、+3。3、電離能的應(yīng)用判斷元素金屬性的強弱電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。判斷元素的化合價（I1、I2示各級電離能）如果某元素的In+1>In，則該元素的常見化合價為+n價。如鈉元素I2>I1，所以鈉元素的常見化合價為+1價。3、電離能的應(yīng)用判斷核外電子的分層排布情況多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規(guī)律性。當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就有可能發(fā)生變化。反映元素原子的核外電子排布特點同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當(dāng)能量相同的原子軌道在全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。1、下列說法中,錯誤的是(

)A.第二電離能是氣態(tài)基態(tài)+1價陽離子失去一個電子所需要的最小能量B.磷的第一電離能比硫的第一電離能大C.在所有元素中,氟的第一電離能最大D.某元素的第一電離能越小,表示在氣態(tài)時該元素的原子越容易失去電子練一練C題點一電離能的理解2.下列說法中,錯誤的是(

)A.第二電離能是氣態(tài)基態(tài)+1價陽離子失去一個電子所需要的最小能量B.磷的第一電離能比硫的第一電離能大C.在所有元素中,氟的第一電離能最大D.某元素的第一電離能越小,表示在氣態(tài)時該元素的原子越容易失去電子C練一練題點二電離能的應(yīng)用3.(2022·湖南長沙聯(lián)考)下表列出了第三周期某一元素X的各級電離能數(shù)據(jù)(用I1、I2……表示):元素電離能I/(kJ·mol-1)I1I2I3I4I5……X578181727451157514830……下列有關(guān)元素X的說法中,錯誤的是(

)A.元素X的最高正化合價為+3價B.元素X位于元素周期表中第ⅢA族C.元素X的第一電離能高于同周期左右相鄰元素的D.元素X的氧化物具有兩性練一練C4.(2021·山東濱州期中)下列狀態(tài)的鈣的微粒中,電離最外層一個電子所需能量最大的是(

)A.[Ar]4s1

B.[Ar]4s2

C.[Ar]4s14p1 D.[Ar]4p1A練一練解析:[Ar]4s1屬于基態(tài)的Ca+,由于Ca的第二電離能高于其第一電離能,故其再失去一個電子所需能量較高,[Ar]4s2屬于基態(tài)的Ca原子,其失去一個電子變?yōu)榛鶓B(tài)Ca+,[Ar]4s14p1屬于激發(fā)態(tài)Ca原子,其失去一個電子所需要的能量低于基態(tài)Ca原子,[Ar]4p1屬于激發(fā)態(tài)的Ca+,其失去一個電子所需要的能量低于基態(tài)的Ca+,綜上所述,電離最外層一個電子所需能量最大的是[Ar]4s1,A正確。

Cl

·

·

··

H

····元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生的強烈的化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。其中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。請同學(xué)們回顧化學(xué)鍵的定義？請同學(xué)們寫出HCl的電子式？鍵合電子新課導(dǎo)入知識點三電負(fù)性1、定義由美國化學(xué)家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。鮑林電負(fù)性是相對值，沒單位2、意義電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。表示該元素越容易接受電子，越不容易失去電子，形成陰離子的傾向越大，非金屬性越強。

以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。(稀有氣體不討論電負(fù)性)3、電負(fù)性的變化規(guī)律：2.

電負(fù)性的標(biāo)準(zhǔn)(1)在圖中找出電負(fù)性最大和最小的元素;(2)總結(jié)出元素電負(fù)性隨原子序數(shù)遞增有什么變化規(guī)律？（1）同周期主族元素：（2）同主族元素：3、電負(fù)性的變化規(guī)律：常見的幾種元素電負(fù)性需要牢牢記住：F=4.0、O=3.5、N/Cl=3.0、C/S=2.5、H=2.1電負(fù)性最大的元素:電負(fù)性最小的元素：(不考慮稀有氣體及放射性元素)從左至右電負(fù)性逐漸變大從上至下電負(fù)性逐漸變小FCs（3）金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。（4）對副族而言,同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)同主族元素的變化趨勢。電負(fù)性遞變規(guī)律：

電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強，電負(fù)性越小，元素的非金屬性越弱。①電負(fù)性<1.8為金屬元素②電負(fù)性>1.8為非金屬元素③電負(fù)性≈1.8為“類金屬”，位于非金屬三角區(qū)邊界，既表現(xiàn)金屬性,又表現(xiàn)非金屬性。特例，如氫元素電負(fù)性為2.2，但其為非金屬4.電負(fù)性的應(yīng)用：（1）判斷元素金屬性和非金屬性的強弱（2）對角線規(guī)則也可以通過元素的電負(fù)性進行解釋：電負(fù)性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當(dāng)，元素表現(xiàn)出的性質(zhì)相似Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2Be、Al的電負(fù)性分別為1.5、1.5B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8思考:AlCl3(BeCl3)CaOH2O電負(fù)性的差:化學(xué)鍵類型:

電負(fù)性相差很大(相差>1.7)離子鍵電負(fù)性相差不大(相差<1.7)共價鍵電負(fù)性遞變規(guī)律：電負(fù)性0.93.0電負(fù)性差2.1離子化合物電負(fù)性

2.13.0電負(fù)性差0.9共價化合物特例：NaH、CaS

為離子化合物；

HF、BeF2為共價化合物

AlClClClClAlClCl

共價

離子共價

1.52.11.4

通常通常（2）判斷化學(xué)鍵的類型4.電負(fù)性的應(yīng)用：（3）判斷化學(xué)鍵的類型4.電負(fù)性的應(yīng)用：上述規(guī)則不能絕對化特別提醒如：NaH再如：HF4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF為共價化合物2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH為離子化合物若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負(fù)性之差越大，鍵的極性越強。如極性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I

電負(fù)性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負(fù)性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。

當(dāng)電負(fù)性差值為零時通常形成非極性共價鍵;差值不為零時,形成極性共價鍵;而且差值越小,形成的共價鍵極性越弱。（4）判斷化學(xué)鍵的極性強弱4.電負(fù)性的應(yīng)用：電負(fù)性大的元素在化合物中吸引電子能力較強，元素的化合價為負(fù)值。電負(fù)性小的元素在化合物中吸引電子能力弱，元素的化合價為正值；HSiHHH甲硅烷SiH4+4顯正價顯負(fù)價-1HHCHH甲烷CH4-4顯負(fù)價顯正價+1問題：溴與氯能以

鍵結(jié)合形成BrCl，BrCl中Br的化合價為

，寫出BrCl與水發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式

?！窘馕觥緽r和Cl的電負(fù)性差別不大，所以BrCl分子中化學(xué)鍵為共價鍵，由于電負(fù)性Br的小于Cl的，所以Br為＋1價，BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO（5）判斷共價化合物中元素化合價的正負(fù)

【練習(xí)】請查閱下列化合物中元素的電負(fù)性值，+3+1+3+1+3PCl3NCl3ClO2SOCl2+4-2-1NF3

NaAlH4

NaBH4

+4-2-1-3+1NCl3+H2O=NH3+HClO-3+1指出元素的化合價+3-1-1-1利用圖1-23的數(shù)據(jù)制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的電負(fù)性變化圖。探究P26并找出其變化趨勢。同周期主族元素：同主族元素：從左至右電負(fù)性逐漸變大從上至下電負(fù)性逐漸變小原子半徑漸大，第一電離能總體減小，電負(fù)性漸小原子半徑漸大，第一電離能電、負(fù)性減小原子半徑漸小，第一電離能總體增大，電負(fù)性漸大原子半徑漸小，第一電離能電、負(fù)性減大注意：電離能包括稀有氣體，電負(fù)性不包括小結(jié)：稀有氣體及其化合物的發(fā)現(xiàn)1868年，天文學(xué)家洛克耶（J.N.Lockyer,1836-1920）和森（P.C.Janssen,1824-1907）在太陽光譜中發(fā)現(xiàn)了一種新元素，定名為氦（Helium)。20多年后，英國化學(xué)家拉姆齊（W、Ramsay,1852-1916）在研究釔鈾礦時發(fā)現(xiàn)了一種神秘的氣體。他研究了這種氣體的光譜，疑為氦，求助于光譜學(xué)家克魯克斯，證實這種氣體就是氦。這樣氦在地球上也被發(fā)現(xiàn)了。

1892年，英國物理學(xué)家瑞利（L.Rayleigh,1842-1919）在《自然》雜志上發(fā)表了一篇文章，說他在測定氮氣的密度時，發(fā)現(xiàn)用氨氣分解得到的氮氣的密度為1.2508g/L

，比從空氣中分離出來的氮氣的密度1.2572g/L小了一丁點兒！他沒有放過這一丁點兒的差別，認(rèn)為定有緣故，卻又找不到答案。英國化學(xué)家拉姆齊讀了這篇文章，提出一種假設(shè)：從氨氣分解得到的氮氣是純凈的，而空氣里可能含有一種比氮氣的密度更大的氣體，因而源自空氣的氮氣不純，測得的密度較大。科學(xué)史話稀有氣體及其化合物的發(fā)現(xiàn)這兩位科學(xué)家決定合作，通過實驗解開這個謎。他們從文獻里讀到卡文迪許(H.Cavendish,1731-1810）分離空氣組分氣體的方法，仔細(xì)除去空氣里的氧氣、氮氣、二氧化碳和水蒸氣，發(fā)現(xiàn)殘留了一種未知氣體。這種未知氣體的體積僅占空氣的1/80。拉姆齊觀察了這種未知氣體的光譜，發(fā)現(xiàn)譜圖里有不屬于任何已知元素的橙、綠色兩條譜線，認(rèn)定是一種新的化學(xué)元素，隨即和瑞利將它命名為氬（Argon)。圖1-26拉姆齊的實驗裝置圖1898年，拉姆齊與人合作又在液態(tài)空氣中發(fā)現(xiàn)了三種新元素，分別命為氪（Krypton

、氖（Neon)、氙（Xenon)。1900年，發(fā)現(xiàn)放射性元素鐳發(fā)生衰變釋放的氣體也是一種新元素，到1923年被最后定名為氡（Radon)。從1868年發(fā)現(xiàn)氦算起，到1923年發(fā)現(xiàn)氡，前前后后幾經(jīng)曲折，歷時半個多世紀(jì)，稀有氣體的整個家族成員才被全部確認(rèn)。2006年，第七周期最后一種元素被人工合成（僅探測到4個原子），后定名為Oganesson，元素符號為Og

，中文名稱為。理論預(yù)測該元素在常溫常壓下呈固態(tài)，難說是否屬于稀有氣體，但其歸屬和命名仍按稀有氣體論。

自從發(fā)現(xiàn)稀有氣體后，人們在很長時間里沒有發(fā)現(xiàn)稀有氣體的化合物。而且，它們的單質(zhì)都是單原子分子的氣體，被認(rèn)為化學(xué)性質(zhì)是惰性的，因而長期以來稀有氣體一直被稱為惰性氣體。20世紀(jì)初，形成了原子核外電子排布的知識后，得知稀有氣體原子的最外層電子數(shù)都為8，于是，就形成一種理論觀念：任何原子，只要最外層電子數(shù)達(dá)到8,就變成穩(wěn)定狀態(tài)，稱為惰性氣體穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。氣奧這個觀念統(tǒng)治了化學(xué)近半個世紀(jì)。然而，1962年發(fā)生了重要轉(zhuǎn)折，有一位名叫巴特利特（N.Bartlett）的青年化學(xué)家合成了氙的第一個化合物（如圖1-27左），不久，在三個不同實驗室里又分別合成了XeF2、XeF4

和XeF6

。三種簡單化合物。人們終于發(fā)現(xiàn)，惰性氣體不惰，遂改稱稀有氣體。迄今為止，已經(jīng)發(fā)現(xiàn)的稀有氣體化合物已達(dá)上百種，所有稀有氣體都能形成化合物；除跟氟外，跟氫、氧、氮、碳、氯、磷······都能形成化學(xué)鍵。讀了這段科學(xué)史話，你有什么感想？。探索科學(xué)的道路不平坦，不僅需要淵博的學(xué)習(xí)，豐厚的文化積累，更需要用于探索、精益求精的精神，這樣才能攀登科技高峰。課堂練習(xí)√1.下列關(guān)于粒子半徑的說法中正確的是A.電子層數(shù)少的元素，其原子半徑一定小于電子層數(shù)多的元素的原子