鲁科版高中化学选择性必修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、元素的电离能及其变化规律课件(共57张PPT)

(共57张PPT)
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、元素的电离能及其变化规律
[目标导航]1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。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。
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研习任务一　原子半径及其变化规律
教材　认知
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，人们便假定原子是一个 ，并 采用 的方法来测定它的半径。
球体　
统计　
2. 原子半径的影响因素
排斥　
增大　
越大　
减小　
3. 递变规律
同主族 从上到下，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐
同周期（除稀有气体） 从左到右，核电荷数越大，原子半径
同周期过渡元素 同一周期自左到右原子半径的变化幅度
增大　
越小　
不大　
[思考]　为什么过渡元素的原子半径在同一周期（如第4周期）内变化幅度不大？
提示：同一周期过渡元素增加的电子都排布在（n－1）d轨道上，电子间的排斥 作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变 化幅度不大。
×
√
×
×
探究　活动
已知短周期元素aA2＋、bB＋、cC2－、dD－具有相同的电子层结构。
1. A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系？
提示：由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子的电子数相等，即a－2 ＝b－1＝c＋2＝d＋1。
2. A、B、C、D四种元素在同一周期吗？试推测四种元素在周期表中的位置。
提示：A、B、C、D四种元素不在同一周期。
A应位于第3周期ⅡA族，B应位于第3周期ⅠA族，C应位于第2周期ⅥA族，D应位于第2 周期ⅦA族。
3. 阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律？
提示：一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成 的阳离子具有相同的电子层结构。
4. A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的？A2＋、B＋、C2－、D－的离子半径是怎 么样？
提示：原子半径：B＞A＞C＞D；离子半径：C2－＞D－＞B＋＞A2＋。
重点　讲解
1. 微粒半径大小比较的方法
微粒特点 比较方法 实例
原
子 同周期主族元素 核电荷数越大，半径越小 r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）
同主族元素 电子的能层越多，半径越大 r（F）＜r（Cl）＜r（Br）
一般原子 一般电子的能层越多，
半径越大 r（S）＞r（C）
微粒特点 比较方法 实例
离
子 核外电子排布相同 核电荷数越大，半径越小 r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）
核外电子 排布不同 通过核外电子排布相同的微粒做参照物 r（Al3＋）＜r（O2－）＜r（S2－）
同种元素的
原子和离子 核外电子数越多，半径越大；价态越高，半径越小 r（Cl－）＞r（Cl），r（Fe）＞ r（Fe2＋）＞r（Fe3＋）
2. 粒子半径比较的一般思路
（1）“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
（2）“二核”：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。
研习　经典
A. Mg＞Na＞Li
B. P＞S＞O
C. Na＋＜Mg2＋＜Al3＋
D. O2－＜F－＜Cl－
解析：同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径：Mg＜Na，A错误； 同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径：P＞S，同主族自上而下原子 半径依次增大，所以半径：S＞O，即原子半径：P＞S＞O，B正确；电子层数相同 时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，C错误；电子层 数相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径：O2－＞F－，D错误。
B
D
A. ①②④ B. ①③
C. ③④ D. ①④
解析：Li、Na、K、Rb、Cs原子失去一个电子后，其电子层数分别为1、2、3、 4、5，电子层数越多的半径越大，则离子半径：Li＋＜Na＋＜K＋＜Rb＋＜Cs＋， 故①正确；F、Cl、Br、I原子得到一个电子后，其电子层数分别为2、3、4、 5，则离子半径：F－＜Cl－＜Br－＜I－，故②错误；根据元素周期律，核电荷数 越大的半径越小，因此离子半径：Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－，故③错误； Fe3＋、Fe2＋、Fe的核电荷数相同，失电子数越多，其半径越小，即半径：Fe3＋ ＜Fe2＋＜Fe，故④正确。故选D。
A. 同周期元素（除稀有气体元素外）从左到右，原子半径依次减小
B. 对于第3周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小
C. 各元素的原子半径总比其离子半径大
D. 阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径
解析：同周期元素从左到右，原子半径依次减小（除稀有气体元素外），对于第3周 期元素，从钠到氯，原子半径依次减小，A、B项正确；对于同种元素而言，价态越 高、半径越小，阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径，C项错误，D项正确。
C
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研习任务二　元素的电离能及其变化规律
教材　认知
1. 电离能
（1）电离能： 或 失去一个电子所需要的最 小能量。
（2）符号： ，单位： 。
2. 电离能的分类
M（g） M＋（g）
……且I1 I2 I3。
气态基态原子　
气态基态离子　
I　
kJ·mol－1　
M2＋（g）　
M3＋（g）　
＜　
＜　
3. 电离能的意义
（1）电离能越小，该气态原子（或离子）越 失去电子。
（2）电离能越大，该气态原子（或离子）越 失去电子。
（3）运用元素的电离能数据可以判断 元素的原子在气态时 电子的 难易程度。
容易　
难　
金属　
失去　
4. 递变规律
（1）
（2）同种元素的原子，电离能逐级 。
增大　
增大　
减小　
5. 影响因素
[思考]　（1）第2周期元素I1比N元素大的元素有几种？为什么N元素的I1比同周期相 邻元素的I1大？
提示：F、Ne两种。N元素的I1大于C元素的I1是因为N元素的核电荷数大，原子半径小，对外层电子的束缚力强，所以I1大。N元素的I1大于O元素的I1的原因是N元素的价电子排布为2s22p3，2p轨道处于半充满状态，较稳定，失去一个电子所需能量高，因此I1大于O元素的I1。
核电荷数　
电子层　
（2）钠原子为什么容易失去1个电子成为＋1价的阳离子？
提示：钠原子的I2 I1，说明钠原子很容易失去1个电子成为＋1价阳离子，形成
的Na＋为1s22s22p6的稳定结构，原子核对外层电子的有效吸引作用变得更强，再失电子
就很困难，因此，钠元素常见价态为＋1价。
探究　活动
材料1：1～36号元素第一电离能的变化如图所示。
材料2：下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
1. 根据材料1图可知，ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解 释原因。
提示：同周期中，ⅡA族元素的价电子排布式为ns2，ⅤA族元素的价电子排布式为 ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能 量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
2. 根据材料2数据变化情况思考：
（1）为什么同种元素的电离能逐级增大？
提示：由于元素原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未 变而电子数目变少，原子核对电子的吸引作用增强，因此第二个电子比第一个电子难 失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In ＋1＞In。
（2）为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3？
提示：Na的I1 I2，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不大，而I2 I3，所以Mg容易失去两个 电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不大，而I3 I4，所以Al容易失去三个电子 形成＋3价离子。
重点　讲解
1. I1大小的递变规律（包含稀有气体）
（1）同一主族自上至下 ，I1依次减小。
（2）同一周期从左至右，I1依次增大。但是ⅡA、ⅢA大小相反；ⅤA、ⅥA大小 相反。
以第2周期元素为例：I1（Li）＜I1（B）＜I1（Be）＜I1（C）＜I1（O）＜I1（N） ＜I1（F）＜I1（Ne）。
（3）逐级电离能依次增大，即同种元素的I1＜I2＜I3＜I4……（原子核外有多少个电 子，就有多少级电离能）。
2. I1大小的递变规律的原因
（1）电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。 如同周期从左至右I1增大的原因：同周期元素原子电子层数相同，从左到右，半径越 来越小，原子核电荷数越来越大，导致原子核对外层电子的有效吸引作用增强，原子 不易失去电子，第一电离能变大，同主族元素原子的价电子数相同，但自上而下，原 子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，原子越来越容易失去 电子，第一电离能逐渐减小。
（2）具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素稳定性较高，其第一电离能较 大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其第 一电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。 如I1（O）＜I1（N）的原因是O元素的电子排布式为1s22s22p4，而N元素的电子排布 式为1s22s22p3，N元素的2p能级为半充满状态，较稳定，不易失电子，故I1（O）＜I1 （N）。
3. 电离能的应用
（1）比较元素金属性的强弱
一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。
（2）确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发 生突变。
（3）确定元素的化合价
如果In＋1 In，即电离能在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价（或只有＋n价、0价）。某元素的逐级电离 能，若I2 I1，则该元素通常显＋1价；若I3 I2，则该元素通常显＋2价；若I4 I3， 则该元素通常显＋3价。
研习　经典
A. 钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B. 因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大
C. 最外层电子排布为ns2np6（当只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大
D. 对于同一元素而言，原子的电离能：I1＜I2＜I3＜……
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾原子失电子能力比钠原 子强，所以钾的活泼性强于钠，A正确；同周期元素原子半径随着原子序数的增大而 减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但ⅡA族元素第一电离能大于 同周期ⅢA族元素，ⅤA族元素第一电离能大于同周期ⅥA族元素，B错误；最外层电 子排布为ns2np6（若只有K层时为1s2）的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以 第一电离能较大，C正确；对于同一元素来说，原子的电离能逐级增大，D正确。
B
I1 I2 I3 I4 I5 I6
578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378
A. R元素基态原子的电子排布式为ns1
B. R的最高正价为＋3价
C. R元素的颜色反应为黄色
D. R元素位于元素周期表中ⅡA族
B
解析：该元素第四电离能剧增，说明该原子最外层有3个电子，可能是硼或铝。该原 子最外层有3个电子，基态原子的价电子排布式为ns2np1，A错误；该原子最外层有3 个电子，最高价为＋3价，B正确；钠元素的焰色反应为黄色，该元素不是钠元素，C 错误；该元素最外层有3个电子，位于元素周期表的ⅢA族，D错误。
A. 第一电离能越小，表示气态原子越容易失电子
B. 同一元素的电离能，各级电离能逐级增大
C. 第3周期中，第一电离能介于Al与P之间的元素共有4种
D. 在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势
解析：第一电离能越小，气态原子失去一个电子所需要的最小能量越小，越容易失电 子，故A正确；同一元素的电离能，各级电离能逐级增大，故B正确；第3周期中，第 一电离能由小到大的顺序为Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl，则第一电离能介于Al与P之 间的元素共有3种，故C错误；在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能 逐渐减小，这是因为同主族元素的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外 电子的有效吸引作用逐渐减弱，故D正确。
C
A. ②③④ B. ①④ C. ③④ D. ①②③
解析：电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径逐渐减小，③错误；不同 价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，即价态越高、半径越小，④错误。
C
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原子 N S O Si
半径r/×10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
A. 0.70×10－10 m B. 0.80×10－10 m
C. 1.10×10－10 m D. 1.20×10－10 m
解析：同一周期主族元素的原子半径随着原子序数的增大而减小，由此可推知磷原子 的半径在硅原子和硫原子之间，C项正确。
C
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A. LiI B. NaBr C. KCl D. CsF
解析：碱金属离子半径：r（Li＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Cs＋）；卤素离子 半径：r（F－）＜r（Cl－）＜r（Br－）＜r（I－），显然，阴离子半径和阳离子半 径之比最大的是LiI。
A
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①基态X的原子结构示意图：
②基态Y原子的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式：
A
A. ③＞①＞②＞④ B. ③＞②＞①＞④
C. ①＞③＞④＞② D. ①＞④＞③＞②
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解析：根据题意可知，X为S、Y为Cl、Z为S2－、W为F。同主族元素的电子层数越 多，原子半径越大，则原子半径：F＜Cl，同周期主族元素随着原子序数的递增，原 子半径逐渐减小，则原子半径：Cl＜S，同种元素的阴离子半径大于其原子半径，则S ＜S2－；综上可知，半径大小关系为S2－＞S＞Cl＞F，即③＞①＞②＞④。
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A. ⅠA族 B. ⅡA族 C. ⅠB族 D. ⅣA族
解析：题图中纵坐标表示X元素的各级电离能的对数值，由题图可知，X元素的第二 电离能和第三电离能之间发生突变，说明它容易失去两个电子，所以它可能是ⅡA族 元素。
B
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①3p轨道上只有一对成对电子的元素　②价电子排布式为3s23p6的元素　③3p轨道为 半充满的元素　④正三价阳离子的电子层结构与氖元素相同的元素
A. ①②③④ B. ③①②④
C. ②③①④ D. ②④①③
解析：根据题意可知，①的最外层电子的轨道表示式为 ，是硫元素；② 的价电子排布式为3s23p6，是氩元素；③的最外层电子的轨道表示式是，是磷元素； ④的核电荷数是13，是铝元素；同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势， 但P元素的3p轨道半充满，较稳定，其第一电离能大于S，所以四种元素的第一电离能 由大到小的顺序是Ar、P、S、Al。
C
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A. 元素X可能显＋4价
B. X为非金属元素
C. X为第5周期元素
D. X的单质在化学反应时最可能生成的阳离子为X3＋
解析：根据题图可知，I4 I3，所以元素X原子在化学反应中容易失去3个电子，形成 ＋3价阳离子，故A错误，D正确；元素X可能位于ⅢA族，ⅢA族有金属元素也有非金 属元素，根据已知条件无法确定元素X是否为非金属元素，也无法确定元素X所在的 周期数，故B、C错误。
D
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元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
A. 元素X的常见化合价是＋1
B. 元素Y是ⅢA族元素
C. 元素X与氯元素组成化合物时，化学式可能是XCl
D. 若元素Y位于第3周期，它可与冷水剧烈反应
D
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解析：分析表中给出的数据，元素X的I2 I1，说明X易失去一个电子，因此X易形成 ＋1价阳离子，A、C项正确；元素Y的I4 I3，说明Y易失去3个电子，即Y原子的最外 层上有3个电子，应位于ⅢA族，B项正确；若Y位于第3周期，则为Al，不能与冷水剧 烈反应，D项错误。
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A. 原子半径：Na＞S＞O
B. 稳定性：PH3＜H2S＜H2O
C. 离子半径：Cl－＞S2－＞P3－
D. 第一电离能：O＜F＜Ne
解析：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：P3－＞ S2－＞Cl－，C项错误。
C
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A. 同周期主族元素中ⅦA族元素的第一电离能最大
B. 主族元素的原子形成简单离子时的化合价的绝对值都等于它的族序数
C. ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半径越大，元素的第一电离能越大
D. 同一主族自上而下元素的第一电离能逐渐增大
解析：B项，氯元素是主族元素，形成的简单离子的化合价为－1价，其绝对值 是1，错误；C项，ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半径越大，元素的第一电离能 越小，错误；D项，同一主族元素，半径逐渐增大，总体上自上而下第一电离能 逐渐减小，错误。
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A. X3YZ3 B. X2YZ3 C. X2YZ2 D. XYZ3
解析：在同周期中第一电离能最小的元素是H或ⅠA族金属元素，其在化合物中的化合 价为＋1，由题意可知，Y为Al，化合价为＋3价，Z为O，化合价为－2价，根据化合 物中各元素正负化合价代数和为零知，A正确。
A
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A. 原子半径：Z＞Y＞X
B. 离子半径：Yb－＞Z（b＋1）－＞Xb＋
C. Z（b＋1）－的还原性一定强于Yb－
D. 气态氢化物的稳定性：Hb＋1Z＞HbY
C
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解析：由Xb＋、Yb－、Z（b＋1）－三种简单离子的电子层结构相同可知，原子序数：X ＞Y＞Z，X位于Y、Z的下一周期，所以原子半径：X＞Z＞Y，A错误；电子层结构 相同的离子，随核电荷数的增大，离子半径减小，所以离子半径：Z（b＋1）－＞Yb－＞ Xb＋，B错误；Y、Z位于同一周期，原子序数：Y＞Z，所以非金属性：Y＞Z，对应 阴离子的还原性：Z（b＋1）－＞Yb－，元素非金属性越强对应气态氢化物越稳定，所以 Hb＋1Z的稳定性弱于HbY，C正确，D错误。
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13. 元素的第一电离能（设其为I1）的周期性变化如图所示。
试根据元素在元素周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题：
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（1）同主族内不同元素的I1值变化特点是
。
解析：由H、Li、Na、K等的第一电离能可知，同主族元素随原子序数的增大， I1值逐渐减小。
（2）同周期内，随原子序数增大，I1值呈增大趋势。但个别元素的I1值出现反常现 象。试推测下列关系式正确的是 （填序号）。
①I1（砷）＞I1（硒） ②I1（砷）＜I1（硒）
③I1（溴）＞I1（硒） ④I1（溴）＜I1（硒）
解析：从第2、3周期元素的第一电离能可知，ⅢA族和ⅥA族元素比同周期相邻 两种元素的I1值都低。由此可以推测：I1（砷）＞I1（硒）、I1（溴）＞I1（硒）。
随着原子序数的增大，I1值逐渐减小
①③　
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（3）推测气态基态钙原子失去最外层一个电子所需能量的范围： ＜I1＜ 。
解析：根据元素第一电离能递变规律可推测：I1（K）＜I1（Ca）＜I1 （Mg）。
解析：10号元素是氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
419 kJ·mol－1　
738 kJ·mol－1　
10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已
达到8电子稳定结构
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14. （1）第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的有 种。
解析：第2周期元素的第一电离能比Be元素大的元素有C、N、O、F、 Ne，共5种。
5　
（2）A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出基态B原子的电子排布 式： 。
电离能/（kJ·mol－1） I1 I2 I3 I4
A 932 1 821 15 390 21 771
B 738 1 451 7 733 10 540
解析：由A、B元素的各级电离能可看出，A、B两元素容易失去2个电子形成＋ 2价阳离子，故A、B元素均位于ⅡA族，由同主族元素第一电离能变化规律可知，B为 镁元素，其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。
1s22s22p63s2　
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（3）Z基态原子的M层与K层电子数相等，Z所在周期中第一电离能最大的主族元素 是 （填元素名称）。
解析：Z是镁元素，第3周期中第一电离能最大的主族元素是氯元素。
（4）b、c、d是短周期元素，原子序数依次增大。b的价电子层中有3个未成对电子， c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族。b、c、d中第一电离能最大的 是 （填元素符号）。
解析：b是氮元素，c是氧元素，d是硫元素；第一电离能：N＞O＞S。
氯　
N　
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（5）Mn、Fe均为第4周期过渡元素，两元素的部分电离能数据如下表：
元素 Mn Fe
电离能/（kJ·mol－1） I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
3d54s2　
由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d
能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能
级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态）
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