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1、第3节 元素性质及其变化规律第1课时 原子半径、电离能及其变化规律【学习目标】1. 了解原子半径及其变化规律，掌握粒子（原子、离子）半径的比较方法。2. 理解电离能的含义及其变化规律，了解电离能与原子结构的关系。【课前自主学习】一、原子半径及其变化规律我们知道，核外电子是在核外一定区域内高速运动，那么不同的原子运动区域 的大小有什么规律？它的大小与哪些因素有关呢？1. 原子半径的含义：依据量子力学理论，原子并没有经典意义上的半径，因此人们假定原子是一个，并用统计的方法来测定它的半径。2. 影响因素原子半祥电子层数蛭嚣之间的排斥壁原子半径iTrn核电荷数些原子核对电子的里原子半径吸引作用3 .变
2、化规律规律原因同主族元素（自上而下）原子半径逐渐增大离核更远的外层轨道填入电子，电子层数的影响核电荷增加的影响同周期元素（从左到右）原子半径逐渐 减小（除稀有气 体元素外）增加一个电子，核电荷一个正电荷；增加的电子产生的电子间的排斥作用_核 电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用同周期过渡 元素（从左到 右）原子半径逐渐减小，但变化幅度不大增加的电子都分布在 轨道上，不同 元素原子的外层电子（ns）受到原子核 作用及内层电子作用的总体效果差别 不大【想一想】元素的原子得失电子的能力与原子半径有什么关系?二、元素的电离能及其变化规律不同元素的原子，因为结构不同，因而得失电子能力强弱是不同的，有没有
3、能够定量描述某种原子得失电子的能力的物理量呢？1. 概念气态基态原子或气态基态离子失去 所需要的最小能量称为电离能，常 用符号表示，单位是。2. 意义判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态 时该元素的原子(或离子)越 失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该元素的原子(或离子)越失去电子。3. 分类(1) 第一电离能是指处于 的气态原子失去电子的电离能，符号为/广表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(2) 第二电离能是在气态元素原子失去一个电子的基础上再失去一个电子的电离 能，符号为 12。表示为 M+(g)=M2+(g)+e- I2(3) 依次还有第三电离
4、能I3，第四电离能I4等。4. 变化规律及影响因素(1) 变化规律。同种元素的原子，电离能逐级(2) 影响因素。【做一做】试判断下列各组元素的第一电离能(I)的相对大小。 I(砷)I(硒)，I(铝)I(硅)，I(漠)I(硒)，I(氧)I(硫)。【课堂合作探究】探究一 粒子半径大小的比较【教材情境】元素的原子半径及相应的柱状比例模型示意图【问题探究】1. 电子层数越多，原子半径越大吗？2. 同一周期元素的原子半径由左到右依次减小吗？3. 举例说明电子层结构相同的微粒，其微粒半径大小的比较有什么规律？【探究总结】1. 原子半径的大小比较(1) 同电子层:一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加
5、,其原子半径逐渐减小(除稀有气 体外)，有“序小径大”的规律。如r(11Na)r(12Mg)o(2) 同主族:一般来说,当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子(或离子)半径越大。如 r(Na) ,(F)r(Cl)、尸(Na+)r(K+)、,(F)AB,如 r(K)r(Na)r(Mg)o2. 离子半径的大小比较(1) 阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na+)r(Na),r(S)r(Cl-)r(K+) r(Ca2+)o不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2+)r(Fe3+),r(Cu+) r(Cu2+)。【典例】下列微粒半径大小比较错误的是
6、()A. KNaLiB.Na+Mg2+Al3+C.Mg2+Na+F-D.Cl-F-F【方法规律】“三看”法快速判断简单微粒半径大小“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。“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。“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。【探究训练】1. 已知短周期元素的离子户2+、声+、夕3-、少-都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是()A. 原子半径ABDCB. 原子序数dcbaC. 离子半径 C3-D-B+A2+D. 单质的还原性ABDC2. 具有下列电子排布式的原子中,半径最大的是()A.
7、1s22s22p63s23p5B.1s22s22p3C.1s22s22p2D.1s22s22p63s23p4【补偿训练】1. 下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是()A.Lil B.NaBr C.KCl D.CsF2. 下列关于微粒半径的说法正确的是()A. 电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B. 核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同C. 质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大D. 原子序数越大，原子半径越大探究二电离能及其变化规律【教材情境】如图，部分主族元素及0族元素的第一电离能比较示意图。部分主族元素珈I族元素的 第一电离能比较示竟匿【问题探究
8、】1. 由图可知IIA族和VA族元素的第一电离能比同周期相邻元素都高，这是什么原因?2. 元素第一电离能小的元素，其金属性一定强吗？3. 根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答：(1) 为什么同一元素的电离能逐级增大？(2) 为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1、+2、+3价?【探究总结】1. 元素第一电离能的变化趋势图2. 电离能的递变规律(1)第一电离能:元素的第一电离能呈现周期性变化。同周期元素:从左到右，第一电离能总体上呈现增大的趋势,表示元素原子失电子越来越 难。 同主族元素:自上而下第一电离能逐渐减小，表示元素原子失电子越来越易。 同一周期中,11A族元素的第一电离能比IIIA
9、族元素的第一电离能大,VA族元素的第一电 离能比WA族元素的第一电离能大,这是因为IIA族元素的最外层的s轨道呈全充满状态， VA族元素的最外层p轨道呈半充满状态。全充满状态和半充满状态相对稳定。(2) 逐级电离能。 原子的逐级电离能越来越大。原子失电子时，首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级 较低的电子，所需要的能量增多洞时，失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的吸引更强，从 而使电离能越来越大。 逐级电离能递增有突跃现象。同一电子层的电子,能量相差不大，从同一个电子层逐渐失去一个电子时，所需能量差别不是 太大。再从不同电子层失去一个电子时，所需能量有很大的差
10、距。电离能有突跃现象，利用电 离能的突跃现象，可以判断核外电子的分层排布。3. 元素电离能的应用(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十土，即电离能在In与/n+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子，并且主 nn1族元素的最高化合价为+价(或只有+价、0价)。某元素的逐级电离能，若I2I,则该元素 通常显+1价;若I3I2,则该元素通常显+2价,若I4I3,则该元素通常显+3价。【典例】(2021-威海高二
11、检测)下列关于电离能的有关说法中正确的是()A. 第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小B. 铝的第一电离能比镁的第一电离能大C. 在所有元素中，氟的第一电离能最大D. 钾的第一电离能比镁的第一电离能大【易错提醒】(1) 同周期元素，随着核电荷数增大，/呈增大趋势。碱金属元素的第一电离能最小。稀有气 体元素的第一电离能最大。同主族元素，随着电子层数增大，I】减小。(2) 当相邻逐级电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相 近，不同电子层中电离能有很大的差距。【探究训练】1. (双选)根据下表所列元素的各级电离能I/kJ-mol-1的数据，下列判断中错误的是()A. 元
12、素X的常见化合价为+2价B. 元素Y可能为IIIA族元素C. 元素X与氯形成化合物时,化学式可能是XClD. 元素Y在化学性质上与锡相似2. 请回答下列问题：(1)依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照如图B、F元素的位置,用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。原子序数(2)元素的第一电离能:Al.$1（填“”或“”）。(3)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有种。(4) S、N、O三种元素第一电离能由大到小的顺序为【补偿训练】1. 下列原子的价电子排布式中,对应的第一电离能最大的是A.3s23piC.3s23p3B.3s23p2D.3s23p42. 分析下列图表，回答问题。(1)
13、N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下:电离能I1I2I3I4 I /kJ-mol-1 n5771 8172 74511 578 则该元素是（填写元素符号）。（2）短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第 族。13 630卜y?10 540:7 733/ :I 451 U-4/l h h h k【课堂素养达标】1. 下列各组微粒半径的比较正确的是（） C lCl-Br- F-Mg2+Al3+ Ca2+CaBa S2-Se2-YB. 简单氢化物的还原性:XYC. 同周期元素形成的单质中Y氧化性最强D. 同周期中第一电离能小于X的元素有4种4. 下图是原子
14、序数为119的元素的第一电离能的变化曲线（其中部分元素的第一电离能已 经标出数据）。结合元素在元素周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列有 关问题。(1) 碱金属元素中Li、Na、K的第一电离能分别为 kJmol-1、kJmol-1、kJ-mol-io(2) 同主族中不同元素的第一电离能变化的规律为：，碱金属元素这一变化的规律与碱金属的活泼性的关系是 o(3) 钙元素的第一电离能的数值范围为 o参考答案【课前自主学习】一、1. 球体 2.越大越大越大越小 3.大于增加小于 （n1）d 吸引 排 斥【想一想】提示：同周期元素原子的电子层数相同，由左到右原子半径逐渐减小，原子对外层电子
15、的 吸引能力增强，因此，同周期元素由左到右元素原子得电子能力增强，失电子能力减弱； 同主族元素原子的价电子数相同，由上到下原子半径逐渐增大，原子对外层电子的吸引能 力减弱，因此，同主族元素由上到下金属元素原子失电子能力增强，非金属元素原子得电 子能力减弱。二、1. 一个电子IkJmol2.容易难 3. （1）基态 1个4. （1）增大 减小增大（2）核电荷数电子层【做一做】提示：1（砷）1（硒）、1（铝）1（硅）、1（漠）1（硒），1（氧）1（硫）。同主族由上到下第一电离能逐渐 减小，而从第2、3周期可以看出，同周期由左到右第一电离能呈增大趋势，但第EA和W A族元素比同周期相邻两种元素I值都
16、低。【课堂合作探究】探究一【问题探究】1. 提示:不一定。如锂原子半径大于氯原子半径。2. 提示:除稀有气体外，同周期元素原子半径由左到右逐渐减小；由于稀有气体原子半径的计 算方法与其他元素不同，因此稀有气体的原子半径与其他元素的原子半径不予比较。3. 提示:电子层结构相同的微粒,核电荷数越大，原子核对电子的引力越大，其微粒半径越小。例如:r（N3-）r（O2-）r（F-）r（Na+）r（Mg2+）r（Al3+）o【典例】【答案】C【解析】同主族，由上到下微粒半径逐渐增大,A项正确;核外电子排布相同的微粒，核电荷数 越大，微粒半径越小,B项正确;C项应该为F-Na+Mg2+；D项可引入Cl,顺
17、序为Cl-ClF-F, 正确。【探究训练】1. 【答案】C【解析】户2+、bB+、cC3-、dD-都是短周期元素的离子，电子层结构相同,其在周期表中的相对 位置关系可表示为 DbB+A2+ a 因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为abd c;元素原子半径的大小顺序为 r(B)r(A)r(C)r(D);电子层结构相同的离子，阴离子半径必大于阳离子半径，且带负电荷越多 半径越大，阳离子带正电荷越多半径越小，故离子半径由大到小的顺序为 r(C3-)r(D-)r(B+)r(A2+)o单质中同周期的A、B为金属,A原子序数大于B,故还原性应为 BA;同周期非金属元素C、D,C的原子序数小于D,C的还原
18、性应大于D。2. 【答案】D【解析】由核外电子排布知识可知A为氯原子,B为氮原子,C为碳原子,D为硫原子。根据 同周期从左到右原子半径逐渐减小，同主族原子半径由上到下逐渐增大,当最外层电子数目相 差不大时,一般电子层数越多,原子半径越大，故原子半径最大的是硫原子。【补偿训练】1. 【答案】A【解析】碱金属离子半径:r(Li+)vr(Na+)vr(K+)vr(Cs+);卤素离子半径:r(F-)vr(Cl-)vr(Br-)vr(I-),显 然，阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI。2. 【答案】C【解析】由于同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小，故WA族的原子半径不一定比上 一周期I A族元
19、素原子半径大，如r(Li)r(S)r(Cl)o对于核外电子层结构相同的单核离子和 原子,半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子,阴离子半径原子半径阳离子半径。原 子序数增大,原子半径并不是一直增大,而是呈周期性变化。探究二【问题探究】1.提示:同周期中,11A族元素的价电子排布为ns2,VA族元素的价电子排布为ns2np3,分别为 全充满和半充满状态，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 相邻元素要高。2. 提示:不一定。如铝的第一电离能比镁的第一电离能小，但铝的金属性不如镁的金属性 强。3. (1)提示:同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I2I3L、IL./
20、:I。3243 n+1 n(2)提示:Na的I比I2小很多，电离能差值很大,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I和I2相差不多，而I2比I3小很多， 所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;Al的I、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以 Al容易失去三个电子形成+3价离子。【典例】【答案】A【解析】同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确，C错误。由于 镁的价电子排布为3S2属于全充满结构，具有相对较大的第一电离能；而铝的价电子排布为 3s23pi，具有相对较小的第一电离能，故B错误。D中钾比镁更易失电子，钾的
21、第一电离能 小于镁的，D错误。【探究训练】1. 【答案】AD【解析】根据数据分析:X中I2I，可知X最外层只有1个电子,X常见化合价为+1价，与Cl 元素形成XCl，位于I A族，故A错误,C正确;Y中I4I3,Y易呈+3价，故Y最外层有3个电 子，位于IIIA族,B正确;因为锡在WA族，所以Y的化学性质不与锡相似,D错误。2. 【答案】(1)5 6 7 S 9原子序数(2)OS【解析】(1)同一周期,从左到右元素的第一电离能在总体上呈递增趋势，但VA族的元素,2p 轨道处于半充满状态，第一电离能比WA和WA族元素的第一电离能都大。(2)同一周期元素自左向右第一电离能有增大趋势，第一电离能Al
22、vSi。同周期元素的第一电离能从左到右呈增大的趋势，但第IIA和第VA族元素的第一电离能 比同周期相邻主族元素的都大，所以符合要求的元素有Be、C、O。(4) N、O元素属于同一周期，基态N原子2p轨道容纳3个电子，处于半充满状态，比较稳定,N 元素的第一电离能大于O元素的第一电离能,O、S属于同一主族，且S元素的原子序数大于 O元素,S元素的第一电离能小于O元素的第一电离能,所以第一电离能大小顺序是NOS。【补偿训练】1. 【答案】C【解析】由于能量3p3s，因而先失去3p轨道上的电子，而C项3s23p3中3p轨道半充满，是 较稳定状态，因而更难失去第1个电子。2. 【答案】(1)Al (2
23、) IA【解析】(1)因为I4I3,所以该元素原子最外层有3个电子，为铝元素。(2)元素M的各级电离能逐渐增大,1和I2差别较小，但/3/2/1,/3突跃式变大,即失去2个电 子后，再失去电子变为+3价阳离子却非常困难，说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。【课堂素养达标】1. 【答案】A【解析】同种元素:阳离子半径 原子半径，原子半径 阴离子半径,则半径:ClvCl-,Ca2+vCa。Cl-、Br-的最外层电子数相同，电子层数增多，所以离子半径:Cl-vBr-,正确;Al3+、Mg2+、 F-的核外电子排布相同，核电荷数依次减小，则离子半径:Al3+Mg2+Br-,错误。2. 【答案】C由上
24、述各项元素原子的价电子排布式可知C项中3p3处于半充满状态，电子能量低，原子 较稳定，故第一电离能最大。3. 【答案】D【解析】Y位于第三周期，且最高正价与最低负价的代数和为6,则Y是Cl元素，由X、Y形 成的阴离子和阳离子知,X与Y容易形成共价键,根据化合物的形式知X是P元素。A.P与 Cl在同一周期，则P半径大，即XY,A项不符合题意;B.两者对应的简单氢化物分别是PH3和 HCl，阴离子半径P3-Cl-,所以PH3的失电子能力强，还原性强，即XY,B项不符合题意;C.同周期元素从左往右，金属性减弱，非金属性增强,各元素对应的金属单质还原性减弱，非金属单质 的氧化性增强，所以Cl2的氧化性
25、最强,C项不符合题意;D.同一周期，从左到右,第一电离能呈 现增大的趋势，第VA族元素的第一电离能大于相邻元素的第一电离能;所以第三周期第一电 离能从小到大依次为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl,所以有5种,D项符合题意。4. 【答案】(1)520 496 419 (2)随着原子序数的增大，第一电离能逐渐变小金属越活 泼，其第一电离能越小(3)大于419小于738【解析】(1)Li、Na、K的原子序数分别为3、11、19，图中对应的第一电离能分别为520 kJ-mol 一1、496 kJ-mol-1s 419 kJ-mol-10 (2)由碱金属元素第一电离能的变化可知，随着原子序数的 增加第一电离能逐渐减小，而且随着原子序数的增加，同主族元素的金属性逐渐增强。(3) Ca 的第一电离能大于同周期的K的第一电离能(419 kJ-mol-1)，同时小于同主族的Mg的第一 电离能(738 kJ-mol - 1)o
