1.3.1 原子半径、元素的电离能及其变化规律（课件 学案 练习，共3份）鲁科版（2019）选择性必修2

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 ［核心素养发展目标］　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。 一、原子半径及其变化规律 1.原子半径的测定 假定原子是一个　　体，采用　　　　的方法测定原子半径。 方法一：ρ固态单质→1 mol原子的体积1个原子在固态单质中平均占有的体积→原子半径； 方法二：实验测定原子核间距→相关原子半径，此法测得的原子半径包括　　　　半径、　　　　半径、金属半径。 2.影响原子半径的因素 3.原子半径变化规律 (1)主族元素 (2)过渡元素：从总的变化趋势来看，与同一周期主族元素相比，从左到右原子半径的变化幅度　　　　。 1.正误判断 (1)核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同(　　) (2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大(　　) (3)各元素的原子半径总比其离子半径大(　　) (4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小(　　) 2.下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是(　　) A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br C.Mg2+、Al3+、Zn2+ D.Cl-、Br-、I- 3.下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A.Na+Cl->Na+>Al3+ C.NaY>Z>W>Q C.简单离子半径的大小顺序为W>Q>X>Y>Z D.元素W的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Q的强 1.微粒半径大小的比较规律 (1)同周期主族元素，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族元素，从上到下，原子或同价态离子半径均依次增大。 (3)电子层结构相同的离子，随核电荷数的增大，离子半径逐渐减小，如r(N3-)>r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)，r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(C)。 (4)同种元素形成的粒子，核外电子数多的半径大，如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)，r(S2-)>r(S)。 2.“三看”法比较微粒半径 “一看”电子层数，一般电子层数越多，半径越大； “二看”质子数，电子层数相同时，质子数越多，半径越小； “三看”核外电子数，电子层数和质子数都相同时，核外电子数越多，半径越大。 二、元素的电离能及其变化规律 1.电离能 　　　　基态原子或　　　　基态离子失去一个电子所需要的　　　　　　称为电离能。表示符号：　　，单位：　　　　。 2.元素的逐级电离能 (1)定义：元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能，常用符号I1表示；在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能，常用符号I2表示；以此类推，还有第三、第四电离能等。通常，元素的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。 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) (2)变化规律 ①同一元素的逐级电离能是逐渐　　　　的，即I1　　I2　　I3<……，这是由于原子失去一个电子变成　　价阳离子后，半径变小，核电荷数　　　而电子数目　　　，原子核对外层电子的吸引作用　　　　，因而失去第二个电子比失去第一个电子　　　　，需要的能量　　　　。 ②元素原子的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是　　　　排布的。如Na原子的I1、I2、I3分别是496、4 562、6 912(单位：kJ·mol-1，下同)，在I1和I2之间发生突变；Mg原子的I1、I2、I3分别是738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变，说明在化学反应中Na易失去1 ... ...