第1课时原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律发展目标体系构建1.认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。3.了解元素周期律的应用价值。一、原子半径及其变化规律1．影响因素2．变化规律规律原因同周期元素(从左到右)原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外)增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用同主族元素(自上而下)原子半径逐渐增大电子层数的影响大于核电荷增加的影响同周期过渡元素(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排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大3.应用利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。(1)同周期元素(从左到右)―→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。(2)同主族元素(自上而下)―→原子半径增大―→原子核对外层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。二、元素的电离能及其变化规律1．电离能(1)概念：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。(2)符号：I，单位：kJ·mol－1。2．电离能的分类M(g)――――――→M＋(g)――――――→M2＋(g)――――――→M3＋(g)…且I1＜I2＜I3。3．电离能的意义(1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。(2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。(3)运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。4．递变规律(1)(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。5．影响因素1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。(√)(2)电子层数越多，原子半径越大。(×)(3)同一周期的离子半径也是从左到右逐渐减小。(×)(4)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。(×)(5)同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。(√)2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是()A．1s22s22p3B．1s22s22p1C．1s22s22p63s23p1D．1s22s22p63s23p4C[根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮(N)，B项中原子为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知，Al原子半径最大。]3．下列关于电离能的说法正确的是()A．同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强B．钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价C．Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同D．同一原子的电离能大小I1＞I2＞I3A[B项，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋2价；C项，Na原子在基态和激发态时失去1个电子所需能量不相同；D项，对同一原子的电离能来说I1r(Mg)>r(Al)同主族元素核电荷数越大，半径越大r(F)r(C)离子具有相同电子层结构核电荷数越大，半径越小r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)电子数和核电荷数均不同通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物r(Al3＋)
