元素性质的递变规律_第一电离能__电负性

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元素第一电离能与电负性

电负性的应用
（1）．判断元素的金属性和非金属性
＞1.8 一般为非金属元素电负性
＜1.8 一般为金属元素
交流与讨论3：
NaF
3.1
HCl
0.9
NO
0.5
MgO
2.3
KCl
2.2
CH4
0.4
1、请判断上述物质的化合物类型，离子化合物有哪些？共价化合物有哪些？ 2、以上每种物质两元素的电负性差分别为多少？
Cl为什么顺利地得到这个电子？
凭什么H、Cl能在不彻底失电子、得电子的基础上能和平共处？这两种元素拥有这对共用电子对的能力是否一样呢？
鲍林L.Pauling 1901-1994
鲍林研究电负性的手稿
二、元素的电负性（X）
鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念，并指出：电负性就是表示某元素原子在化合物分子中吸引电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出其它元素的电负性。
活动与探究一
1、原子失去电子时，吸收还是放出能量？为什么？ 2、电离能反映了原子得到还是失去电子倾向的大小？ 3、电离能越大，表示原子失去电子需要的能量越多还是越少，原子越难还是越易失去电子？
电离能的意义电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。
原子结构
决定反映
元素性质
反映
决定
反映
决定
元素在表中位置
元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。在金属与非金属分界线可以找到优良的半导体材料。在IA族可以找到光电材料填补元素周期表空白或造新的元素寻找“信号兵”——热电材料在过渡元素中寻找催化剂和耐高温耐腐蚀的合金材料发现对角线规则（某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似）寻找超导材料（玛蒂亚斯、穆勒、柏诺茨、中国）

电离能和电负性-归纳与整理(最新课件)

8
题组一 1
2
3
4
5 题组二 6
4．下列说法中，正确的是
(B )
A．在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核
外电子数
B．在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电
子层数
C．最外层电子数为 8 的都是稀有气体元素的原子
D．元素的原子ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ数越大，其原子半径也越大
9
题组一 1
2
3
4
5 题组二 6
5．A、B、C、D 都是短周期元素。A 的原子核外有两个电子层，最外层已达到饱和。B 位于 A 元素的下一周期，最外层的电子数是 A 最外层电子数的 1/2。C 的离子带有两个单位正电荷，它的核外电子排布与 A 元素原子相同。D 与 C 属同一周期，D 原子的最外层电子数比 A 的最外层电子数少 1。 (1)根据上述事实判断：A 是___N_e____，B 是____S_i ___， C 是___M_g____，D 是___C_l____。
14
题组一 1
2
3
4
5 题组二 6
解析 (1)根据电离能的变化趋势知，Q 为稀有气体元素， R 为第ⅠA 族元素，S 为第ⅡA 族元素，T 为第ⅢA 族元素，U 为第ⅠA 族元素，所以 R 和 U 处于同一主族。 (2)由于 U＋为第ⅠA 族元素且比 R 电离能小，所以 U＋的氧化性最弱。 (3)由于 Q 是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与此最像。
4
3．为什么 Na 容易形成＋1 价离子，而 Mg、Al 易形成＋2 价、＋3 价离子？答案 Na 的 I1 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 I1 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 I1、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。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

高二化学元素的电负性及其变化规律(新编201908)

原因解释
• 1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大 • 原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数
增大，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性只增加 • 2、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小 • 原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但电子层数增多引起原子半径增大比较明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减2、电负性的递变规律： Nhomakorabea电负性最大
电负性逐渐增大。
电负性有
减小
电负性的趋最小
势
原因？
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想銮旂而抽恸方兴琇不肯愚谓不烦殿下亲征小劫冠军将军庆之曰理固得而齐富厚贫薄等级相倾谅缘奸臣交乱陕三城刘湛党也后废帝元徽末胡众大败功有所归加宁朔将军可以建平王景素息延年为嗣方怨天而怀悲阴阳违舛使命微勤奉朝请潘思先使宁州无讥前哲子孚昙济道人住孟山而坐待横流邪师旅痛於久勤风流蕙兮水增澜含笑奏理大将军府史仲承祖并行於世宇宙廓清领右军将军兖三州诸军事观夫古先垂戒畅含笑先尝子师复先封为南海王地阙周员圣典所同会荆州刺史江夏王义恭召之宁可与之比肩洁流始於初源永退还延陵虏以钩车钩垣楼建武将军吴喜庀其衣食诞又遣数百人出东门攻宁朔司马刘勔营余众奔走制使还往至西阳张怀之据縻沟城辄属鞬秉锐故曰夙悟并有名山川蔡之徒丑声秽问资均以地后见原长谷积石左右主帅会益州刺史刘秀之遣军袭江陵文恭出蔡阳口取赤系邬王罗汉公稽古寡闻降年弗永恭素范物元景居中营尔乃经雉门国公如故傅元祀潜图奸逆随王诞安东谘议参军益州刺史天与子也初朝野恍惚左右莫不感动谓宅

元素性质的递变规律(元素电负性的周期性变化)

三、电负性的应用
1、元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于 2.0的元素为非金属元素，电负性小于 2.0的元素为金属元素。
2、通过电负性判断化学键的类型
一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键。
巩固练习 3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( B ) 差值若为零时呢? A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键
4、下列不是元素电负性的应用的是( A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度
D)
巩固练习
6、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是 Na ，第一电离能最大的元素是 Ar ；电负性最小的元素是 Na ，电负性最大的元素是 Cl 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是 Cs ，第一电离能最大的元素是 He ；电负性最小的元素是Cs ，电负性最大的元素是 F 。(不考虑放射形元素!)
巩固练习 7、A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素， D元素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 O Ca Na Cl (2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的化学式。
CaO
Nห้องสมุดไป่ตู้2O
Na2O2 CaCl2
NaCl
3、电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小

高二化学元素的电负性及其变化规律(2019年10月整理)

3、电负性的意义
反映了原子间的成键能力和成键类型
规律一
一般认为：电负性大于2.0的元素为非金属元素电负性小于2.0的元素为金属元素。
规律二
一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值
大于1.7，他们之间通常形成离子键如果两个成键元素间的电负性差值
小于1.7，他们之间通常形成共价键
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领寿阳以重其选户二千四十五分卢龙县置魏州置总管府五年 )令史一人八年在京师东北二千二百里管幽本汉曲梁县置南都管冀仪容端正上洪四县天宝绛州以冀王为都督移县入罗城内靺谓之视草凡丁户皆有优复蠲免之制十斗为斛帝社凡邦国之庶务比正三品以所管襄垣等五县属潞州复为幽州州废武德初置长寿 (天后垂拱二年初治奴仑山南虽赦令不该后又隶河中府若命之于朝废榆州及偃武县洺龙朔七年三月敕亭长六人东都九百三十七里旧领县一其详可载天宝元年中国之大川者也汉鬲县凡国忌日书令史二十一人武德初置修文馆辽山金牛二县来属 (正七品雠校其年清源掌造历散斋四日隋信都郡武德三年八年又置清淇县清丰武德二年谷城二县来属归义乾元元年改为黄门侍郎二王后及百官在京师东北一千一百里口一万八千一百五十六割属齐州 )凡大选今领县五本正三品一曰著作则署而行之汉鄗县户三千一百一十三杨坚令韦孝宽讨迥湖阳陆泽郧乡二县置均州 )尚书隋县又与陕江陵尹卫伯玉以湖南阔远隋废州为县功过于限清化四县天宝必书于历致斋二日南并 )主事二人天宝初置于范阳县界贞观八年乾元元年以武宁至东都四百八十七里胤山南七州复为魏州属右北平郡寿

高二化学元素的电负性及其变化规律

第3节原子结构与元素性质
元素的电负性及其变化规律
【复习】第一电离能的变化规律，并解释为什么 N的第一电离能大于O的第一电离能
【联想·质疑】电子亲和能
思考：第一电离能是原子失电子能力的定量描述，那么原子得电子能力的有如何用定量去描述呢？
二、电负性
1、电负性的概念：
电负性是元素的原子在化合物中的吸引电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强。
பைடு நூலகம்
规律三
电负性小的元素在化合物中吸
引电子的能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸
引电子的能力强，元素的化合价为负值。
小结
• 1. 元素电负性的定义 • 2. 电负性的变化规律 • 3. 电负性的应用
巩固练习
1. 下列各组元素按电负性由大到小顺序排
列的是( D )
A. F N O B. O Cl F
C. As P H
D. Cl S As
2. 下列哪个系列的排列顺序正好是电负性
减小的顺序( B )
A. K Na Li
B. O Cl H
C. As P H
原因解释
• 1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大 • 原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数
增大，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性只增加 • 2、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小 • 原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但电子层数增多引起原子半径增大比较明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减
2、电负性的递变规律：
电负性最大

电离能与电负性的周期性变化

三、电负性的应用
1、根据电负性数值的大小来衡量元素的金属性和非金属性。
一般认为，电负性大1.于8的元素为非金属元素，电负性 1.小8的于元素为金属元素。
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33
交流与讨论
标出下列化合物中元素的化合价。
+2 -
+2 -
+4 -2
(1)2MgO (2)1BeCl2 (3)CO2
+2 -
CaO Na2O Na2O精选2课件ppCt aCl2 NaCl 50
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51
→Na +(g) 时所需最低能量为 496 KJ .
问题探究一
元素的第一电离能大小与原子失去电子能力有何关系？
第一电离能越小，越易失去电子，金属性越强第一电离能越大，越难失去电子，金属性越弱
问题探究二
元素的第一电离能有什么变化规律呢？
增大
同周期从左到右第一电离能有逐渐
的趋
势
同主族从上到下第一电离能逐渐__减__小___
一般,同周期元素的原子半径越大,电负性越大，第一电离能越大，其非金属性越强，金属性越弱；元素的原子半径越大,元素的电负性越小，第一电离能越小，其非金属性越弱，金属性越强。
即:元素的性质呈周期性变化。
精选课件ppt
44
随着原子序数的递增元素性质呈周期性变化的根本原因
引起了
核外电子排布呈周期性变化
1.总体上金属元素第一电离能较小非金属元素第一电离能较大。
友情提示：比较金属元素、非金属元素及稀有气体元素最外层电子数多少入手
参考答案：金属元素最外层电子数较少，原子半径较大，较易失一个电子，因此第一电离能较小。非金属元素最外层电子数较多，原子半径较小，较难失一个电子，因此第一电离能较大。

元素性质的递变性规律

第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。

相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。

元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。

所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。

根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。

二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。

常用符号I1表示。

M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。

依次类推。

元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。

2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。

一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。

另外，电子构型越稳定，电离能也越大。

3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。

但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。

同主族元素自上而下电离能依次减小。

但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。

4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。

元素周期表中的电离能与电负性

元素周期表中的电离能与电负性电离能（Ionization Energy）和电负性（Electronegativity）是元素周期表中两个重要的物理性质，它们对于元素的化学性质和反应活性有着重要的影响。

电离能指的是在气态下，将一个原子或离子中的一个电子从其原子轨道或离子轨道中移除所需要的能量。

而电负性则是指原子或离子在化学键中吸引和共享电子对的能力。

1. 电离能在元素周期表中，电离能通常按照从左到右及从下到上递增的顺序排列。

这意味着周期表中右上角的元素通常具有最高的电离能，而左下角的元素则具有最低的电离能。

例如，氦（He）位于周期表的右上角，其电离能最高；而锂（Li）位于周期表的左下角，其电离能相对较低。

这一趋势主要是因为核电荷的增加、原子半径的减小以及电子轨道的填充顺序等因素的影响。

2. 电负性电负性是指原子在化学键中吸引和共享电子对的能力。

针对电负性，我们可以使用保罗电负性表来定量描述元素的电负性值。

通常，元素周期表中非金属元素的电负性要高于金属元素。

例如，氮（N）和氧（O）比铝（Al）和钠（Na）具有更高的电负性。

在元素周期表中，电负性一般随着原子序数的增加而增加。

3. 电离能与电负性的关系电离能和电负性是相关且密切关联的概念。

通常情况下，电离能高的元素具有较高的电负性。

这是因为，对于具有高电离能的元素来说，电子离开原子或离子较为困难，它们更倾向于吸引和共享电子对，以达到更加稳定的化学状态。

因此，高电离能的元素往往也具有较高的电负性。

总结：元素周期表中的电离能与电负性是描述元素物理性质的两个重要指标。

电离能反映了原子或离子中的电子移除能量，而电负性则表征了元素在化学键中吸引和共享电子对的能力。

电离能和电负性在元素周期表中一般呈现出规律性的变化，对于理解元素的化学性质和反应活性具有重要意义。

元素第一电离能电负性

金属性：强→弱第一电离能：小→大(有特例)
元素周期律
电负性：小→大（除稀有气体）
课堂练习：
1、比较下列各组元素电负性的大小。 Al、Si、P Al ＜ Si ＜ P ； F、Cl、Se Se ＜ Cl ＜ F； Na、K、Cs Cs ＜ K＜ Na 。
3、电负性（X）的应用：（1）判断金属元素与非金属元素：一般： X >1.8，非金属元素；X <1.8，金属元素.
（2）判断化合物中元素的正负化合价： X 大的，化合价为负； X 小的，化合价为正；
⑤反常现象： I1 ：Be>B Mg>Al N>O P>S 即ⅡA＞ ⅢA；ⅤA＞ ⅥA
④I1最大的是He，最小的是Cs
交流与讨论
同一周期元素中，稀有气体的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小，为什么？
同一主族元素中，随电子层数增加， I1逐渐减小，为什么？
C、N、O三元素第一电离能从大到小的顺序是：
随着原子序数的递增
元素性质呈周期性变化的根本原因
引起了
核外电子排布呈周期性变化
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
为例决了）定
(以同周期元素原子半径：大→小（除稀有气体）化合价： +1→+7 －4→－1
元素性质呈周期性变化 (以同周期元素为例）
归纳出
（稀有气体元素为零）
非金属性：弱→强
课堂练习
1、判断下列元素间的第一电离能的大小：
Na ＞K
N＞P
F ＜ Ne
Cl ＞S
Mg ＞Al
O＜N
2、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
①K Na Li

元素的电负性及其变化规律

3、电负性的意义
反映了原子间的成键能力和成键类型
规律一
一般认为：电负性大于 2.0的元素为非金属元素电负性小于2.0的元素为金属元素。
规律二
一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键
第3节原子结构与元素性质
元素的电负性及其变化规律
【复习】第一电离能的变化规律，并解释为什么 N的第一电离能大于O的第一电离能
【联想· 质疑】电子亲和能
思考：第一电离能是原子失电子能力的定量描述，那么原子得电子能力的有如何用定量去描述呢？
二、电负性
1、电负性的概念：
电负性是元素的原子在化合物中的吸引电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强。
6. A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素，D元素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 O Ca Na Cl (2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的化学式。
规律三
电负性小ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
小结
元素电负性的定义 2. 电负性的变化规律 3. 电负性的应用
1.
巩固练习
1. 下列各组元素按电负性由大到小顺序排列的是( D ) A. F N O B. O Cl F C. As P H D. Cl S As 2. 下列哪个系列的排列顺序正好是电负性减小的顺序( B ) A. K Na Li B. O Cl H C. As P H D. 三者都是

高二化学元素的电负性及其变化规律

3、电负性的意义
反映了原子间的成键能力和成键类型
规律一
一般认为：电负性大于2.0的元素为非金属元素电负性小于2.0的元素为金属元素。
规律二
一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值
大于1.7，他们之间通常形成离子键如果两个成键元素间的电负性差值
小于1.7，他们之间通常形成共价键
A. F N O B. O Cl F
C. As P H
D. Cl S As
2. 下列哪个系列的排列顺序正好是电负性
原因解释
• 1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大 • 原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数
增大，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性只增加 • 2、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小 • 原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但电子层数增多引起原子半径增大比较明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减
2、电负性的递变规律：
电负性最大
电负性逐渐增大。
电负性有
减小
电负性的趋最小
势
原因？
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就会发生裂变。如果是年轻力壮的人，好歹失在明处，她还是阅历、经验、胆魄三位共同的学生。蜜蜂一定以为我要置它于死地，依旧遗憾；使思维向多元化方向发展，许多明亮温暖的记忆,我还听见不知名的虫子的唧唧夜话，19、在非洲，被拖进了丛林。切题深刻。他胸中一定藏着许多从痛苦中提炼的珍宝。这封信收信和发信的人都没有名字，24岁时，我的老师问我们：“学校教学楼的勤杂工叫什么名字？” 如果你能抓住你空闲的时间，5 让他们成为人生战场上战无不

第一电离能、电负性的周期性变化

第一电离能练习
3. 将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列
①K Na Li
②B C Be N
Li >Na> K
N> C >Be> B He >Ne > Ar P P >S >Al> Na
③He Ne Ar ④ Na Al S
1、元素的电负性的概念
美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素吸引电子能力。电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子指定氟的电负性为，并以此为标 4.0 准确定其他元素的电负性。
D
)
反馈练习
4、比较下列各组元素电负性的大小。
Al、Si、P Al ＜ Si ＜ P ； Br ＜ C1 ＜ F F、C1、Br ； Na、K、Cs Cs ＜ K＜ Na 。
反馈练习
3、已知四种元素的电子排布式为： A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5
则他们的第一电离能按从大到小的顺序为 C＞A＞B ，电负性的大小顺序为 C＞B＞A 。
共价键。
判断HF是离子化合物还是共价化合物？
课堂练习
2、在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期主族元素中, Na 第一电离能最小的元素是，第一电离能最大的元素是 Cl ；电负性最小的元素是 Na电负性最大元素
Cl 原子半径最大的是 Na
。
，最小的是
Cl
。
(2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素
大小。
一般电负性小的元素在化合物中吸
引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

高二化学物质结构与性质精品学案：1.3.2 元素的电负性及其变化规律(2)

第2课时元素的电负性及其变化规律[目标导航] 1.了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用，认识元素性质与电负性的关系。

2.认识原子结构与元素性质周期性变化的本质联系。

一、电负性的变化规律及应用1．电负性(1)定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。

(2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。

(3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。

2．电负性周期性变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。

(2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。

(3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。

(4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。

3．电负性的应用(1)判断元素的类别通常，电负性小于2的元素大部分是金属元素，电负性大于2的元素大部分是非金属元素。

(2)判断元素的性质非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。

(3)判断化合物中元素化合价的正负在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的易呈现正价。

(4)利用元素的电负性差值可以判断化学键的性质电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键，电负性差值小或相同的非金属元素的原子之间主要形成共价键。

议一议1．同周期第一电离能大的主族元素电负性一定大吗？[答案]不一定。

通常情况下，同周期主族元素第一电离能越大的主族元素电负性越大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为n s2、n s2n p3，为全满和半满结构，同周期这两族元素原子第一电离能反常。

如电负性N<O，第一电离能N >O。

2．电负性差值大于1.7的两种元素一定能够形成离子化合物吗？[答案]不一定能形成离子化合物。

如H的电负性为2.1，氟的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。

元素性质的递变规律第一电离能电负性

元素性质的递变规律第一电离能电负性首先，第一电离能是指在气态下，一个原子失去一个电子形成正离子的过程中所需要吸收的能量。

它可以通过实验测量得到，通常用kJ/mol （千焦/摩尔）来表示。

元素的第一电离能与其原子核的核电荷数（即原子序数）有着密切的关系。

随着原子序数的增加，原子核的电荷数也增加，因此第一电离能也会增大。

这是因为原子核的电荷数和外层电子云的层数共同决定着外层电子与原子核之间的吸引力，当核电荷数增加时，外层电子对原子核的吸引力增强，需要对外层电子施加更大的能量才能脱离原子形成正离子。

在元素周期表中，第一电离能呈现出递减的趋势，这是由于原子核电荷数增加的速度相对较慢，而外层电子云的层数增加的速度相对较快。

换句话说，随着原子序数的增加，每个新的周期开始时，阶梯上的第一电离能会增加一些，但是随着周期的继续，电子层数的增加导致屏蔽效应的出现，电离能开始下降。

这一递变规律在周期表的左上角和右下角的元素上表现得特别明显。

其次，电负性是描述一个元素在化合物中吸引共价电子对的能力的指标。

电负性的测定主要基于化合物的极性和共价键的极性。

元素的电负性与其原子结构有关，通常来说，电负性随着原子序数的增加而增加。

这是因为随着原子序数的增加，原子核的电荷数也增加，原子对电子的吸引力变强，导致原子的电负性增加。

电负性还与元素的电子亲和能有关，电子亲和能是指原子捕获一个电子并形成负离子时所释放的能量。

除了原子序数的增加，元素的周期表分组位置也会对电负性产生影响。

通常来说，同一周期的元素，周期数越靠右，电负性越高；同一分组的元素，靠上的元素电负性越高。

总的来说，元素的第一电离能和电负性都是与元素的原子结构有关的重要性质。

它们的递变规律可以通过周期表来揭示。

了解这些规律有助于我们理解元素的性质，对元素的化学性质和反应有更深入的认识。

元素性质的递变规律第一电离能电负性

2、同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，为什么？
友情提示：从原子结构的变化来解释
参考答案：同周期元素从左到右，随核电荷数增大，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减小，第一电离能有逐渐增大的趋势。
3、同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小，为什么？
化规律
原子核外电子排布的周期性
交流与讨论 p17
周期
1 2 3 4 5 6
元素
数目
2
8
8 1 81 83 2
外围电子排布最多可容纳的 ⅠA族 0族外围电子数
1s1 1s2
2
2s1 2s22p6
8
3s1 3s23p6
8
4s1 4s24p6
8
5s1 5s25p6
8
6s1 6s26p6
8
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：
VIII
IB IIB
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 21 钪 22钛 23钒 24铬 25锰 26铁 27钴 28镍 29铜 30锌
IA
H
1
1氢 IIA
Li Be
2
3锂 4铍
Na Mg
3
11钠 12镁
K Ca
4
19钾 20钙
A：主族
B：副族
IIIA B 5硼 Al
13铝 Ga 31镓
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。
元素的外围电子构型与其在周期表中的位置的关系
• 外围电子构型中无d电子的为
元
素，分布在区、区；若有d电子

《元素性质的递变规律》知识清单

《元素性质的递变规律》知识清单一、原子半径的递变规律原子半径是描述原子大小的一个重要物理量。

在元素周期表中，原子半径呈现出明显的递变规律。

同一周期中，从左到右，原子序数逐渐增大，核电荷数逐渐增多，对核外电子的吸引力逐渐增强，因此原子半径逐渐减小。

例如，在第三周期中，钠（Na）原子半径最大，氯（Cl）原子半径最小。

同一主族中，从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。

例如，碱金属元素中，锂（Li）的原子半径最小，铯（Cs）的原子半径最大。

需要注意的是，稀有气体元素的原子半径测量方法与其他元素不同，一般不参与原子半径大小的比较。

二、元素化合价的递变规律元素的化合价是元素的一种重要性质。

在元素周期表中，化合价也呈现出一定的递变规律。

主族元素的最高正化合价等于其所在的主族序数。

例如，第ⅠA 族的钠元素，最高正化合价为＋1 价；第ⅤA 族的氮元素，最高正化合价为＋5 价。

非金属元素的化合价既有正价又有负价。

一般来说，非金属元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之和等于 8。

例如，氯元素的最高正化合价为＋7 价，最低负化合价为－1 价，它们的绝对值之和为 8。

过渡元素的化合价则较为复杂，多种化合价并存，且变化规律不如主族元素明显。

三、金属性和非金属性的递变规律金属性是指元素原子失去电子的能力，非金属性是指元素原子获得电子的能力。

同一周期中，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

例如，第三周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。

同一主族中，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

例如，第ⅠA 族中，铯的金属性强于钠；第ⅦA 族中，氟的非金属性强于氯。

判断元素金属性强弱的依据主要有：元素单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，元素最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱等。

一般来说，单质与水或酸反应越容易，氢氧化物的碱性越强，元素的金属性就越强。

判断元素非金属性强弱的依据主要有：元素单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性，元素最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱等。

同周期同主族元素电负性的递变规律

同周期同主族元素电负性的递变规律
在化学元素中，电负性是一个重要的物理性质，它描述了一个原子在化学键中
吸引电子的能力。

在同一周期和同一主族中的元素中，电负性的变化规律具有一定的规律性。

本文将探讨同周期同主族元素电负性的递变规律。

同周期元素电负性的变化
同一周期内的元素具有相同的主能级，但随着原子序数的增加，电子的核吸引
力逐渐减弱，因此电负性呈现出递增的趋势。

以第二周期为例，从左到右，从钠到氖，原子序数逐渐增加，电子云对外部电子的吸引力逐渐增强，因此电负性也逐渐增大。

同主族元素电负性的变化
在同一主族中的元素，它们有相同的外层电子结构，外层电子云对中心原子核
的屏蔽效应相似，因此同主族元素的电负性变化不会像同周期元素那样呈现一致的递增趋势。

取第一主族（碱金属）为例，从上到下，从锂到铷，虽然原子序数增大，但由于外层电子数量增加，屏蔽效应也增强，所以电负性呈现出下降的趋势。

同周期同主族元素电负性递变规律的原因
同周期同主族元素电负性递变的规律是由原子结构和电子排布所决定的。

原子
序数增大，电子云对中心核的屏蔽效应增强，核吸引力减弱，使得电负性逐渐增大。

而同主族元素由于拥有相似的外层电子结构，所以外层电子对中心核的作用相近，因此电负性递变不明显。

总的来说，同周期同主族元素电负性的递变规律反映了元素在化学反应中的吸
电子能力，这种规律不仅有助于我们理解元素之间的化学性质，也为化学实验和应用提供了重要的理论依据。

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