元素第一电离能、2,2,3元素电负性的周期性变化课件-高中化学苏教版(2019)选择性必修2
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（2）化学键型判别 电负性相差＞1.7的两种元素的原子，通常形成离子键。电负性相 差＜1.7的两种元素的原子通常形成共价键。
（3）判断分子中元素的正负化合价 在化合物中， 电负性小的元素吸引电子的能力弱，其化合价为正值； 电负性大的元素吸引电子的能力强，其化合价为负值。
（4）对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族电负性接近，， 表现出的性质相似，被称为“对角线规则”。
第二单元 元素性质的递变规律
元素第一电离能、元素电负性的周期性变化
温故知新
元素周期表中金属性和非金属性的递变规律是什么？
族 周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA
ⅦA
1 2
逐失变核 渐电多电 增子，荷
3
强能原数 力子增
4
变半大
5
强径， ，逐电
6
金渐子
7
属增层 性大数
核电荷数增大，原子半径逐渐减小，得电 子能力增强，非金属性逐渐增强
思考：为什么同周期主族元素从左往右第一电离能有特殊情况，不符合 变化趋势的原子？请书写他们电子排布式并说明理由。
元素的第一电离能大小还与其原子的核外 电子排布有关。
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形 成全空（p0、d0、f0）或半充满（p3、d5、f7） 或全充满（p6、d10、f14）结构时原子处于能量 较低状态，所以失电子所需能量较大，即I1较大。
1、请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪 些是离子化合物，哪些是共价化合物
NaF HCl NO MgO KCl AlCl3 离子化合物： NaF、 MgO、 KCl 共价化合物： HCl、 NO、AlCl3、 CH4
CH4
2、请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物 中为正价的元素
NaH ICl NF3 SO2 H2S CH4 NH3 HBr
9543
Mg
738 1415 7733 10540
Al
578 1817 2745 11575
1.原子的逐级电离能越来越大
2.当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差距。
课堂练习
1、判断下列元素间的第一电离能的大小
①Na > K ④ Cl > S
用于衡量元素气态原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。 第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
3.第一电离能的变化规律
你能否根据元素周期表金属性和非金属性递变规律，预测 同周期和同主族的第一电离能的递变规律。
同周期：主族元素从左往右，第一电离能呈增大的趋势（有例外） 同主族：从上往下，第一电离能逐渐减小。
4、元素的第二电离能、第三电离能
+1价气态离子失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需的最 低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示。
+2价气态离子失去一个电子形成＋3价气态阳离子所需的最 低能量称为该元素的第三电离能，用I3表示。
各级电离能 Na
(KJ/mol)
I1
496Βιβλιοθήκη I24562I3
6912
I4
I1
I2
I3
I4
I5
577
1820
2740
11600
14800
I6 23400
试推测该元素的原子最外层有
个电子，主要化合
价是
价.该元素氧化物的化学式可能是
。
Na·+ ·C····l·· H·+ ·C····l··
Na+
·· ··
[
C··l ]-
··
离子键
H··C····l·· 共价键
二、 元素电负性的周期性变化
一、元素第一电离能的周期性变化
1.概念 某元素气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需 的最低能量，用符号I1表示，单位：KJ/mol。
M(g)－e－ → M+ (g)
如：钠元素的I1=496KJ/mol是指Na(g)-e－→Na＋(g)时所需的 最小能量为496KJ/mol。
2.第一电离能的意义
②N > P ⑤ Mg > Al
③F < Ne ⑥O < N
2.下列元素中，第一电离能最大的（ D）
A、 K
B、 Na
C、P
D、Cl
3.具有下列电子构型的元素中，第一电离能最小的是（ B）
A、ns2np3
B、ns2np4
C、ns2np5
D、ns2np6
4. 已知某元素M的各级电离能(In／kJ•mo1—1)如下：
1、 电负性就是表示某元素成键原子在化合物中吸引电子能 力大小。
注意：元素电负性的数值是个相对的量，没有单位
思考：你能根据元素非金属性的变化规律，预测元素电负性的规 律吗？
2、元素电负性的变化规律
3、应用
（1）元素的金属性的判别 一般来说，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的 元素为金属元素。
（3）判断分子中元素的正负化合价 在化合物中， 电负性小的元素吸引电子的能力弱，其化合价为正值； 电负性大的元素吸引电子的能力强，其化合价为负值。
（4）对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族电负性接近，， 表现出的性质相似，被称为“对角线规则”。
第二单元 元素性质的递变规律
元素第一电离能、元素电负性的周期性变化
温故知新
元素周期表中金属性和非金属性的递变规律是什么？
族 周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA
ⅦA
1 2
逐失变核 渐电多电 增子，荷
3
强能原数 力子增
4
变半大
5
强径， ，逐电
6
金渐子
7
属增层 性大数
核电荷数增大，原子半径逐渐减小，得电 子能力增强，非金属性逐渐增强
思考：为什么同周期主族元素从左往右第一电离能有特殊情况，不符合 变化趋势的原子？请书写他们电子排布式并说明理由。
元素的第一电离能大小还与其原子的核外 电子排布有关。
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形 成全空（p0、d0、f0）或半充满（p3、d5、f7） 或全充满（p6、d10、f14）结构时原子处于能量 较低状态，所以失电子所需能量较大，即I1较大。
1、请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪 些是离子化合物，哪些是共价化合物
NaF HCl NO MgO KCl AlCl3 离子化合物： NaF、 MgO、 KCl 共价化合物： HCl、 NO、AlCl3、 CH4
CH4
2、请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物 中为正价的元素
NaH ICl NF3 SO2 H2S CH4 NH3 HBr
9543
Mg
738 1415 7733 10540
Al
578 1817 2745 11575
1.原子的逐级电离能越来越大
2.当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差距。
课堂练习
1、判断下列元素间的第一电离能的大小
①Na > K ④ Cl > S
用于衡量元素气态原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。 第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
3.第一电离能的变化规律
你能否根据元素周期表金属性和非金属性递变规律，预测 同周期和同主族的第一电离能的递变规律。
同周期：主族元素从左往右，第一电离能呈增大的趋势（有例外） 同主族：从上往下，第一电离能逐渐减小。
4、元素的第二电离能、第三电离能
+1价气态离子失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需的最 低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示。
+2价气态离子失去一个电子形成＋3价气态阳离子所需的最 低能量称为该元素的第三电离能，用I3表示。
各级电离能 Na
(KJ/mol)
I1
496Βιβλιοθήκη I24562I3
6912
I4
I1
I2
I3
I4
I5
577
1820
2740
11600
14800
I6 23400
试推测该元素的原子最外层有
个电子，主要化合
价是
价.该元素氧化物的化学式可能是
。
Na·+ ·C····l·· H·+ ·C····l··
Na+
·· ··
[
C··l ]-
··
离子键
H··C····l·· 共价键
二、 元素电负性的周期性变化
一、元素第一电离能的周期性变化
1.概念 某元素气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需 的最低能量，用符号I1表示，单位：KJ/mol。
M(g)－e－ → M+ (g)
如：钠元素的I1=496KJ/mol是指Na(g)-e－→Na＋(g)时所需的 最小能量为496KJ/mol。
2.第一电离能的意义
②N > P ⑤ Mg > Al
③F < Ne ⑥O < N
2.下列元素中，第一电离能最大的（ D）
A、 K
B、 Na
C、P
D、Cl
3.具有下列电子构型的元素中，第一电离能最小的是（ B）
A、ns2np3
B、ns2np4
C、ns2np5
D、ns2np6
4. 已知某元素M的各级电离能(In／kJ•mo1—1)如下：
1、 电负性就是表示某元素成键原子在化合物中吸引电子能 力大小。
注意：元素电负性的数值是个相对的量，没有单位
思考：你能根据元素非金属性的变化规律，预测元素电负性的规 律吗？
2、元素电负性的变化规律
3、应用
（1）元素的金属性的判别 一般来说，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的 元素为金属元素。