电离能和电负性
反映元素性质的重要数据电离能与电负性
反映元素性质的重要数据—电离能与电负性一、电离能电离能是指从气态原子中去掉电子把它变成气态阳离子，需要克服核电荷的引力而消耗的能量。
符号为I，单位常用电子伏特。
从元素的气态原子去掉一个电子成为+1价气态阳离子所需消耗的能量，称为第一电离能（I1）；从+1价气态阳离子再去掉一个电子成为+2价气态阳离于所需消耗的能量，叫做第二电离能（I2）；依此类推。
逐级电离能逐步升高。
用元素的I1可以衡量元素金属性的强弱。
I1越小，原子越容易失去电子，该元素的金属性越强。
例1、电离能是指1mol气态原子（或阳离子）失去1mol电子形成1mol气态阳离.子（或更高价气态阳离子）所需吸收的能量。
现有核电荷数小于20的元素A，其电离能数据如下（I1表示原子失去第一个电子的电离能，In表示原子失去第n个电子的电离能。
单位：eV）序号I1I2I3I4I5I6电离能7.64415.0380.12109.3141.2186.5序号I7I8I9I10I11┈电离能224.9266.0327.9367.41761┈(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能＿＿＿＿（填“大”或“小”）。
阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越＿＿＿＿（填“大”或“小”）。
(2)上述11电子分属几个电子层？(3)去掉11个电子后，该元素还有＿＿＿＿个电子。
分析：相当一部分学生看不懂题意，反映出的问题是不会应用相对量进行分析，从表中可看出,电离能的绝对量是I1〈I2〈I3┅但在此更应关注相对量。
相邻两个电离能的相对量是：，，，┈而，从相对量的变化说明I1、I2两个电子的排布与I3到I10八个电子的排布不同，而I11电子的排布又是另一回事。
所以上述11个电子分属三个电子层，最外层有2个电子，次外层有8个电子，是镁元素。
本题的分析还可以启发教育我们的学生，科学家是如何认识电子在核外是分层排布的。
答案:（1）小；大（2）3 （3）1 （4）Mg(OH)2例2、不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为Ｅ）如下图所示。
非金属性强弱的判断方法
非金属性强弱的判断方法非金属性强弱的判断方法可以从以下几个方面进行考虑：1. 原子半径：原子半径是判断非金属性强弱的一个重要因素。
通常来说，原子的半径越小，其核外电子与核的吸引力越强，非金属性也就越强。
根据周期表的趋势，原子半径在同一周期内逐渐减小，而在同一族中，原子半径逐渐增大。
因此，在周期表中，非金属性从左上方向右下方逐渐减弱。
2. 电离能：电离能是指将一个原子中的最外层电子从原子中移除所需要的能量。
非金属性元素通常具有较高的电离能，因为它们的外层电子与核的吸引力较强，因此不容易被移除。
相比之下，金属性元素的电离能较低，因为它们的外层电子与核的吸引力较弱。
因此，电离能较高的元素通常被认为具有较强的非金属性。
3. 电负性：电负性是一个衡量元素吸引电子的能力的指标，也是判断非金属性强弱的重要因素。
一般来说，电负性较高的元素趋向于吸引电子，因此具有较强的非金属性。
根据极限电负性值的尺度，可将元素的非金属性分为四类：非金属性强的元素，如氟、氯等；非金属性较强的元素，如硫、氧等；非金属性较弱的元素，如锌、铝等；非金属性弱的元素，如钾、钠等。
4. 化合价：化合价指的是一个原子与其他原子形成化合物时所具有的价键数。
非金属性元素通常具有多种化合价，且形成的价键较为稳定。
相比之下，金属性元素通常只具有较少的化合价。
因此，一个原子具有多种化合价的能力也是判断非金属性强弱的重要指标之一。
5. 化合物的性质：非金属性元素在与其他元素形成化合物后，产生的化合物通常具有较高的熔点、沸点和硬度等性质。
与之相反，金属性元素形成的化合物往往具有较低的熔点、沸点和硬度。
根据化合物的性质，可以初步判断一个元素的非金属性强弱。
综上所述，判断非金属性强弱可以考虑原子半径、电离能、电负性、化合价和化合物的性质等因素。
不同的判断方法可以综合考虑这些因素，从而得出较为准确的结果。
然而，需要注意的是，非金属性强弱的判断是相对的，不同元素在不同条件下可能表现出不同的非金属性强弱。
电离能和电负性-归纳与整理_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．元素的原子序数越大，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____。
19
深度思考
判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)电负性大于 1.8 的一定为非金属，小于 1.8 的一定
为金属
(×)
(2)电负性差值大于 1.7 时，一般形成离子键，小于
1.7 时，一般形成共价键
(√ )
(3)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大
( ×)
20
特别提醒 (1)金属活动性顺序与元素相应的电离能 大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表 判断电离能的大小。 (2)不能将电负性 1.8 作为划分金属和非金属的绝对 标准。 (3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形 成共价键的极性就越强。 (4)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负 性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
原子半径电离能及电负性课件下学期高二化学人教版选择性必修2
化合价数＝电离能突变前电离能组数。
3、电离能的应用
➢判断元素金属性的强弱 电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反
之越弱。
➢判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能） 如果某元素的In+1>In，则该元素的常见化合价为+n价。 如钠元素I2>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
离能数据(用I1、I2……表示):
元素 I1
电离能I/(kJ·mol-1)
I2
I3
I4
I5
……
X
578
1 817
2 745 11 575 14 830
……
下列有关元素X的说法中,错误的是( C )
A.元素X的最高正化合价为+3价
B.元素X位于元素周期表中第ⅢA族
C.元素X的第一电离能高于同周期左右相邻元素的
2000 1500 1000 500
0
0
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
①B和Al锯齿状变化 B和Al的第一电离能失去的电子是 np 能级的，该能级电子的能 量比左边 Be 和 Mg 失去的 ns 能级电子的高。
②O和S锯齿状变化 N 和 P 的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高。
第二节 原子结构与元素
的性质 第2课时
原子半径、电离 能及电负性
选择性必修二
第一章 原子结构与性质
学习目标
1.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变 规律。 2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期 性变化的原因,建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该 认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
元素第一电离能与电负性
活动与探究二
碱金属元素第一电离能
元素
Li Na
I1（KJ/mol） 587.1 496
卤族元素第一电离能
元素
F Cl
I1（KJ/mol） 1681 1251
K 418.6
Br 1140
Rb 402.9
“使气态原子失去电子变成气态阳离子，需要克服 主要来自于核电荷的引力而消耗的最低能量。”
——元素的电离能 符号：Ⅰ
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？
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，原子核对外 层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减。
电负性的应用
（1）．判断元素的金属性和非金属性
电负性的意义
衡量元素在化合物中吸引电子的能力强弱，即非金属 性强弱。从而判断元素化合价的正负。
CH4 NaH NF3 NH3 SO2 H2S ICl HBr
活动与探究四
ⅠA
一 H ⅡA
电负性
2.1
二 Li Be
（鲍林数据）
1.0 1.5
三 Na Mg ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
五 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pa Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
电离能与电负性的周期性变化
电离能与电负性在周期表中的表现
在周期表中，随着原子序数的增加，元素的电离能呈现先增大后减小的趋势。而电负性则呈现出逐渐 增大的趋势。
这种周期性变化的原因在于原子核的电荷数和原子轨道的半径共同影响电离能和电负性。随着原子序 数的增加，原子核的电荷数增大，使得原子对电子的吸引能力增强，从而提高了电负性。
02
在同一周期内，从左到右，电负性逐渐增大；在同一族内， 从上到下，电负性逐渐减小。
03
电负性的周期性变化与原子核外电子排布规律密切相关。
电负性周期性变化的原因
01
原子核外电子排布规律决定了原子吸引电子的能力，从而影 响电负性。
02
随着原子序数的增加，核外电子排布的周期性变化导致原子 吸引电子的能力发生变化，从而引起电负性的周期性变化。
电离能与电负性的周期性变化
contents
目录
• 引言 • 电离能的变化 • 电负性的周期性变化 • 电离能与电负性的关系 • 结论
01 引言
主题简介
电离能
指将一个电子从基态激发到脱离原子核束缚所需 要的最小能量。
电负性
描述元素在化合物中吸引电子的能力，通常用相 对值来表示。
周期性变化
指随着原子序数的增加，元素性质呈现规律性的 变化。
03
此外，电负性还受到原子半径、电子构型、电子密度等因素 的影响。
04 电离能与电负性的关系
电离能与电负性的关联
电离能是指原子失去电子所需的能量， 而电负性则表示原子吸引电子的能力。 两者之间存在密切关联，通常电离能较 大的元素具有较大的电负性。
电离能的变化会影响元素的电负性，而电 负性的变化也会影响元素的电离能。这种 相互影响关系使得元素在周期表中的电离 能和电负性呈现出一定的周期性变化。
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。
电离能和电负性
电离能和电负性电离能和电负性是描述化学元素性质的重要概念。
它们在化学反应、原子结构以及物质性质的讨论中都有重要的应用。
本文将详细解释电离能和电负性的定义、影响因素以及它们在化学中的作用。
一、电离能电离能是指从一个主体中移除一个电子所需的能量。
化学元素是由原子组成的，而原子由带负电的电子和带正电的原子核组成。
当外部能量作用于一个原子时，原子的电子可能会被移除，形成一个带正电的离子。
电离能正是描述这个过程的能量需求。
1. 定义电离能常用来描述气态原子或离子的性质。
一般来说，电离能被定义为将一个电子从一个静止态原子或离子的基态中完全移出的能量。
这个定义下的电离能成为第一电离能。
对于多电子原子，可以存在第二、第三甚至更多次电离能，分别对应从原子中移除第二个、第三个等电子所需的能量。
2. 影响因素电离能的大小取决于多个因素。
首先，由于原子核对电子的吸引力，电离能随着原子核电荷数的增加而增加。
其次，离被移除的电子离原子核的距离越远，电离能越小。
因此，对于处在同一主族或周期表中的元素，电离能随着原子序数的增加递增。
最后，电离能还受到电子自旋和电子配对效应的影响。
对于有相同电子配置的两个元素，更靠近核心的电子会有较高的离子能量。
3. 化学应用电离能在化学反应和原子结构研究中具有重要作用。
通过了解元素的电离能，我们可以了解某个元素的反应性质以及其在成键和反应中的角色。
对于周期表中相邻元素的比较，我们可以预测它们的反应活性。
此外，电离能还与原子的电子排布和元素的周期性性质密切相关。
二、电负性电负性是描述化学元素吸引和共享电子的能力。
它度量了一个原子在共价化合物中吸引电子对的能力。
电负性是一个无量纲的物理量，常用来区分各种元素的化学性质。
1. 定义电负性通常通过与其他元素的电子亲和力和电离能进行比较来确定。
最初，电负性是根据化合物中两个原子间的键进行定义的。
然而，在现代化学中，一种被称为电负性标度的量表被广泛使用，其中最常见的是由Pauling提出的标度。
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探究一
探究二
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1 .第一电离能与原子核外电子排布 (1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下, 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p 0、d 0、f0)、半满(p 3、 d 5、f7)和全满(p 6、d 10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一 电离能。故 P 的第一电离能比硫的大,Mg 的第一电离能比 Al 的大。 (2)第三周期元素的第一电离能的大小关系为 I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1 (Mg)>I1(Al)>I1(Na)。 2 .第一电离能的应用 (1)确定元素核外电子的排布。 如 Li:I1≪ I2<I3,表明 Li 原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L 能层),而且最外层上只有一个电子。
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元素的第一电离能的周期性
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(2)确定元素在化合物中的化合价。 钠、镁、铝的电离能数据如下表所示。
由上表可知,钠元素的第一电离能较小,而第二电离能突跃式变大,也就 是说 I2≫ I1。这说明钠原子很容易失去 1 个电子成为+1 价阳离子,形成具 有稀有气体元素原子电子层结构的稳定状态后,原子核对外层电子的有效 吸引作用变得更强。因此,钠元素的常见价态为+1。一般情况下,钠原子不 能形成+2 价阳离子。同理,镁元素的 I3≫I2,铝元素的 I4≫I3,说明镁原子通 常形成+2 价阳离子,铝原子通常形成+3 价阳离子。
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一
二
三
三、电负性
1 .电负性
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小,以氟的电负 性为 4。0 作为相对标准。 变 同周期 从左到右,元素的电负性逐渐变大。 化 规 同主族 从上到下,元素的电负性逐渐变小。 律 应用 判断非金属性强弱。 定义数值
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解析 :A 、E 均为第ⅠA 族元素且 E 为金属元素,则 A 为 H,由于 B、D 为同主族且最外层的 p 能级电子数为 s 能级电子数的两倍 ,则 B、D 的价电 子排布为 ns2np 4,为第ⅥA 族元素,则 B 为 O,D 为 S,E 为 K,C 的价电子排布 式为 3s 23p 1,为 Al。五种元素中,K 的电负性最小,其金属性最强,O 的电负性 最大 ,其非金属性最强。当 O 与 H、S、Al 形成化合物时,由于 O 的电负性 大 ,所以 O 为负价,其他元素为正价。 一般情况下 ,当形成化合物时,电负性差 值小于 1.7 的为共价键,电负性差值大于 1.7 的为离子键。 答案 :(1)H O Al S K (2)K O (3)负 正 (4)Al2O3、K2O H2O、SO2、SO3
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(3)S 元素最可能是 。 A.s 区元素 B.稀有气体元素 C.p 区元素 D.准金属 E.d 区元素 (4)下列元素中,化学性质和物理性质最像 Q 元素的是 。 A.硼(1s 22s 22p 1)B.铍(1s 22s 2) C.锂(1s 22s 1) D.氢(1s 1) E.氦(1s 2) 解析 :根据电离能的数据,分析可知,Q 是稀有气体元素,R、 U 是第ⅠA 族的元素,S 是第ⅡA 族的元素,T 是第ⅢA 族的元素。 然后即可回答有关问 题。 答案 :(1)E (2)B (3)A (4)E
第二课时
元素周期律
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二
三
二、电离能
1 .定义:气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所 需的最低能量,叫作第一电离能。 2 .应用:可以衡量元素的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。 3 .元素第一电离能符号:I1。 4 .元素第一电离能变化规律 (1)对同一周期的元素而言,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; 从左到右,元素的第一电离能在总体上呈现从小到大 的变化趋势,表示元素原子越来越难失去电子。 (2)同主族元素,自上而下第一电离能逐渐减小,表明自上而下原子越来 越易失去电子。
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2 .已知 K、Al、Cl 的电负性分别为 0.8、1.5、3.0,则 KCl、AlCl3 中的 化学键类型是什么? 提示 K、 Cl 的电负性之差为 2.2>1.7,故 K、 Cl 形成离子键;A l、 Cl 的电负性之差为 1.5<1.7,故 Al、Cl 形成共价键。
2 .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元素的电负性接近, 性质相似,被称为“对角线规则”。 如
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第三周期主族元素
电负性比例图
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3 .为什么在同一周期中,从左向右随着原子序数的增大,元素第一电离 能的变化有些曲折,如第ⅡA 族元素的 I1 大于第ⅢA 族元素,第ⅤA 族元素 的 I1 大于第ⅥA 族元素,如 I1(Be)>I1(B)、I1(Mg)>I1(Al)、I1(N)>I1(O)、 I1(P)>I1(S)。 提示这与原子的外层电子构型有着密切关系。第ⅡA 族的 Be(Mg)有着比较稳定的 ns2n p0(s 能级全充满,p 能级全空)结构,第ⅤA 族的 N(P)有着比较稳定的 ns2np3(s 能级全充满,p 能级半充满)结构,因而其原子 稳定 ,第一电离能较高。
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例题 2
根据下列五种元素的电离能数据(单位:kJ· mol-1),回答下面各题。
元素代号 I1 I2 I3 I4 Q 2 080 4 000 6 100 9 400 R 500 4 600 6 900 9 500 S 740 1 400 7 700 10 500 T 580 1 800 2 700 11 600 U 420 3 100 4 400 5 900
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例题 3
有 A、 B、 C、 D、 E 五种元素,它们的核电荷数依次增大,且都小于 20。 其中 C、 E 是金属元素;A 和 E 属同一族,它们原子的最外层电子排布为 ns1。 B 和 D 也属同一族,它们原子最外层的 p 能级电子数是 s 能级电子数的两 倍,C 原子最外层上电子数等于 D 原子最外层上电子数的一半。 A、 B、 C、 D、E 五种元素的电负性分别为 2.1,3.5,1.5,2.5,0.8,请回答下列问题: (1)A 是 ,B 是 ,C 是 ,D 是 ,E 是 (用化学符号填空,下同)。 (2)由电负性判断,以上五种元素中金属性最强的是 ,非金属性 最强的是 。 (3)当 B 与 A 、C、D 分别形成化合物时,B 显 价,其他元素显 价。 (4)当 B 与 A 、C、D、E(与 E 形成 E2 B)分别形成化合物时,化合物中有 离子键的是 ,有共价键的是 。
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1 .电负性规律
电负性的周期性变化
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2 .电负性的应用 (1)判断金属性、非金属性强弱:
(2)判断元素的化合价: ①电负性大的元素一般呈现负价。 ②电负性小的元素一般呈现正价。