电离能和电负性

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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

由上表可知钠、镁、铝的电离能从上往下突变(此时，能层可能发生变化)前分别有一组、二组、三组变化不是很大的电离能数据，所以，化合价分别是+1、+2、+3。
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

2、已知钠元素的I1=496KJ/mol。则Na（g）－e－→Na＋（g）时所需的最小能量为 496KJ
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。

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

元素性质的递变规律第一电离能电负性

ds区
f区
小结
各区元素特点
包括元素价电子排布化学性质
s区 ⅠA、ⅡA族
ns1、ns2
活泼金属（H除外）
p区 ⅢA～ⅦA族和0族元素 ns2np1～6
大多为非金属
d区 ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族 (n－1)d1～ ds ⅠB、ⅡB族 1(n0n－s11～)2d10ns1～2 区镧系和锕系
过渡元素过渡元素
子构型是ns2np1～6，位于周期表右侧，包
括ⅢA～ⅦA族元素。大部分为非金属。0 族稀有气体也属于p区。
s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，最外层电子的总数等于该元素的族序数。s区和p区就是按族划分的周期表中的主族和0族。
d区元
ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族元素
素
它们的价层电子构型是(n－1)d1～10ns1～2，
元素 I1∕ KJ·moL-1 I2 ∕KJ·moL-1
I3 ∕KJ·moL-1
Na
496
4562
6912
Mg
738
1415
7733
（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；
同一主族，从上到下：原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；对应氢化物的稳定性逐渐减弱；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱；碱性逐渐增强；
你知道吗? p17
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。
2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？
这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。

电负性和电离能

电离能的定义元素的原子电离能越说明它越失去电子其金属性越同一主族随着电子层数的增加核对外层电子的吸引能力减弱增强同一周期的元素电子层数核对外层电子的引力同一周期随着原子序数的增加元素的第一电离能呈现的趋势碱金属的第一电族元素的第一电离能比相邻两元素都大1第三周期中第一电离能最大的是2第三周期中第一电离能最小的是3第三周期中第一电离能比相邻两元素都大arnaal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p14结构时原子的能量较低该元素具有较大的第一电离能
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，为了比较元素的原子吸引电子能力的大小， 1932年美国化学家鲍林提出电负性的概念 1932年美国化学家鲍林提出电负性的概念电负性: 衡量元素在化合物中吸引电子的能力电负性: 衡量元素在化合物中吸引电子的能力吸引
氟的电负性为4.0，氟的电负性为4.0，以此为标准确定其他元素的电负性 4.0
4、第三周期中第一电离能比相邻两元素都小的是 Al S
电离能的大小，主要取决于原子的核电荷数、电离能的大小，主要取决于原子的核电荷数、核电荷数原子半径以及原子的外围电子构型。原子半径以及原子的外围电子构型。元素电离能的突跃
M ( g) − e → M ( g)
− +
M ( g) − e → M ( g)
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数表示，越大，吸引电子能力越强，值x表示，若x越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的分子中为带负电荷的一方，形成的分子中为带负电荷的一方，下面是某些短周期元素的x 元素的x值：
• • • • • • • • • Li Be B C N O F 元素符号 x值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 值 Na Mg Al Si P S Cl 元素符号 x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 值值变化规律，元素和Mg元素的值范围：（1）通过分析值变化规律，确定元素和元素的值范围：）通过分析x值变化规律确定N元素和元素的x值范围 0.93 1.57 ______________<x(mg)<_______________；； 2.55 ______________<x(N)<_______________。。 3.44 值与原子半径关系是___________________。（2）推测值与原子半径关系是）推测x值与原子半径关系是半径越大，ｘ。，ｘ值越小半径越大，ｘ值越小差值△ （3）经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的差值△x>1.7时，）经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值时一般为离子键；一般为共价键。一般为离子键；△x<一1.7一般为共价键。试推断一一般为共价键试推断AlBr3中化学键类型是共价键 ________。。 • （4）预测元素周期表中，x值最小的元素的位置：_________ 值最小的元素的位置：）预测元素周期表中，值最小的元素的位置第六周期 _______________（放射性元素除外）。第ⅠＡ族（放射性元素除外）。

2电离能和电负性

电离能和电负性【考点归纳】1.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要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，一价气态基态正离子再失去一个电子所需消耗的最低能量叫做第二电离能(用I2表示)，依此类推，可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系为I1＜I2＜I3＜I4＜……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。

这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。

电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

如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。

（2）规律：每个周期的第一个元素第一电离能最小，最后一个元素的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小；同种原子逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。

（3）应用：①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。

②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：如果某元素的I n＋1≫I n，则该元素的常见化合价为＋n。

如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。

③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。

当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。

④反映元素原子的核外电子排布特点：同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。

2.电负性（1）定义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。

元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

电离能与电负性

明氙也可能被PtF6 氧化发生类似的化学反应。于是他仿照合成O2PtF6 的方法，使氙和六氟化铂蒸气在室温下直接反应，立即生成了橙黄色固体，实验分析其化学式为
XePtF6。这就是首次合成的第一个稀有气体的化合物，是化学发展史上的一次重大的突破，巴特列为开拓稀有
气体化学作出了历史性的贡献。
元素电负性的周期性变化
第一个稀有气体化合物的发现
1962年英国化学家巴特列(N．Bartlett)在研究铂和
氟的反应时，发现生成了一种深红色固体。经X射线分析
和其他实验证明，此化合物由阳离子O2＋和阴离子PtF6－结合而成，化学式为O2PtF6 。由此，巴特列联想到氧分子的第一电离能(02→ O2＋＋e－)为l 175.5 kJ·mol－1，与氙(Xe)的第一电离能1 170 kJ·mol－1非常接近，这表
• 现有5种元素，A、B、
C、D、E，其I1～I3分别如下表，根据表中
元素 A
数据判断其中的
B
• 金属元素有
，
C
• 稀有气体元素有，
• 最活泼的金属是
，D
• 显二价的金属是
。E
I1/eV 13.0 4.3 5.7 7.7 21.6
I2/eV 23.9 31.9 47.4 15.1 41.1
I3/eV 40.0 47.8 71.8 80.3 65.2
•电离能 •电负性
预习
1、什么叫电离能，什么叫第一电离能，二者有什么区别？
2、根据第一电离能的定义，请你猜测它的变化规律(从左到右，从上到下)
3、什么叫电负性，根据它的定义，请请你猜测它的变化规律(从左到右，从上到下)
电离能与电负性
元素第一电离能的周期性变化

高中化学专题2 第2单元第2课时电离能和电负性教案苏教版选修3

第2课时电离能和电负性目标与素养：1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。

(宏观辨识与微观探析)2.了解电离能和电负性的简单应用，能够运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题。

(科学态度与社会责任)一、元素第一电离能的周期性变化1．第一电离能(1)含义某元素的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，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，单位：kJ·mol－1。

(2)意义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)(4)与原子的核外电子排布的关系通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

2．第二电离能和第三电离能(1)第二电离能＋1价气态离子失去1个电子，形成＋2价气态离子所需要的最低能量，用I2表示。

(2)第三电离能＋2价气态离子再失去1个电子，形成＋3价气态离子所需的最低能量，用I3表示。

(3)同一元素的逐级电离能I1、I2、I3…I n依次增大。

二、元素电负性的周期性变化1．电负性的意义电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。

元素的电负性越大，表明元素原子在化合物中吸引电子能力越大，反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子能力越小。

2．电负性的标准指定氟元素的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。

3．元素电负性的周期性变化规律(1)同一周期从左到右，主族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，因此电负性大的元素集中在周期表右上角，电负性小的元素集中在周期表左下角。

4．电负性的应用(1)元素的电负性可用于判断一种元素是金属还是非金属，以及其活泼性强弱。

一般认为，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。

高中化学复习教案-电离能和电负性

第2课时电离能和电负性1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。

(重点)2.了解电离能和电负性的简单应用。

(重难点)电离能[基础·初探]1.第一电离能(1)含义某元素的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,叫做该元素的第一电离能,用符号I1表示,单位：kJ·mol－1。

(2)意义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。

(4)与原子的核外电子排布的关系通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。

2.第二电离能和第三电离能(1)第二电离能＋1价气态离子失去1个电子,形成＋2价气态离子所需要的最低能量,用I2表示。

(2)第三电离能＋2价气态离子再失去1个电子,形成＋3价气态离子所需的最低能量,用I3表示。

(3)同一元素的逐级电离能I1、I2、I3…I n依次增大。

1.镁和铝的第一电离能谁大,为什么？【提示】镁的大。

因为当原子的外围电子排布处于半满、全满或全空时,原子的能量较低,第一电离能较大。

镁的外围电子排布为3s2,铝的外围电子排布为3s23p1,镁的3p轨道全空,3s 轨道全满,故镁的第一电离能大。

2.为什么钠易形成Na＋,而不易形成Na2＋,镁易形成Mg2＋,而不易形成Mg3＋？【提示】Na失去一个电子后已达到稳定结构,第二电离能远大于第一电离能,所以钠易形成Na＋,而不易形成Na2＋；Mg失去2个电子后已达到稳定结构,第三电离能远大于第二电离能,所以镁易形成Mg2＋,而不易形成Mg3＋。

[合作·探究]1.同一周期,第一电离能的递变规律探究(根据教材P20～21图2-12和图2-13)。

(1)同一周期,第一电离能的大小变化趋势如何？【提示】从左到右,呈现增大的趋势,零族元素最大,ⅠA族元素最小。

核外电子排布电负性和电离能

核外电子排布电负性和电离能电子是构成原子的基本粒子，其运动方式和排布方式决定了原子的性质。

在原子核周围运动的电子又分为核内电子和核外电子，其中核外电子的排布电负性和电离能对原子的化学性质和物理性质有着至关重要的影响。

核外电子排布电负性原子中电子的排布是根据泡利不相容原理、欧姆定理和克服库伦力作用完成的。

电子的数目和排布是由原子核的质子数和电子数决定的。

在原子核外运动的电子中，最外层电子的排布方式决定了原子的化学性质。

原子最外层的电子称为价电子，它们决定了原子的化学价。

当原子固定时，价电子的排布方式和数量决定了原子的化学性质。

例如，氧原子的最外层电子排布为2s2 2p4，使其具有良好的氧化性质，可以和其他元素形成氧化物、酸和碱等化合物。

又如，碳原子的最外层电子排布为2s2 2p2，使其具有良好的共价键性质，可以和其他元素形成强健的共价键，构成很多有机化合物。

原子最外层电子的排布方式也影响化合物的性质。

例如，氢氧化钠和氢氧化银在水中的溶解度就不同，这是由于它们的最外层电子排布不同造成的。

氢氧化钠的最外层电子排布为Na+OH-，而氢氧化银的最外层电子排布为Ag+OH-。

因为氢氧化银离子的最外层电子云密度比氢氧化钠离子大，所以其在水中的溶解度更小。

核外电子电离能电离能是指从原子或分子中去掉一个电子所需的能量，通常表达为kJ/mol，它是衡量原子或分子稳定性的重要指标之一。

在原子中，离核越近的电子将需要更大的能量才能去掉，这是因为核和电子之间的库伦力会变得更强。

核外电子的电离能对原子的化学性质和物理性质也有着重要的影响。

原子的化学性质和物理性质先后会受到两个方面的影响：原子的电离能和原子中电子的排布方式。

原子的电离能一般分为第一电离能、第二电离能和第三电离能等。

第一电离能是从原子中去掉第一个电子所需的能量，它通常与原子的化学性质和反应活性有关。

原子的第一电离能越小，原子越容易失去电子，即相对于其他元素而言，它的化学反应活性越强。

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电离能和电负性-归纳与整理_课件

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

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