【通用】第一电离能(标准).ppt
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第一电离能(标准) ppt课件
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7
课堂练习
2、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 ＜
ppt课件
8
问题探究二
观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能变化趋势， 发现Mg的I1比Al大，P的I1比S的大，这是为什么？
阅读P22第二段
[解析]：铝的外围电子排布：3s23p1，镁： 3s2，
ppt课件
17
2.0 2.2
观察教材第23图2-14元素的电负性回答下列问题：
1、同一周期中，元素的电负性如何变化？
2、同一主族中，元素的电负性如何变化？
3、电负性最大和最小的元素分别在元素周期表
的什么位置？
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18
在周期表中的变化规律：
电 负 性 减 小
Cs
电负性增大
F
稀有气体和放射性元素除外
原子可能是 (ns2np5
D ns2np6
ppt课件
13
专题二 原子结构与元素性质
第二单元 元素性质的递变规律
第二课时
元素电负性（X）的周期性变化
ppt课件
14
你知道吗？
钠原子与氯原子结合生成的是 离子化合物。
氢原子与氯原子结合生成的是 共价化合物。
非金属元素之间形成共价键； 活泼金属元素与非金属元素形成离子键。
请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
+1 +1
+3 +4 +1 +1
CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr
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21
3. 化学键型判别 △x≥1.7，通常形成离子键 △x＜1.7，通常形成共价键
全版第一电离能(标准).ppt
则M元素的 I1 =738 KJ·mol-1.
2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e- →Na
+(g) 时所需最低能量4为96 KJ
.
精选
问题探究一 元素的I1与原子失电子能力的关系？
I1越小，越易失电子，金属性越强 I1越大，越难失电子，金属性越弱
精选
交流与讨论
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。
精选
2.0 2.2
观察教材第23图2-14元素的电负性回答下列问题：
1、同一周期中，元素的电负性如何变化？
精选
2. 判断分子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； △X = 0， 化合价为零；
请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
+1 +1
+3 +4 +1 +1
CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr
精选
3. 化学键型判别 △x≥1.7，通常形成离子键 △x＜1.7，通常形成共价键
专题二 原子结构与元素性质
第二单元 元素性质的递变规律
第二课时
第一电离能的周期性变化
精选
一、概念
元素第一电离能
气态 原子失去一个电子形成+1价 气态 阳离子所
需 最低能量。符号 I1 单位：_K_J_·_m__o_l-1
概念应用
1、已知 M(g) - e- →M +(g)时所需最低能量为738 KJ，
2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e- →Na
+(g) 时所需最低能量4为96 KJ
.
精选
问题探究一 元素的I1与原子失电子能力的关系？
I1越小，越易失电子，金属性越强 I1越大，越难失电子，金属性越弱
精选
交流与讨论
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。
精选
2.0 2.2
观察教材第23图2-14元素的电负性回答下列问题：
1、同一周期中，元素的电负性如何变化？
精选
2. 判断分子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； △X = 0， 化合价为零；
请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
+1 +1
+3 +4 +1 +1
CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr
精选
3. 化学键型判别 △x≥1.7，通常形成离子键 △x＜1.7，通常形成共价键
专题二 原子结构与元素性质
第二单元 元素性质的递变规律
第二课时
第一电离能的周期性变化
精选
一、概念
元素第一电离能
气态 原子失去一个电子形成+1价 气态 阳离子所
需 最低能量。符号 I1 单位：_K_J_·_m__o_l-1
概念应用
1、已知 M(g) - e- →M +(g)时所需最低能量为738 KJ，
【原创课件】第一电离能 电负性gyb
电负性的大小顺序为 D＞C＞B＞A 。
9、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!)
三、第一电离能
1、定义：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。
2、符号：I1 单位：kJ/mol
M(g) － e– → M+(g)
I1
3、意义： 衡量元素的气态原子失去一个电子的难 以程度
I1 越小 I1 越大
原子越易失去一个电子 原子越难失去一个电子
4、同周期、同主族变化规律 同主族，从上→下， I1↓。 同周期 ，从左→右，I1呈增大趋势。 （ⅡA、ⅤA反常）
并用这些元素的电负性解释对角线规则。
解答：Li、Mg在空气中燃烧 的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性 氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都 是弱酸。这些都说明“对角线 规则”的正确性。
11、根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物
的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下 列问题：
10、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。 A：O(氧) B：Ca(钙) C：Na(钠) D：Cl(氯)
元素第一电离能的周期性变化ppt
是稳定结构，在同一周期中最难失e-，I1在同周期中最大。 碱金属 原子外围电子排布式为nS1， 在同周期中（除稀有气体）r最大，F最小，
最容易失去最外层的一个e-，I1在同周期中最小。
问题探究
【问题3】在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P 的第一电离能大于它们相邻元素的第一电离能。为什么？ 洪特规则特例：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，能量较低，较稳定。
指出同一种元素的逐级电离能大小关系： I1 < I2 < I3 < I4 < I5 ……为什么？
问题探究
元素 Na Mg I1 kJ·mol-1 496 738 I2 kJ·mol-1 4562 1451 I3 kJ·mol-1 6912 7733
【问题1】根据表中数据 解释为什么钠元素易形成Na＋， 而不易形成Na2+；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？ 【问题2】为什么钠元素的I2远大于I1，而镁元素的I3远大 于I1、I2？（用所学的原子结构或离子结构知识解释）
难易程度 。
问题探究：元素第一电离能有什么变化规律？
1~18号元素第一电离能数据 单位：kJ· mol-1
H
1321
He
2362
Li
520
Be
899
B
800
C
1086
N
1402
O
1313
F
1680
Ne
2080
Na
496
Mg
738
Al
577
Si
786
P
1011
S
最容易失去最外层的一个e-，I1在同周期中最小。
问题探究
【问题3】在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P 的第一电离能大于它们相邻元素的第一电离能。为什么？ 洪特规则特例：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，能量较低，较稳定。
指出同一种元素的逐级电离能大小关系： I1 < I2 < I3 < I4 < I5 ……为什么？
问题探究
元素 Na Mg I1 kJ·mol-1 496 738 I2 kJ·mol-1 4562 1451 I3 kJ·mol-1 6912 7733
【问题1】根据表中数据 解释为什么钠元素易形成Na＋， 而不易形成Na2+；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？ 【问题2】为什么钠元素的I2远大于I1，而镁元素的I3远大 于I1、I2？（用所学的原子结构或离子结构知识解释）
难易程度 。
问题探究：元素第一电离能有什么变化规律？
1~18号元素第一电离能数据 单位：kJ· mol-1
H
1321
He
2362
Li
520
Be
899
B
800
C
1086
N
1402
O
1313
F
1680
Ne
2080
Na
496
Mg
738
Al
577
Si
786
P
1011
S
电离能ppt课件
I2>0
单位：kJ· mol-1 2
一、第一电离能
2、电离能的意义：
衡量气态原子失去电子的难易。
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。
3
探究:
元素的第一电离能随核电荷数递增有 什么变化规律？（同周期、同主族）
4
元素电离能在周期表中的变化规律
电离能增大 电 He 电
7
探究: 电离能的影响因素有哪些？
请从原子结构角度分析为什么呈现上述变化规律 ？即同周期从左至右失去电子越来越难，同主族 8 从上至下失去电子越来越容易。P22
4、影响电离能的因素
（1）原子核电荷数——（同一周期）即电子层数相 同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越
大、越不易失去电子，电离能越大。
10
交流与讨论
元素 电离能
Na 496
Mg 738
Al 577 1817 2745
用电离能数 据来分析元素 的化合价。
I1 I2 I3 I4
4562 1451 6912 7733
9540 10540 11578
11
练习题
1.下列说法正确的是（
A
）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
离
能 减 小 Cs 电离能减小
离
能 增 大
5
观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能的大 小，可以发现镁的第一电离能比铝大，磷的第 一电离能比硫大。
ⅡA是全充满结构、ⅤA是半充满。 从核外电子排布的规律来看，可能是什么原因？
为什么稀有 气体元素的 第一电离能 特别的大？
6
3、元素第一电离能的变化规律：
单位：kJ· mol-1 2
一、第一电离能
2、电离能的意义：
衡量气态原子失去电子的难易。
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。
3
探究:
元素的第一电离能随核电荷数递增有 什么变化规律？（同周期、同主族）
4
元素电离能在周期表中的变化规律
电离能增大 电 He 电
7
探究: 电离能的影响因素有哪些？
请从原子结构角度分析为什么呈现上述变化规律 ？即同周期从左至右失去电子越来越难，同主族 8 从上至下失去电子越来越容易。P22
4、影响电离能的因素
（1）原子核电荷数——（同一周期）即电子层数相 同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越
大、越不易失去电子，电离能越大。
10
交流与讨论
元素 电离能
Na 496
Mg 738
Al 577 1817 2745
用电离能数 据来分析元素 的化合价。
I1 I2 I3 I4
4562 1451 6912 7733
9540 10540 11578
11
练习题
1.下列说法正确的是（
A
）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
离
能 减 小 Cs 电离能减小
离
能 增 大
5
观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能的大 小，可以发现镁的第一电离能比铝大，磷的第 一电离能比硫大。
ⅡA是全充满结构、ⅤA是半充满。 从核外电子排布的规律来看，可能是什么原因？
为什么稀有 气体元素的 第一电离能 特别的大？
6
3、元素第一电离能的变化规律：
物质结构元素第一电离能的概念与变化规律完整版课件
所需的能量 M+(g) - e- → M2+(g) 其余类推可定义 I3 ，I4 … … 各级电离能大小 I1< I2 < I3
I2 （＞0）
单位：kJ·mol-1
2.元素第一电离能与元素性质的关系及变化规律：
1）原子核电荷数—— 同一周期元素即电子层数相同，核电荷数越多、半径越 小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能 越大。
说明了元素在化学变化中的常见化合价
化合价是元素 性质的一种体现。 思考：为什么钠元 素显＋价，镁元 素显＋2价，铝元 素显＋3价？元素 化合价与原子结构 有什么关系？
元素
电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9540 10540 11578
一、专题2第二单元学习要求及具体内容
[第二单元]元素性质的递变规律
1、在《化学2》的基础上进一步理解元素周期律， 基本 了解元素周期律的应用。 要求 2、了解元素第一电离能、电负性的概念及其周期
性变化规律。
3、了解第一电离能和电负性的简单应用。
发展 知道根据原子外围电子排布特征，把元素周期表分 要求 为S区、p区、d区、f区、ds区。
充满状态；Al的外围电子排布为3s23p1，故Al的第一电离能小于Mg的第
一电离能。钾比镁更易失电子，钾的小于镁的，D不正确。
答案 A
谢谢 ！
答案 B
下列元素的第一电离能依次减小的是 ( )。
A．H、Li、Na、K
B．I、Br、Cl、F
C．Na、Mg、Al、Si
D．Si、Al、Mg、Na
答案 A
4）元素电离能在周期表中的变化规律：
教学课件第一电离能(标准)
第一电离能与元素性质的关系
02
CHAPTER
第一电离能的变化规律
随着原子序数的增加，第一电离能呈现先增加后减小的趋势。
总结词
在元素周期表中，随着原子序数的增加，元素的电子排布变得更加稳定，使得原子更难失去电子，因此第一电离能逐渐增加。然而，当原子序数达到一定值时，随着电子的增加，电子之间的排斥作用增强，使得原子更容易失去电子，第一电离能开始减小。
第一电离能的大小与原子的电子排布、原子半径、有效核电荷数等因素有关。
什么是第一电离能
第一电离能可用于判断元素的金属性或非金属性强弱，第一电离能越大，金属性越弱，非金属性越强。
第一电离能可用于预测元素在化合物中的表现形式，如金属元素通常以正价态出现，非金属元素通常以负价态出现。
第一电离能可用于研究元素周期表中元素的性质变化规律，如同一周期从左到右第一电离能呈增大趋势，同一主族从上到下第一电离能呈减小趋势。
详细描述
第一电离能随原子序数的变化
随着电子排布的增加，第一电离能呈现先增加后减小的趋势。
总结词
随着电子的增加，电子之间的排斥作用逐渐增强，使得原子更难失去电子，第一电离能逐渐增加。然而，当电子排布达到一定值时，电子之间的排斥作用过强，使得原子更容易失去电子，第一电离能开始减小。
详细描述
第一电离能随电子排布的变化
目前对于第一电离能的研究主要集中在单元素体系，对于多元素体系的研究相对较少，需要进一步拓展研究范围。
当前研究主要集中在实验测量和理论计算两个方面，但实验数据和理论预测存在一定偏差，需要进一步研究和验证。
第一电离能的大小受到多种因素的影响，如原子所处的电子构型、原子序数、同位素效应等，需要更深入的理论模型来描述这些因素。
第一电离能的周期性变化 PPT 人教课标版
同一周期从左到右逐渐减小 同一主族从上到下逐渐增大
一 电离能及其变化规律
气态 原子或_______ 气态 离子失去一个电子所 KJ· mol-1 需 最低 能量。符号 I 单位_______
(1)是元素的一种性质 (2)表示原子或离子失去电子的难易程度. （3）处于基态的气态原子失去一个电子，生成+1 气态阳离子所需要的能量称第一电离能I1 （4）由+1价气态阳离子再失去一个电子，生成+2 气态阳离子所需要的能量称第二电离能I2
2、已知Na元素的I1=496
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？
强 易 失去电子，金属性越___ 第一电离能越小，越___
难 失去电子，金属性越____ 弱 第一电离能越大，越___
说明 : 运用电离能可以判断金属原子 在气态时失去电子的难易程度.
交流 .研讨
问题探究二
I1<I2<I3<I4<I5
为什么？
问题探究三
观察分析下表电离能数据回答： 为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子 元素 Na Mg I1∕ KJ· moL-1 496 738 I2 ∕KJ· moL-1 4562 1415 I3 ∕KJ· moL-1 6912 7733
从表中数据可知钠元素的第二电离能远大于第一电离能，因此 钠容易失去第一个电子而不易失去第二个电子；即Na易形成Na +而不易形成Na 2+ 。而Mg的第一第二电离能相差不大，第三电 离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。
元素第一电离能 同周期左→ 右增大趋势（两处反常） 同主族上→ 下减小 原子结构 原子核吸引电子的能力 原子形成稳定结构的趋势
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Mg的3p轨道为全空，根据洪特规则特例，原子的能量 较低，所以镁的第一电离能比铝大。同理，磷的3p轨 道半充满，原子的能量较低，所以磷的I1比硫大。
电离能： Mg>Al
N>O P>S
第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素
ⅡA是全充满
ⅤA是半充满
9
拓展视野：
根据第一电离能定义，你能说出什么是第二电 离能、第三电离能吗？讨论后回答。
7
课堂练习
2、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 ＜
8
问题探究二
观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能变化趋势， 发现Mg的I1比Al大，P的I1比S的大，这是为什么？
阅读P22第二段
[解析]：铝的外围电子排布：3s23p1，镁： 3s2，
17
2.0 2.2
观察教材第23图2-14元素的电负性回答下列问题：
1、同一周期中，元素的电负性如何变化？
2、同一主族中，元素的电负性如何变化？
3、电负性最大和最小的元素分别在元素周期表
的什么位置？
18
在周期表中的变化规律：
电 负 性 减 小
Cs
电负性增大
F
稀有气体和放射性元素除外
试根据原子结构的变化分析电负性的周期变化。P24
专题二 原子结构与元素性质
第二单元 元素性质的递变规律
第二课时
第一电离能的周期性变化
一、概念
元素第一电离能
气态 原子失去一个电子形成+1价 气态 阳离子所
需 最低能量。符号 I1 单位：_K_J_·_m__o_l-1
概念应用
1、已知 M(g) - e- →M +(g)时所需最低能量为738 KJ，
交流与讨论 P24
22
【总述】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 对人们如何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。如：在IA族可找到光电材料；ⅢA、 ⅣA、ⅤA族可以找到优良的半导体材料。
23
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
最外层电子数 1→8
核外电子排布呈周期性变化 （K层电子数 1→2）
决定了
(以同周期元素为例）
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）
（稀有气体元素为零）
非金属性：弱→强
归纳出
金属性： 强→弱
第一电离能：小→大(有特例)
15
科学探究
AlCl3是离子化合物还是共价化合物？如何证明？
实验证明其熔融态不能导电， 说明AlCl3是共价化合物。
成键原子间形成离子键还是形成共价键，主 要取决于成键原子吸引电子能力的差异。
16
三、元素的电负性（X）的周期性变化 P23
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。
则M元素的 I1 =738 KJ·mol-1.
2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e- →Na
+(g) 时所需最低能量4为96 KJ
.
2
问题探究一 元素的I1与原子失电子能力的关系？
I1越小，越易失电子，金属性越强 I1越大，越难失电子，金属性越弱
3
交流与讨论
4
元素的I1有什么变化规律呢？
问题解决 P23
电负性（X）的应用
2. 判断金属元素与非金属元素： X >1.8，非金属元素； X <1.8， 金属元素.
20
2. 判断分子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； △X = 0， 化合价为零；
请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
+1 +1
+3 +4 +1 +1
CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr
21
3. 化学键型判别 △x≥1.7，通常形成离子键 △x＜1.7，通常形成共价键
请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断 它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。
NaF HCl NO KCl 共价化合物： HCl NO 离子化合物： NaF KCl
CH4 CH4
I2 ∕KJ·moL-1 4562 1415
I3 ∕KJ·moL-1 6因此钠易失去第一个电子而不易失去第 二个电子；即Na易形成Na +而不易形成Na 2+ 。
而Mg的I1、I2相差不大，I3>>I2，因此镁易形成+2价镁
离子。
11
课堂练习
1.下列说法正确的是（ A ）
A ns2np3
B ns2np4
C ns2np5
D ns2np6
13
专题二 原子结构与元素性质
第二单元 元素性质的递变规律
第二课时
元素电负性（X）的周期性变化
你知道吗？
钠原子与氯原子结合生成的是 离子化合物。
氢原子与氯原子结合生成的是 共价化合物。
非金属元素之间形成共价键； 活泼金属元素与非金属元素形成离子键。
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
反常现象
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体的元素：He
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K＜Na＜Mg
12
课堂练习
2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
原子可能是 ( B )
从+1价气态 离子中再失去一个电子，形成+2价气态 离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2 表示 ‥‥‥ 同一种元素的逐级电离能大小关系：
I1<I2<I3<I4<I5
10
问题探究三 观察分析下表电离能数据回答： 为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子
元素 Na Mg
I1∕ KJ·moL-1 496 738
同周期从左到右,I1逐渐_增__大___ 同主族从上到下I1逐渐__减__小___
同周期元素，碱金属的第一电离能最 小，稀有气体的第一电离能最大。
5
在周期表中的变化规律：
电离能增大
电
He
离
能
减
小 Cs
放射性元素除外
课堂练习
1将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
①K Na Li Li＞Na＞ K ②B C Be N N＞C＞Be＞B ③He Ne Ar He＞Ne＞Ar ④Na Al S P P＞S＞Al＞Na
电离能： Mg>Al
N>O P>S
第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素
ⅡA是全充满
ⅤA是半充满
9
拓展视野：
根据第一电离能定义，你能说出什么是第二电 离能、第三电离能吗？讨论后回答。
7
课堂练习
2、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 ＜
8
问题探究二
观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能变化趋势， 发现Mg的I1比Al大，P的I1比S的大，这是为什么？
阅读P22第二段
[解析]：铝的外围电子排布：3s23p1，镁： 3s2，
17
2.0 2.2
观察教材第23图2-14元素的电负性回答下列问题：
1、同一周期中，元素的电负性如何变化？
2、同一主族中，元素的电负性如何变化？
3、电负性最大和最小的元素分别在元素周期表
的什么位置？
18
在周期表中的变化规律：
电 负 性 减 小
Cs
电负性增大
F
稀有气体和放射性元素除外
试根据原子结构的变化分析电负性的周期变化。P24
专题二 原子结构与元素性质
第二单元 元素性质的递变规律
第二课时
第一电离能的周期性变化
一、概念
元素第一电离能
气态 原子失去一个电子形成+1价 气态 阳离子所
需 最低能量。符号 I1 单位：_K_J_·_m__o_l-1
概念应用
1、已知 M(g) - e- →M +(g)时所需最低能量为738 KJ，
交流与讨论 P24
22
【总述】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 对人们如何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。如：在IA族可找到光电材料；ⅢA、 ⅣA、ⅤA族可以找到优良的半导体材料。
23
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
最外层电子数 1→8
核外电子排布呈周期性变化 （K层电子数 1→2）
决定了
(以同周期元素为例）
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）
（稀有气体元素为零）
非金属性：弱→强
归纳出
金属性： 强→弱
第一电离能：小→大(有特例)
15
科学探究
AlCl3是离子化合物还是共价化合物？如何证明？
实验证明其熔融态不能导电， 说明AlCl3是共价化合物。
成键原子间形成离子键还是形成共价键，主 要取决于成键原子吸引电子能力的差异。
16
三、元素的电负性（X）的周期性变化 P23
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。
则M元素的 I1 =738 KJ·mol-1.
2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e- →Na
+(g) 时所需最低能量4为96 KJ
.
2
问题探究一 元素的I1与原子失电子能力的关系？
I1越小，越易失电子，金属性越强 I1越大，越难失电子，金属性越弱
3
交流与讨论
4
元素的I1有什么变化规律呢？
问题解决 P23
电负性（X）的应用
2. 判断金属元素与非金属元素： X >1.8，非金属元素； X <1.8， 金属元素.
20
2. 判断分子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； △X = 0， 化合价为零；
请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
+1 +1
+3 +4 +1 +1
CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr
21
3. 化学键型判别 △x≥1.7，通常形成离子键 △x＜1.7，通常形成共价键
请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断 它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。
NaF HCl NO KCl 共价化合物： HCl NO 离子化合物： NaF KCl
CH4 CH4
I2 ∕KJ·moL-1 4562 1415
I3 ∕KJ·moL-1 6因此钠易失去第一个电子而不易失去第 二个电子；即Na易形成Na +而不易形成Na 2+ 。
而Mg的I1、I2相差不大，I3>>I2，因此镁易形成+2价镁
离子。
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课堂练习
1.下列说法正确的是（ A ）
A ns2np3
B ns2np4
C ns2np5
D ns2np6
13
专题二 原子结构与元素性质
第二单元 元素性质的递变规律
第二课时
元素电负性（X）的周期性变化
你知道吗？
钠原子与氯原子结合生成的是 离子化合物。
氢原子与氯原子结合生成的是 共价化合物。
非金属元素之间形成共价键； 活泼金属元素与非金属元素形成离子键。
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
反常现象
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体的元素：He
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K＜Na＜Mg
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课堂练习
2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
原子可能是 ( B )
从+1价气态 离子中再失去一个电子，形成+2价气态 离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2 表示 ‥‥‥ 同一种元素的逐级电离能大小关系：
I1<I2<I3<I4<I5
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问题探究三 观察分析下表电离能数据回答： 为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子
元素 Na Mg
I1∕ KJ·moL-1 496 738
同周期从左到右,I1逐渐_增__大___ 同主族从上到下I1逐渐__减__小___
同周期元素，碱金属的第一电离能最 小，稀有气体的第一电离能最大。
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在周期表中的变化规律：
电离能增大
电
He
离
能
减
小 Cs
放射性元素除外
课堂练习
1将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
①K Na Li Li＞Na＞ K ②B C Be N N＞C＞Be＞B ③He Ne Ar He＞Ne＞Ar ④Na Al S P P＞S＞Al＞Na