电离能与电负性的周期性变化
高中化学专题2元素第一电离能和电负性的周期性变化学案苏教版
第2课时元素第一电离能和电负性的周期性变化[学习目标定位] 1.能表述元素第一电离能、电负性的含义。
2.熟知元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。
3.能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。
一元素第一电离能的周期性变化1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念：某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量叫做该元素的第一电离能。
元素第一电离能符号：I1。
即M(g)－e－―→M＋(g)(2)元素第一电离能的意义：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；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
(3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能可以类推。
由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I32．元素第一电离能变化规律(1)第一电离能的变化趋势如下图所示：(2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律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。
③具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大。
如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。
3．电离能的应用(1)根据电离能数据，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)，且最外层上只有一个电子。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。
如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。
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。
苏教版高中化学选择性必修2物质结构与性质精品课件 元素第一电离能的周期性变化 元素电负性的周期性变化
变式训练1 下列四种元素中,第一电离能由大到小顺序正确的是( A ) ①原子含有未成对电子最多的第2周期元素 ②原子核外电子排布为1s2的元素 ③元素周期表中非金属性最强的元素 ④原子最外层电子排布为2s22p4的元素 A.②③①④ B.③①④② C.①③④② D.②③④① 解析 根据题意可知①为N元素、②为He元素、③为F元素、④为O元素。 He为稀有气体元素,难以失去电子,第一电离能最大。同周期元素从左到 右第一电离能呈增大趋势,N原子的最外层p能级为半充满结构,第一电离 能大于相邻的O元素,则第一电离能由大到小的顺序为②③①④。
应用体验
【例1】(2021福建厦门高二检测)
(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离能
;第2周期元素中,
元素的第一电离能比铍大的元素有 种。
(2)碳原子的核外电子排布式为
。与碳同周期的非金属元素N
的第一电离能大于O的第一电离能,原因是
。
(3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据,写出B原子的电子排布式:
锂和镁的相似性: ①在氧气中燃烧生成氧化物 Li2O 、 MgO ,而其他碱金属则易生成 过氧化物、超氧化物; ②能直接与氮作用,生成氮化物 Li3N 、Mg3N2,而其他碱金属不与氮直 接反应; ③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水,而其他碱金属的相应盐易溶于水 等。 铍和铝的相似性: ①单质在冷的浓硝酸中钝化; ②氧化物、氢氧化物都有 两 性; ③氯化物都是 共价 化合物,易汽化,能升华,能溶于有机溶剂等。
易错辨析 判一判 (1)金属元素的电负性一定大于1.8。( × ) 提示 (1)金属元素的电负性一般小于1.8。 (2)同周期元素中,稀有气体的电负性数值最大。( × ) 提示 (2)同周期元素中,卤族元素的电负性数值最大。 (3)根据“对角线规则”,B和Mg元素的电负性接近。( × ) 提示 (3)根据“对角线规则”,B和Si元素的电负性接近。 (4)与第一电离能相比,电负性是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。
元素周期表中的电离能与电负性的变化规律
元素周期表中的电离能与电负性的变化规律元素周期表是描述元素性质和组织元素信息的基本工具。
在元素周期表中，每个元素都有其特定的电离能和电负性。
电离能是指在气态下，元素失去一个电子形成阳离子所需的能量；而电负性则是元素在化学反应中对电子的亲和力。
本文将探讨元素周期表中电离能与电负性的变化规律。
1. 电离能的变化规律元素的电离能随着周期表中元素原子序数的增加而增加。
从周期表中我们可以观察到以下规律：1.1 周期性变化在同一周期中，原子半径变小，电离能增大。
这是因为同一周期中的元素核电荷数增加，吸引外层电子的力增强，故电离能增大。
1.2 族内变化同一族的元素拥有相似的化学性质，因此它们之间的电离能也存在一定的规律性。
一般来说，元素周期表中向下移动，原子半径增大，电离能减小。
这是因为原子半径增大会减少核对外层电子的吸引力，使得电子更容易被剥离。
1.3 主族元素与过渡元素的比较在主族元素中，电离能随着族号的增加而减小。
主族元素的原子外层电子数量相同，核电荷数增加，电离能增大的速度较慢。
而过渡元素的电离能变化不太明显，因为它们的电子分布在d轨道中，离核距离相对较远。
2. 电负性的变化规律电负性是描述元素吸引外层电子的能力的物理量。
元素周期表中，电负性随着原子序数的增加而变化。
2.1 周期性变化在同一周期中，电负性随着元素的原子半径减小而增加。
这是因为原子半径减小，核对外层电子的吸引力增加，元素对电子的亲和力也随之增强。
2.2 族内变化同一族的元素具有相似的原子结构和外层电子构型，因此它们之间的电负性也存在一定规律。
一般而言，族号增加，电负性增加。
这是因为随着族号的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，元素对电子的亲和力也随之增强。
2.3 非金属元素与金属元素的比较在元素周期表中，非金属元素的电负性一般比金属元素大。
非金属元素的原子对电子的吸引力较强，因此它们更容易获得电子形成负离子。
总结：元素周期表中的电离能与电负性有其固定的变化规律。
2020高中化学 第一电离能和电负性的周期性变化讲义+测试(含解析)苏教版选修3
第二课时元素第一电离能和电负性的周期性变化［学习目标] 1.了解元素电离能、电负性的概念和第一电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。
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.自主学习区对应学生用书P016一、电离能1.概念错误!气态原子失去一个电子形成错误!＋1价气态阳离子所需的错误!最低能量叫做该元素的第一电离能。
元素第一电离能符号：错误!I1。
2。
元素第一电离能的意义错误!难易程度。
第一电离能数值越小，原子越错误!容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越错误!难失去一个电子.3.第一电离能的变化规律（1）同周期：主族元素从左往右，第一电离能呈错误!增大趋势(有例外)。
(2)同主族：从上到下，第一电离能呈错误!减小趋势.（3）元素的第一电离能大小还与其错误!原子的核外电子排布(特别是错误!外围电子排布)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错误!全空（p0、d0、f0）、错误!半满(p3、d5、f7）和错误!全满(p6、d10、f14）结构时,原子的能量错误!较低，该元素具有较大的第一电离能。
例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态,P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因而Mg、P的第一电离能相对较高.二、电负性1。
M（g) M2＋所需的能量是否是其第一电离能的2倍?提示：应远大于其第一电离能的2倍.因为首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电离能最小，再失去的电子是能量较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强,从而使电离能越来越大。
2.以钠、镁、铝为例说明元素的主要化合价与各级电离能的关系。
提示：钠原子的第一电离能较低,而第二电离能突跃式变高,也就是说,钠的第一电离能远远小于它的第二电离能。
这说明钠原子很容易失去一个电子成为＋1价的阳离子,从而形成稳定状态，此时原子核对外层电子的吸引作用变得更强，不易再失去第2个电子。
物质结构说理
4、碳酸盐在一定温度下会发生分解，实验证明碳酸盐的阳离子不同，分解温度不同，如下表所示：
碳酸盐 热分解温度/ ℃ 阳离子半径/p m
MgCO3 402
CaCO3 900
SrCO3 1172
BaCO3 1360
66
99
112
135
试分析随着阳离子半径的增大，碳酸盐的分解温度逐步升高的原因 碳酸盐分解过程实际上是晶体中的金属阳离子结合CO32- 中的氧离子， 使CO32- 分解为CO2 的过程，所以当阳离子所带电荷数目相同时，阳离 子半径越小，其结合氧离子的能力就越强，对应的碳酸盐就越容易分解。
：
• 5 、什么是电子气理论？它怎样定性地解释金 属晶体的延展性、导电性和导热性？ • 电子气理论认为金属键是金属原子脱落下来的 价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所 有原子所共有，从而把所有的金属原子维系在 一起形成了金属键。金属晶体里的自由电子在 外加电场作用下作定向移动，形成电流，因此 金属具有导电性；当金属某部分受热时，该区 域的电子运动加剧，通过碰撞，电子将能量传 递给金属原子或离子，这样能量从温度高的区 域传递到温度低的区域，因此金属具有导热性； 当金属受到外力时，晶体中的原子层就会发生 相对滑动，并不会改变原来的排列方式，金属 键并没有被破坏，所以虽然发生了外形的变化， 但不会断裂，具有延展性。
• 6 ．不稳定（ 1 分）； Cl 比 I 电负性强，给出电子能力较弱， 形成配位键较弱，配合物较不稳定 •
• 7 ． H2O 可以和 Cu2+ 形成配位键，而 CH4 则不 行，其原因是 。 • 7 ． H2O 中的 O 原子中存在孤电子对，而 CH4 中的C原子没有 • 8．C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2化学 式相似，但结构和性质有很大不同。 CO2 中 C 与 O 原子间形成键和键， SiO2 中 Si 与 O 原子间 不形成上述健。从原子半径大小的角度分析， 为何C、O原子间能形成，而Si、O原子间不能 形成上述键？ • 8．Si的原子半径较大，Si、O原子间距离较大， p-p轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成上述 稳定的π键
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。
元素性质的递变规律-第一电离能--电负性
VB V 23钒
VIB Cr 24铬
VIIB Mn 25锰 Fe 26铁
VIII Co 27钴 Ni 28镍
IB Cu 29铜
IIB Zn 30锌
IA
H
1
A：主族 IIA Be IIIA B IVA C VA N
B：副族 VIA O VIIA F
0
He
2氦 Ne
1氢 Li
2
3锂 Na
3
4铍 Mg
12镁 Ca 20钙
p区元素
ⅢA～ⅦA族和0族元素
最后1个电子填充在np轨道上，价层电 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。
原子核外价电 ns1 ns2 ns2np1 2 2 ns2np3 ns2np4 2 5 ns np ns np 子排布
最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 最低负价 化合价变化 最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1 金属性和非 金属性减弱,非金属性增强 金属性变化 原子半径变 同周期从左到右半径逐渐减小 化规律
比较下列微粒的半径的大小：
（1）Ca > AI
(2) Na+ < Cl Na
(3) Cl- >
(4)K+ Ca2+ S2- CI-
S2->CI->K+>Ca2+
课堂练习2：
元素第一电离能电负性
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
第二节第二三课时电离能及电负性
元素第一电离能的变化规律 同一周期 从左到右元素的第一电离能总体上是呈 逐渐增大趋势；(Be>B、N>O、Mg>Al、P>S)
同一主族 从上到下，元素第一电离能逐渐减小。 即元素第一电离能随着元素核电荷数的递增呈 现周期性变化。
第一电离 能的周期性 递变规律是 原子半径、 核外电子排 布周期性变 化的结果
1、下列叙述中正确的是 （C ） A、同周期元素中，VIIA 族元素的原子半 径最大 B、VIA族元素的原子，其半径越大，越容 易得到电子 C、室温时，零族元素的单质都是气体 D、同一周期中，碱金属元素的第一电离能 最大
概念辨析
1.每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有 错 气体结束 2.f区都是副族元素，s区和p区的都是主族 错 元素 3.铝的第一电离能大于钾的第一电离能 对 4.已知在1molNa失去1mol电子需吸收650kJ 能量，则其第一电离能为650KJ/mol 错
归纳同一主族元素第一电离能变化趋势
（3）同一主族元素的第一电离能 从上到下， 元素第一电离能逐渐减小。 为什么?
提示：从同主族的原子结构变化来回答。
参考答案：因为同一主族从上到下，随着核电荷 数的增加，电子层数增加，原子半径增大，核对 外层电子的引力减小，失电子所需的能量减小， 元素第一电离能逐渐减小。
1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负
性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电
负性变化图。
2. 在元素周期表中，
某些主族元素与右下 方的主族元素的性质 有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较 锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸
碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规
★ 锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的
【导学提纲】高二化学下学期导学提纲(七)元素第一电离能和电负性的周期性变化
元素第一电离能和电负性的周期性变化班级_____________ 姓名_____________ 座号_____________【学习目标】1.能表述元素第一电离能、电负性的含义。
2.熟知元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。
3.能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。
【知识梳理】一元素第一电离能的周期性变化1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念：某元素的原子失去一个电子形成＋1价阳离子所需要的叫做该元素的第一电离能。
元素第一电离能符号：I1。
即M(g)－e－―→M＋(g)(2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的。
第一电离能数值越小，原子越失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越失去一个电子。
(3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能可以类推。
由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I32．元素第一电离能变化规律(1)第一电离能的变化趋势如下图所示：(2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律①对同一周期的元素而言，元素的第一电离能最小，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到的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
①同主族元素，自上而下第一电离能逐渐，表明自上而下原子越来越失去电子。
①具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值。
如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。
3．电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。
如Li：I1①I2<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)，且最外层上只有一个电子。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。
如K：I1①I2<I3，表明K原子易失去形成＋1价阳离子。
电负性和电离能
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）。
元素第一电离能与电负性
元素 Na Mg
I1 KJ/mol I2 KJ/mol I3 KJ/mol 496 4562 6912 738 1451 7733
每种元素的Ｉ1、Ｉ2、Ｉ3大小关系如何？
I1<I2<I3<I4<I5……
为什么Na元素易形成Na＋，而不易形成Na2＋；Mg元 素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？ 依据电离能的数据可以分析元素的化合价
课堂练习
符 号
已知电负性数值如下：
B C O F Na Al Si P S Cl
Li
ห้องสมุดไป่ตู้
Be
x值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.55 3.16
(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围。 0.93 ＜x(Mg)＜_______ 1.57 ；_______ 2.55 ＜x(N)＜________ 3.44 。 ______ (2)某有机化合物的结构简式为 其中C－N键中，你认为共用 N 写元素符号)。 电子对偏向_____(
第二单元：元素性质的递变规律
江苏省天一中学
顾纯洁
第一个稀有气体化合物的发现
1962年，英国化学家巴特列特通过实验发现
了具有强氧化性的PtF6（g)可以将O2分子氧
化成O2+，从而反应生成新的化合物。他考虑
到Xe电离一个电子（变成Xe+）所需要吸收
的能量，与O2电离一个电子（变成O2+）所
需要吸收的能量非常相近，进行了模仿O2的
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）
专题88 元素的性质(电离能与电负性)
专题88 元素的性质(电离能与电负性)【高考化学•考试大纲】原子结构与元素的性质:(1)了解电离能的含义,并能用以说明元素的某些性质｡(2)了解电负性的概念,并能用以说明元素的某些性质｡【课程标准•学业要求】(1)能说出元素的电离能、电负性的含义｡(2)能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律｡(3)能从电子排布的角度对这一规律进行解释｡(4)能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系｡(5)能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱,推测化学键的极性｡1.用元素的第一电离能和电负性的有关知识完成下列各题：⑴[18全国Ⅲ,35]第一电离能I1(Zn)____ I1(Cu)(填“大于”或“小于”)｡原因是____________________________________________________________｡⑵[17全国Ⅲ,35]元素Mn与O中,第一电离能较大的是_________｡⑶[16全国I,37] Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是______________｡⑷[16全国III,37]根据元素周期律,原子半径Ga___ As,第一电离能Ga___As｡(填“大于”或“小于”)⑸[15全国Ⅱ,37] O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是｡⑹[19全国Ⅲ,35]NH4H2PO4中,电负性最高的元素是______。
2.[18全国I,35] Li2O是离子晶体,其晶格能可通过下图的Born-Haber｡循环计算得到可知,Li原子的第一电离能为kJ·mol−1｡3.[15全国Ⅱ,37] A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素,A2-和B+具有相同的电子构型;C、D为同周期元素,C核外电子总数是最外层电子数的3倍;D元素最外层有一个未成对电子｡则元素分别为:A___、B___、C____、D____。
4.[17全国Ⅱ,35]元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)｡第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是______________________________________________________________;氮元素的E1呈现异常的原因是___________________________________________________________｡一、元素的电离能1.电离能元素的气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做元素的第一电离能(I1),单位为kJ·mol-1｡由气态+1价阳离子再失去1个电子变成气态+2价阳离子,这时吸收的能量叫做第二电离能(I2)。
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。
2022-2023学年鲁科版选择性必修二 1-3-2 元素的电离能、电负性及其变化规律 教案
第一章原子结构与元素性质第3节元素性质及其变化规律第2课时元素的电离能、电负性及其变化规律【教学目标】1.了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2.知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律。
【教学重难点】重点：电离能和电负性的含义及其变化规律。
难点：电离能和电负性的含义及其变化规律。
【核心素养】宏观辨识与微观探析：了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
证据推理与模型认知：知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律，培养的化学核心素养。
【教学过程】【知识回顾】学生完成学案知识回顾内容【联想质疑】为满足科学研究和生产实践的需要，对原子得失电子的能力仅有定性的分析往往是不够的，因此人们不断尝试寻找能定量地衡量或比较原子得失电子能力的方法。
不过，在化学变化中伴随着不同原子核外电子之间的相互作用等复杂过程的发生，要想借助化学变化来确立定量描述某种原子得失电子能力的参数并不容易。
请你充分发挥想象力，尝试找到解决这个问题的思路。
【引入】科学家通常用电离能来表示元素原子或离子失去电子的难易程度。
阅读教材相关内容，了解电离能的含义。
【板书】二、元素的电离能及其变化规律1.电离能的定义【讲述】气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量称为电离能，常用符号I表示，单位为kJ·mol-1。
【投影】【讲述】元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能，常用符号I1表示；在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能，常用符号I2表示；以此类推，还有第三、第四电离能等。
同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……【投影】【板书】2.电离能的含义及应用【讲述】电离能越小，表示在气态时该元素的原子（或离子）越容易失去电子；电离能越大，表示在气态时该元素的原子（或离子）越难失去电子。
化学元素的周期性与价电子结构的解析
化学元素的周期性与价电子结构的解析化学元素的周期性是指元素周期表中元素性质随原子序数的周期性变化。
这种周期性现象与元素的价电子结构密切相关。
本文将对周期表、价电子结构以及它们之间的关系进行探讨和解析。
一、周期表的构建与分类周期表是根据元素原子核所拥有的质子数（即原子序数）和电子数目，按照一定规律进行排列的表格。
根据元素的性质和周期表的结构，我们可以将周期表分为以下几个区域：1.1 主族元素主族元素包括1A-8A族元素，它们的原子核周围的最外层电子层的外层能级填充方式相同，即所有主族元素都具有相同数目的价电子。
1.2 过渡元素过渡元素位于周期表中B族，它们拥有复杂的电子排布情况。
过渡元素的原子中，最外层的s电子和(d-1)f，(d-2)f的电子皆有可能参与反应。
1.3 稀土元素稀土元素位于周期表的下方分别为57-71线一列，它们的化学性质与过渡元素类似，但独立于周期表的主要部分。
二、周期性的解读与趋势周期表的构建不仅是为了方便元素的归类与查找，更重要的是揭示了元素性质的周期规律。
通过周期表我们可以观察到以下周期性规律：2.1 原子半径原子半径是指原子核与最外层价电子壳的平均距离，由于原子核对价电子的电吸引力，原子半径在周期表中表现出倾向性波动的周期性变化。
一般来说，原子半径从左到右递减，从上到下递增。
2.2 电离能与电负性电离能是指从一个原子中移走一个电子所需的能量，而电负性是指原子争夺电子的能力。
这两个性质都表现出周期性趋势，从左到右逐渐增加，从上到下逐渐减小。
这是因为随着原子核电荷数的增加，对最外层电子的束缚力增强，因此电离能增加，而电负性也随之增加。
2.3 金属性与非金属性周期表中金属元素位于周期表的左侧和中间区域，非金属元素位于周期表的右上角和右侧。
金属元素具有较低的电离能和较高的电导率，而非金属元素则相反。
这种分布规律与元素的原子结构和电子排布有关。
三、价电子结构对周期性的影响元素的化学性质主要由其最外层的价电子决定。
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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。
规律应用
P22问题解决2
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 CH4
离子化合物： NaF、 MgO、 KCl 。
共价化合物： HCl、 NO、 CH4 。
化合价： +1→+7 元素性质呈周期性变化
归纳出
－4→－1
（稀有气体元素为零）
非金属性：弱→强
金属性：
强→弱
小→大(有特例) 第一电离能： 电负性 ： 小→大（除稀有气体）
元素周期律
反馈练习
1、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
课堂练习
2、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. Na Mg Al D. Cl S As
交流与讨论
不看表判断下列元素的电负性的大小：
Li
结论： 一般金属元素电负性较小，非金属元素电负性较大
＜
S
Be ＜ I
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。
交流与讨论
判断HF是离子化合物还是共价化合物？
查表计算再判断？ 到底哪一种正确？ 怎么办？ 以实验为准。 用什么实验检验？ 测其液态能否导电。
三、电负性的应用
3、反映了原子间的成键能力和成键类型。 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
相对值而非绝对值
课堂练习
1、根据吸引电子的能力判断下列元素的 电负性的大小： Na
＞K
N＞ P Cl ＞ S
Mg ＜ Al
观察与思考
2.0
2.2
观察教材第21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、电负性最大的元素和电负性最小的元素分别 在元素周期表的什么位置？
总结
元素金属性 同周期左→ 右减小 同主族上→ 下增强
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
一、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 的能力的物理量。 指定氟的电负性为 4.0 ，并以此为标 准确定其他元素的电负性。
I1<I2<I3<I4<I5
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
I1∕ KJ· moL-1
496
I2 ∕KJ· moL-1
4562
I3 ∕KJ· moL-1
6912
Mg
738
1415
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。
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。 稀有气体最外层电子排布 ns2np6，达稳定结构，难失电子， 第一电离能大。
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？
同周期从左到右第一电离能有逐渐 的趋 势 减小 同主族从上到下第一电离能逐渐_______
增大
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。
交流与讨论
标出下列化合物中元素的化合价。
+2 (1)MgO 2 +2 3 (4)Mg N
3
+2 (2)BeCl 1 2
(3)CO2
+4-2 1 SOCl （6）
2
+4 -2
2
（5） IBr
+1-1
分析化合价的正负与电负性的关系： 电负性大的元素显负价，电负性小的 元素显正价。
三、电负性的应用
2、衡量元素在化合物中吸引电子能力的 大小。
电负性逐渐 增 大 。 电负性最大 电 负 性 有
减 小
的 趋 电负性最小 势
2.0 2.2
二、电负性的递变规律：
————呈周期性变化 同一周期从左到右，主族元素电负性逐 渐 增 大，表明其吸引电子的能力逐 渐 增 大。同一主族从上到下，元素电负性 呈现 减 小 趋势，表明其吸引电子的能力 逐渐 减 小 。
试根据原子结构的变化分析。
因为同一周期从左到右随着核电荷数的 增加，元素原子半径减少，核对外层电子引 力逐渐增大，得电子能力逐渐增强，所以元 素的电负性逐渐增强。 同一主族从上到下，随着核电荷数的增 加，电子层数增加，原子半径增大，核对外 层电子的引力减小，得电子能力减弱，所以 元素电负性有减小的趋势。
参考答案：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原 子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小， 原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。
4、同一周期第一电离能最小的是碱金属元 素，最大的是稀有气体元素。为什么？
提示：从他们的原子外围电子排布式和原子结 构的特点思考。
参考答案：碱金属元素核外电子排布为 ns1，同周 期中（除稀有气体外）原子半径最大，易失去一 个电子，形成稳定结构，因此第一电离能在同周 期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6， 已达稳定结构，难以失电子，因此第一电离能在 同周期中最大。
规律与总结
总体上：金属元素第一电离能都 较小 ，非金 属元素和稀有气体元素的第一电离能 都 较大 。 在同一周期中第一电离能最小的是 碱金属 元 素最大的是 稀有气体 元素
影响第一电离能的因素
1. 原子核对核外电子的引力 2. 原子达到稳定结构的趋势
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。 气态电中性基态原子失去一个电子形成+1价气态 阳离子所需最低能量叫第一电离能，用I1 表示。 依次类推可得：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：
第一电离能的周期性变化
知识复习
请同学们回忆一下：我们学过的元素主要性 质有哪些？他们各有怎样的递变规律？
1.金属性 2.非金属性
同一周期从左到右逐渐减弱 同一主族从上到下逐渐增强 同一周期从左到右逐渐增强 同一主族从上到下逐渐减弱
3.元素的主要化合价 同周期最高正价从+1价到+7 价 负价从-4到价 4.原子半径 同一周期从左到右逐渐减小 同一主族从上到下逐渐增大
反馈练习
2、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要 为( B ) A.共价键 B.离子键 C.金属键 3、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)
D.判断化合物的溶解度
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 ； Cs ＜ K＜ Na Na、K、Cs 。
性差值小于1.7，他们之间通常形成
共 价 键。
课堂练习
3、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 Cl ； 电负性最小的元素是 Na ，电负性最大的 元素是Cl 。金属性最强的元素是 Na，非 金属性最强的元素是 Cl ；原子半径最大的 是 Na ，最小的是 Cl 。（不考虑稀有气体）
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。
随着原子序数的递增
引起了
元素性质呈周期性变化的根本原因
核外电子排布呈周期性变化
决定了
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
原子半径： 大→小（除稀有气体）
物质类型?
三、电负性的应用
2、衡量元素在化合物中吸引电子能力的 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。
三、电负性的应用
3、反映了原子间的成键能力和成键类型。 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
反馈练习
5、已知四种元素的电子排布式为： A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5 D.ns2np6
则他们的第一电离能按从大到 小的顺序为 D＞C＞A＞B ，电负 性的大小顺序为 D＞C＞B＞A 。
反馈练习
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。