电离能和电负性的关系

合集下载

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

（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

元素周期律(原子半径、电离能、电负性)课件高二化学人教版(2019)选择性必修2

（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
3.主族元素原子半径的周期性变化左大下大
同主族
原子
能层
半
占主导
径增
大
同周期:左大同主族:下大
原子半径增大
影响因素及结果： 1.电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大。 2.核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
注意：这两种作用是
同时存在，相互竞争
的关系。
同周期核电荷数占主导
知识拓展常见简单微粒半径比较的方法和规律: 不同原子同周期左大 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族下大 Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
元素
离子
电子层不同
层多径大
①r(K＋)>r(Mg2＋) ②r(Cl－)>r(Na＋)
4.电负性的应用：
2)判断化学键的类型
通常
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7) 通常共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；
思考: 电负性的差: 化学键类型:
AlCl3(BeCl3)
1.5 共价
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9
第一电离能（kJ·mol-1）
全充满，较稳定
半充满，较稳定
2s22p3 2s2
纵列序数族序数
价电子排布式最外层电子数

电离能和电负性-归纳与整理(最新课件)

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ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ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____。
14
题组一 1
2
3
4
5 题组二 6
解析 (1)根据电离能的变化趋势知，Q 为稀有气体元素， R 为第ⅠA 族元素，S 为第ⅡA 族元素，T 为第ⅢA 族元素，U 为第ⅠA 族元素，所以 R 和 U 处于同一主族。 (2)由于 U＋为第ⅠA 族元素且比 R 电离能小，所以 U＋的氧化性最弱。 (3)由于 Q 是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与此最像。
4
3．为什么 Na 容易形成＋1 价离子，而 Mg、Al 易形成＋2 价、＋3 价离子？答案 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。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

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。

高中化学电离能和电负性知识点与考试关键词总结

高中化学电离能和电负性知识点与考试关键词总结知识点分析一、电负性①含义：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。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

二、电离能①第一电离能：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，符号：I 1 ，单位：kJ/mol。

②规律a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I 1 <I 2 <I 3 …)。

三、电离能、电负性的应用（1）电离能的应用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(I 1 、I 2 ……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I 2 ≫I 1 ，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）电负性的应用高考化学解答题选择题关键词总结一、解答题中的“关键词”及应注意之处：1、书写“名称”还是“化学式”、“分子式”、“电子式”、“结构式”还是“结构简式”。

课件：专题2 2.2.2第2单元元素第一电离能和电负性的周期性变化

(2)观察分析如图，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。
2.电负性的变化规律随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同一周期，自左到右，主族元素的电负性逐渐_增__大__，元素的非金属性逐渐 _增__强__ ，金属性逐渐 _减__弱__。 (2)同一主族，自上到下，元素的电负性逐渐_减__小__，元素的金属性逐渐_增__强__，非金属性逐渐_减__弱___。
3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般_小__于__1.8，非金属的电负性一般_大__于__1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在__1_.8_左__右____，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性_越__小__，金属元素越活泼；非金属元素的电负性_越__大_，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价 ①电负性数值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__。 ②电负性数值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__。 (3)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素间的电负性差值_大__于_1.7，它们之间通常形成_离__子_键。 ②如果两个成键元素间的电负性差值_小__于_1.7，它们之间通常形成共__价__键。
归纳
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

元素性质的递变规律第一电离能电负性

元素 I1∕ KJ·moL-1 I2 ∕KJ·moL-1
I3 ∕KJ·moL-1
Na
496
4562
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
对应氧化物氧化物的水化物
酸性强弱
单质与H2反应条件气态氢化物及稳定性
氢化物水溶液的酸性结论
14Si SiO2 H4SiO4
弱酸
15P
16S
P2O5 SO3
H3PO4 H2SO4
中强酸强酸
逐渐增强
17Cl Cl2O7 HClO4
最强酸
高温
SiH4
加热加热点燃或光照
PH3 H2S
HCl
逐渐增强
三电离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。
例1
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-）:
锂
X
Y
失去第一个电子 519
502
580
失去第二个电子 7296 4570
1820
失去第三个电子 11799 6920
2750
失去第四个电子
9550
11600
①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，当失去最外层的一个电子后，锂
ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ⅦＡ
０族
纳的外围电子
１2
1S1－2
1S2
２ 8 ２S1－2
2S22p1 －5 2S22p6

电离能与电负性的周期性变化

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。
规律应用 P22问题解决3
请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物中为正值的元素
CH4 SO2
NaH NF3 NH3 H2S ICl HBr
当两个成键元素间的电负性差值为零时呢物质类型
→Na +(g) 时所需最低能量为 496 KJ .
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？
增大
同周期从左到右第一电离能有逐渐
的趋
势
同主族从上到下第一电离能逐渐__减__小___
(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 F ；电负性最小的元素是 Cs ，电负性最大的元素是 F 。金属性最强的元素是 Cs，非金属性最弱的元素是 F 。 (不考虑放射性
元素和稀有气体)
四、元素的电负性与元素其它性质的关系：
一般,同周期元素的原子半径越大,电负性越大，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。
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。

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。

电离能与电负性

3、元素第一电离能的变化规律： (1)同周期：从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素）
第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 ⅤA是半充满、ⅡA是全充满结构
(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。
元素电离能在周期表中的变化规律
电离能增大电 He 电
离
能减小 Cs
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，叫做化学键。键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小电负性越大，对键合电子的吸引力越大。（电负性是相对值，没单位）
离
能增大
电离能减小
影响电离能大小的因素
• 原子核电荷——（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。
• 原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。 • 电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。
电负性是相对值没单位为了比较元素的原子吸引电子能力的大小美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力
二、元素周期律
• 元素的性质随核电荷数的递增发生周期性
的递变，称为元素的周期律。
包括：原子半径、元素的金属性和非
金属性、元素化合价、电离能和电
负性等的周期性的变化。
课堂练习
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
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）

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。

2021年高三化学一轮复习易错题：电离能和电负性

高三化学一轮复习易错题电离能和电负性【易错分析】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. 能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。

利用此规律可解得①原子核外电子排布式，如Cr：[Ar]3d54s1，Cu：[Ar]3d104s1；②第一电离能反常大，如I1(N)>I1(O)；③稳定性较强，如Cu2O比CuO稳定；Fe2O3比FeO稳定。

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。

两元素电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键，如AlCl3中两元素的电负性之差为1.5，因此AlCl3含有共价键，属于共价化合物。

4.同周期稀有气体元素的第一电离能最大，但电负性不是最大。

【错题纠正】例题1、（1）下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是(填标号)。

（2）Li2O是离子晶体,其晶格能可通过下图的Born-Haber循环计算得到。

Li原子的第一电离能为_____kJ·mol-1，O=O键键能为______kJ·mol-1。

（3）NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________；【解析】((1)[Ne]3s1属于基态的Mg+,由于Mg的第二电离能高于其第一电离能,故其再失去一个电子所需能量较高;[Ne]3s2属于基态Mg原子,其失去一个电子变为基态Mg+;[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子,其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子;[Ne]3p1属于激发态Mg+,其失去一个电子所需能量低于基态Mg+,综上所述,电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1,A项符合题意。

（2）根据图像及第一电离能的概念(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),Li原子的第一电离能是520 kJ·mol-1，O=O键的键能是249 kJ·mol-1×2=498 kJ·mol-1。

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

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）。

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)。

元素性质的递变规律第一电离能电负性

2、同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，为什么？
友情提示：从原子结构的变化来解释
参考答案：同周期元素从左到右，随核电荷数增大，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减小，第一电离能有逐渐增大的趋势。
3、同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小，为什么？
化规律
原子核外电子排布的周期性
交流与讨论 p17
周期
1 2 3 4 5 6
元素
数目
2
8
8 1 81 83 2
外围电子排布最多可容纳的 ⅠA族 0族外围电子数
1s1 1s2
2
2s1 2s22p6
8
3s1 3s23p6
8
4s1 4s24p6
8
5s1 5s25p6
8
6s1 6s26p6
8
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：
VIII
IB IIB
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 21 钪 22钛 23钒 24铬 25锰 26铁 27钴 28镍 29铜 30锌
IA
H
1
1氢 IIA
Li Be
2
3锂 4铍
Na Mg
3
11钠 12镁
K Ca
4
19钾 20钙
A：主族
B：副族
IIIA B 5硼 Al
13铝 Ga 31镓
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。
元素的外围电子构型与其在周期表中的位置的关系
• 外围电子构型中无d电子的为
元
素，分布在区、区；若有d电子