第一电离能和电负性
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
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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。
第一电离能、电负性
核外电子排布规律编写人：程春艳审核人：陈宏伟使用时间：2011、10、17 【教学目标】1、了解四个量子数的含义。
2、了解原子核外电子排布的规律；3、能用电子排布式表示常见元素原子核外电子的排布。
【教学重点】能用电子排布式表示常见元素原子核外电子的排布。
【课前预习区】1、1803年提出原子是一个“实心球体”建立原子学说的是英国化学家，1903年汤姆逊提出原子结构的“”模型，1911年卢瑟福提出了原子结构的模型，1913年玻尔提出的原子结构模型，建立于20世纪20年代中期的模型已成为现代化学的理论基础。
2、基态：状态，处于状态的原子称为基态原子，激发态：能量状态3四个量子数：(1)主量子数n 表示离核越近，能量越低，离核越远，能量越高（2）角量子数l在多电子原子中，它和主量子数n一起决定电子轨道运动的能量。
在n电子层中，l有个取值，是，分别用符号表示，l有多少个取值就表示该电子层有多少个能量不同的(3)磁量子数m可取个值，这样，对同一个能级l而言，电子的运动共有个状态，s能级有个原子轨道，p能级有个原子轨道，d能级有个原子轨道，f能级有个原子轨道(4)用自旋磁量子数ms来标记电子的。
处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态有种。
（5）决定电子轨道运动的能量一组确定的n,l,m对应着原子核外电子的即原子轨道。
，即可完整描述原子中的电子运动状态。
4、电子云：小黑点代表小黑点的疏密程度表示，s轨道呈形，p轨道呈形。
5、核外电子排布规律（1）核外电子先排布在能量__________的电子层上。
（2）各层最多能容纳的电子数为___个，最外层电子不超过____个（K为最外层时不超过____个），次外层电子不超过______个，倒数第3层电子不超过_____个。
6、基态原子的核外电子排布三大原则（1）原则：原子核外电子在排布时要，然后再依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。
原子轨道的能量高低顺序：（2）原理：每个原子轨道上最多只能容纳的电子。
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。
元素第一电离能的变化规律
电负性及其应用
1. 元素的金属性的判别 一 般 来 说 金 属 元 素 的 电 负 性 在 1.8 以 下,非金属元素的电负性在1.8以上, 利用电负性这一概念,结合其它键参 数可以判断不同元素的原子(或离子) 之间相互结合形成化合键的类型。
（三）元素电负性的周期性变化
1、基本概念
电负性：
衡量元素在化合物中吸引电子的 能力（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。经计算确定氟 的电负性为4.0， 锂的为1.0，并以 此为标准确定其它 与元素的电负性。
成键原子吸引电子能力的差异
元素电负性的周期性变化规律
电
电负性逐渐 增 大 。
负
性
有
减
小
的
趋
势
（1） 在图2-14中找出电负性最大和电 负性最小的元素，并总结出元素电负性 的随原子序数的递增有什么变化规律？
电负性的规律
同一周期，主族元素的电负性从左到 右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐 渐增强（非金属性，氧化性增强）。
Na2＋；镁元素易形成 Mg2＋，而不易形成Mg3＋？ I3 6912 7733 2745
I4 9540 10540 11578
小 电离能的应用： 结 ①判断元素金属性的强弱：
一般情况下，金属元素原子 电离能越小，金属性越强
②判断元素的化合价
3.判断核外电子的分层排布情况
4.反映元素原子的核外电子排 布特点
元素第一电离能的周期性变化
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。
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
高二化学元素的电负性及其变化规律
元素的电负性及其变化规律
【复习】第一电离能的变化规律，并解释为什么 N的第一电离能大于O的第一电离能
【联想· 质疑】 电子亲和能
思考：第一电离能是原子失电子能 力的定量描述，那么原子得电子能 力的有如何用定量去描述呢？
二、电负性
1、电负性的概念：
电负性是元素的原子在化合物中 的 吸引电子能力的标度。元素的电负 性越大，表示其原子在化合物中吸引 电子的能力越强。
3、电负性的意义
反映了原子间的成键能力 和成键类型
规律一
一般认为： 电负性大于2.0的元素为非金属 元素 电负性 小于2.0的元素为金属 元素。
规律二
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性差值 小于1.7，他们之间通常形成 共 价 键
CaO
Na2O
Na2O2 CaCl2
NaCl
； 黑白直播
；
积分.俺愿意成为他の妻子,一生一世永不背叛！如违此誓,神皇共诛！" 牛烟花再次开口了,稚嫩の声音,异常の坚定,在场中数千人耳中回荡,久久不息. 这却是让白重炙一愣,这妮子搞什么鬼?自己要她配合演一场戏,这里人太多,他生怕自己一动用屠神刀,到时候有人趁乱跑了就麻烦了.没 有想到の是她竟然真の发誓了,还发の是神界最为庄重の誓言,神皇血誓.并且,似乎这誓言,怎么听着听着…感觉像为他而发啊?她所说の条件,自己都符合,到时候不会强迫直接入赘雷霆世家吧? "好！俺石三,愿对神皇至尊发誓,帮女主杀退外敌,带女主离开此地,并且帮你呀筹集一万积分,离 开阴煞涧…" 石三见牛烟花,发下の誓言和刚才所说一样,并且听语气无比の庄重认真,不禁大喜,一边举手发誓,一边却朝石洞内冲去. "嗤！
元素的电负性及其变化规律
C.
As P H D. Cl S As
2. 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
3. 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
4. 下列不是元素电负性的应用的是( )D
A.判断一种元素是金属还是非金属 B.
3、电负性的意义
反映了原子间的成键能力 和成键类型
规律一
一般认为： 电负性大于2.0的元素为非金属 元素 电负性 小于2.0的元素为金属元 素。
规律二
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 键子 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 键价
判断化合物中元素化合价的正负 C.判
断化学键的类型
D.判断化合
物的溶解度
5. 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 A； r电负 性最小的元素是 ，N电a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 H；e电负 性最小的元素是 ，C电s负性最大的元素 是 。F (不考虑放射形元素!)
CaO Na2O Na2O2 CaCl2 NaCl
2、电负性的递变规律：
电负性逐渐 增 大。
电 负 性 有
减
的小
电负性趋最小
势
电负性最大
原因？
原因解释
1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大 原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数增大，
高二化学元素的电负性及其变化规律
3、电负性的意义
反映了原子间的成键能力 和成键类型
规律一
一般认为： 电负性大于2.0的元素为非金属 元素 电负性 小于2.0的元素为金属 元素。
规律二
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性差值 小于1.7，他们之间通常形成 共 价 键
2、电负性的递变规律：
电负性最大
。
电负性逐渐 增 大 电 负 性 有
减 小
的 电负性最小 趋 势
原因？
原因解释
• 1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大 • 原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数 增大，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电 子的吸引能力逐渐增强，因而电负性只增加 • 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 和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性 值递减
第3节 原子结构与元素性质
元素的电负性及其变化规律
【复习】第一电离能的变化规律，并解释为什么 N的第一电离能大于O的第一电离能源自【联想· 质疑】 电子亲和能
思考：第一电离能是原子失电子能 力的定量描述，那么原子得电子能 力的有如何用定量去描述呢？
二、电负性
1、电负性的概念：
电负性是元素的原子在化合物中 的 吸引电子能力的标度。元素的电负 性越大，表示其原子在化合物中吸引 电子的能力越强。
3. 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
4. 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.判断化合物的溶解度
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
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）
电离能与电负性的周期性变化
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29
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。
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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1.于8的元素为 非金属元素，电负性 1.8小的于元素为 金属元素。
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33
交流与讨论
标出下列化合物中元素的化合价。
+2 -
+2 -
+4 -2
(1)2MgO (2)1BeCl2 (3)CO2
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
元素第一电离能
气态 原子失去一个电子形成+1价 气态
+2 -
+1-1
+4-2 -
(4)3Mg3N2 （5） IBr （6）1 SOCl2
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。
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34
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
高中化学电离能和电负性知识点及考试注意事项
高中化学电离能和电负性知识点及考试注意事项知识点分析一、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）电负性的应用高中化学考试注意事项1 、排列顺序时，分清是“由大到小”还是“由小到大”，类似的：“由强到弱”、“由高到低”等等。
2 、书写化学方程式时，分清是“=”还是“⇌”，如一种盐水解方程式一定用“⇌”不能用“＝”，其产物也不能标“↓”或“↑”，弱酸、弱碱的电离一定要用“⇌”不能用“＝”。
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：
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。
电离能,电负性
一.电离能 1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为 气态基态正离子所最低需要的能量叫做第一电 离能。用符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol。
从一价气态基态正离子中再失去一个电子 所需要的最低能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。
影响电离能大小的因素
• 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。 • 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。
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”。
Li,Mg电负性1.0,1.2，Be,AI电负性1.5， B,Li电负性2.0,1.8,利用所学的电负性解 释： “对角线规则”元素性质相似？
【课堂检测】
已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y， 下列说法错误的是( ) A.X与Y形成化合物时，X可以显负价，Y 显正价 B.第一电离能可能Y小于X C.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱 于于Y对应的 D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 交流与讨论
化合价是元素 性质的一种体现。 思考：元素化合价 与原子结构有什么 关系？
元素 电离能
Na 496
Mg 738
Al 577 1817 2745
I1 I2 I3 I4
4562 1451 6912 7733
9540 10540 11578
【课堂检测】
2、元素第一电离能的变化规律：
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
电离能与电负性教学设计与反思1
元素周期律第2课时电离能与电负性【学习目标】1、通过比较Li与Al金属性、O与Cl非金属性的强弱，提升对于金属性和非金属性比较的模型认知与证据推理能力2、通过第一电离能、逐级电离能与电负性的图表分析，提升信息提取与数据分析能力【课前自主学习】阅读教材P17-19页，回答下列问题。
（通过平板在线答疑提交）1、同一周期，从左往右，金属性逐渐，非金属性逐渐；同一主族，从上往下，金属性逐渐，非金属性逐渐。
2、第一电离能（I1）的定义：态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。
3、电负性的定义：原子中用于形成化学键的电子称为，不同元素的原子对的大小叫做电负性，以F的电负性为作为相对标准。
【活动一】探究电离能的变化规律（25min）1、探究第一电离能的变化规律（20min）【引入】从周期表中，能否直接比较Li与Al的金属性强弱？【预测】根据第一电离能I1的定义，一般来说，第一电离能越小，金属活动性越。
预测同一周期从左往右，同一主族从上往下，第一电离能的变化趋势如何？【深度学习】阅读下列图表，观察并分析第二、三周期元素的第一电离能数据和变化趋势，思考下列问题：（1）①同一主族，从上往下，第一电离能变化趋势是；造成这种现象的原因是。
②同一周期，从左往右，第一电离能变化趋势是；造成这种现象的原因是。
（2）同一周期，从左往右，第一电离能变化有没有特殊情况？可能的原因是什么？图1 常见元素的第一电离能表1 前20号元素的第一电离能（单位：KJ.mol-1）【迁移应用】（1）如何比较Li与Al的金属性强弱？【观看锂离子电池与水反应视频】（2）【2017年全国3卷】元素Mn和O中，第一电离能较大的是_______（3）【2018年全国3卷】黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。
第一电离能Ⅰ1（Zn）_______Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。
原因是________________。
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第二单元 元素性质的递变规律
一、原子核外电子排布的周期性 二、元素第一电离能的周期性变化 三、元素电负性的周期性变化
二、元素的第一电离能的周期性变化
1、第一电离能 （1）定义：某元素的气态原子失去1个电子形 成+1价气态阳离子时所需的最低能量
M(g)→ M+(g) + e- I1（＞0） 单位：kJ·mol-1
确的是( D )
A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．原子半径：④＞③＞②＞① C．电负性：④＞③＞②＞① D．最高正化合价：④＞③＝②＞①
3．已知 X、Y 是主族元素，I 为电离能，单位是 kJ·mol
－1。根据下表所列数据所作的判断中错误的是( D )
I1 Iபைடு நூலகம் I3
I4
X 500 4 600 6 900 9 500
2、不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的 绝对标准。
随堂练习
1．对 Na、Mg、Al 的有关性质的叙述正确的是( D )
A．碱性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3 B．第一电离能：Na<Mg<Al C．电负性：Na>Mg>Al
D．半径：Na>Mg>Al
2．现有四种元素，其中两种元素基态原子的电子排布 式如下：①1s22s22p63s23p4，②1s22s22p63s23p3；另两种元素 的价电子排布式为③2s22p3，④2s22p5，则下列有关比较中正
元素
电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9540 10540 11578
三、元素的电负性的周期性变化
1、电负性 （1）定义：衡量元素在化合物中吸引电子 的能力
（2）意义：电负性越大，其原子吸引电子 的能力越强
2、第二电离能
第二电离能：气态+1价阳离子再失去1个电子 形成+2价气态阳离子时所需的能量
M+(g) → M2+(g) + e- I2 （＞0） 其余类推可定义 I3 ，I4 … … 各级电离能大小 I1< I2 < I3
交流与讨论
化合价是元素 性质的一种体现。 思考：为什么钠元 素显＋1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？
(2)在元素周期表中(0 族除外)，电负性最大的元素是 ________，电负性最小的元素是________。
(3)最活泼的金属元素是________。 (4)最活泼的气态非金属原子是________。 (5)第2、3、4周期原子中p轨道半充满的元素是 ______。 (6)电负性相差最大的元素是________。
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
金属性逐渐减弱 电
负
性
金
的
属
周
性
期
逐
性
渐
变
减
化
弱
2、电负性的应用
(1)判断元素的金属性、非金属性及其强弱
电负性＜1.8 金属 电负性＞1.8 非金属 电负性=1.8 类金属
(2)判断元素在化合物中的化合价是正值还是负值
(3)判断化合物中的化学键的类型
（2）意义：电离能越小，表示在气态时 该原子越容易失去电子；反之，电离能越 大，表明在气态时该原子越难失去电子。
[思考]为什么镁的第一电离能比铝大，磷的第 一电离能比硫大？
元素的第一电离能的周期性
（3）影响电离能大小的因素
• 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、核对外层电子吸引力越 大、越不易失去电子，电离能越大。
电负性差值＞ 1.7 离子键 电负性差值＜ 1.7 共价键
判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2 MgS BeCl2 AlCl3 HF SiC 1.8 1.3 1.5 1.5 1.9 0.7
离子化合物
共价化合物
1、不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成 离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键。
Y 580 1 800 2 700 11 600
A.元素 X 的常见化合价是＋1
B．元素 Y 是ⅢA 族元素
C．元素 X 与氯元素形成的化合物的化学式 XCl
D．若元素 Y 处于第三周期，它可能与冷水剧烈反应
4．在下列横线上填上适当的元素符号。(除放射性元素 外)
(1)在第 3 周期中，第一电离能最小的元素是______，第 一电离能最大的元素是________。
• 原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核 对外层电子的吸引力越小，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（同周期末元素） 电离能最大。
• 原子轨道排布——当原子核外电子排布在原子轨道 上形成全空、半充满和全充满结构时，原子能量较 低，具有较大的第一电离能。（第ⅡA族和第ⅢA族 的反常，第ⅤA族和第ⅥA族反常）