电负性和电离能
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。
《电负性和电离能》课件
练习题解析
根据某些元素的电负性和电离能大小解释其化学反应性质
某些元素具有较小的电负性和较低的电离能，表明它们可能在反应中更容易失去电子，呈现 阳离子特性。
根据元素的电负性和电离能大小确定其化学性质的趋势
元素的电负性越大、电离能越高，越有可能形成阴离子，具有更强的还原性。
素的化学反应倾向性，以及将元
素分为金属和非金属。
电负性和电离能的联系与区别
1
相似点
电负性和电离能都涉及元素吸引和结合电子的能力。
2
不同点
电负性衡量吸引电子的能力，而电离能衡量移动电子的能力。
3
应用：元素的化学性质分析及新材料的研究与设计
通过将电负性和电离能的特点结合，可以深入分析元素的化学性质，并应用于新材料的研究 与设计。
《电负性和电离能》PPT 课件
本课件介绍了电负性和电离能的概念及其在化学中的应用。通过理解这两个 概念，可以更好地理解元素的性质和化学反应。
电负性
定义
电负性是元素吸引和结合电 子的能力。电负性较大的元 素更易吸引其他元素的电子。
大小和周期表排列的关 系
电负性通常随着原子序数的 增加而增加，从左下角到右 上角逐渐增大。
应用：分子极性的判断
根据各原子的电负性差异， 可以判断分子是否极性，从 而预测其化学性质。
电离能
定义
电离能是将一个原子或离子中的 电子完全移出所需的能量。
大小和周期表排列的关系
电用：元素的化学反应倾 向性、金属和非金属的分 类
通过电离能的大小，可以预测元
电离能和电负性的关系
电离能和电负性的关系电离能和电负性的关系一、什么是电离能电离能是指原子或分子分解时所释放的能量。
当原子和分子中的电子脱离其原有的原子结构时，两个部分之间释放出大量的能量，就形成了电离能。
超微型电离能是由电子与它们在原子内所围绕的原子核电子势能之间的化学键所形成的，它因此也称为电化学键能。
二、电离能和电负性的关系电离能和电负性之间有着千丝万缕的联系。
由于电离能规则中蕴含着充分的负性能量，电子脱离其原有的原子结构时，它们会释放大量的负性能量，其中有些负性能量会直接驱动原子中的电子或非电子粒子的运动。
这些负电性能量又被再次释放出来，形成了一种电负性。
所以可以说，电离能和电负性是相互作用的，可以推动负电性航行。
三、具体形式电离能释放出来的负性能量，主要是形成极性分子（含有负电荷的分子）和离子分子（对称的分子，在分子中的负电荷）。
它们的形成需要足够的电离能，以及能量位和电荷位。
极性分子和离子分子的形成，构成了电离能与电负性之间的千丝万缕的联系。
四、电离能的影响电离能释放出来的负电性，会驱动电子和原子间的电子云，形成电磁波。
这些电磁波又能影响许多分子和原子间的相互作用，使得分子和原子发生相互作用，发生变化，从而影响化学过程以及与物理过程的相关性。
电离能释放出来的负电性，也可能影响温度、压力、液体的沸点等性质，从而直接影响人们的生活。
五、总结电离能和电负性之间具有密切的联系，电离能释放出来的负性能量会影响电子和原子间的相互作用，其中极性分子和离子分子的形成会影响分子和原子之间的联系，而负电性能量释放出来也可能影响温度、压力等物理过程，从而影响人们的生活。
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。
电离能、电负性知识拓展
电离能、电负性知识拓展作者：王莹来源：《中学生数理化·学习研究》2017年第07期一、电离能知识拓展1.元素的第一电离能愈小，表示它愈容易失去电子，该元素的金属性也愈强。
因此，元素第一电离能可用来衡量元素的金属活泼性。
此外，电离能还可用于说明元素通常呈现的价态，对于钠、镁和铝，电离能分别在I1、I2和I3后迅速增大，这表明钠、镁和铝分别难以失去第二、第三、第四个电子，故通常呈现的价态分别为+1、+2和+3。
由此可见，元素的电离能是元素的重要性质之一。
I1总体趋势是这样的，但有反常现象，如：Mg的第一电离能大于Al；P的第一电离能大于S。
原因是当原子核外电子排布能量相等的轨道上形成全空、半充满、全满时，整个原子能量较低，导致该元素具有较大I1 。
此处的Mg：3s2，全充满；Al：3s23p1，非全充满（也不是半充满或全空），因此，出现反常现象。
（本知识点不做要求）总之，第一电离能的变化规律是原子半径、核外电子排布周期变化的结果。
注意：第一电离能最大的是He；最小的是Cs；第二电离能最大的是 Li。
2.金属的第一电离能与金属的活动顺序并不一致，这是由于二者所对应条件不同所造成的差别。
电离能是金属元素的原子在气态时活泼性的量度，而金属的活动顺序则是度量水溶液中金属单质失去电子的强弱的依据。
例如Li、Na的第一电离能分别是520 kJ·mol-1、496 kJ·mol-1，僅从数据上看应该是气态Li难以失去第一个最外层电子，但在水溶液中锂原子却表现出异常的活泼性。
由此我们可以看出，应用某种规律分析问题时一定要注意具体条件。
3.元素化合价与原子的价电子排布有密切的关系：（1）除Ⅷ族的某些元素和0族外：元素的最高化合价=所在族的族序数。
（2）非金属元素：最高的化合价+︱负化合价︱=8（氢元素除外）。
（3）稀有气体：0。
（4）过渡元素：价电子较多，有多种价态。
二、电负性知识拓展1.电负性不仅可判断元素的分类还可以判断元素的化合价的正、负。
元素的电离能和电负性
解疑答惑
• Mg(1s22s22p63s23p0)正处于全空状态，能 量较低，比较稳定，所以不易失去电子。 同理分析：P和S 同理分析： 和
学生分析
P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较 稳定，所以不易失去电子。
从左到右元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势表示元素原子越来越难失去电子从左到右元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势表示元素原子越来越难失去电子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产生这种趋势的原因
复习回顾： 1、同主族元素金属性、非金属性强弱比 较？同周期呢？ 2、比较Li 与Mg失电子能力强弱？
同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 同主族元素，
原因？ 原因？
同主族元素原子的 价电子数相同， 价电子数相同，原 子半径逐渐增 大，原子核对核 外电子的有效吸 引作用逐渐减弱
从左到右， 从左到右，元素的第一电离能在总 体上呈现由小到大的变化趋势， 体上呈现由小到大的变化趋势，表 示元素原子越来越难失去电子,碱金 示元素原子越来越难失去电子 碱金 属元素的第一电离能最小， 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
规律三 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。
小结
• 1. 元素电离能、电负性的定义 • 2.元素电离能、电负性的变化规律 • 3.元素电离能、电负性的应用
巩固练习
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核外电子是指原子核外的电子，也就是我们常说的“价电子”。
它们决定了原子的化学性质和反应能力。
在化学和物理学中，我们经常要研究各种原子的化学性质和反应性质的变化。
对于原子的化学性质和反应能力，电子排布的电负性和电离能是非常关键的两个因素。
电子排布的电负性电子排布的电负性指的是原子中电子所占据的位置所表现出的一种特性，它与原子中电子的数量和排布有关。
电子排布的电负性决定了原子的化学性质和反应能力。
一般来说，电子排布的电负性越强，电子越容易被吸引，化学性质和反应能力就越强。
反之，电子排布的电负性越弱，电子越不容易被吸引，化学性质和反应能力就越弱。
电子排布的电负性可以用电子亲和能、电负度等物理量来描述。
其中，电子亲和能是指原子吸收一个电子所释放的能量；电负度是指原子中心原子核对价电子的吸引力大小。
电子亲和能和电负度越大，电子排布的电负性就越强。
电子的排布电负性对周期表中各元素性质的分布有着显著的影响。
在周期表中，原子序数小的元素一般具有较强的电子排布电负性，然后随着原子序数的增加，电负性逐渐减小。
在同一主族元素中，电负度随着原子序数的减小而减小。
电子离能电子离能是指从原子中去除一个电子所需要的能量。
原子中每个电子都对原子产生一定的屏蔽效应，它们会抵抗新加入电子时的原子核吸引力。
因此，原子中每个电子离去所需要的能量是不同的。
一般来说，外层电子离开原子时需要的能量比内层电子大得多，这是由于原子核对外层电子的吸引力相对较小所导致的。
电子离能越大，越难去除其中的电子。
当电子离能达到一定的值时，该元素就很难再失去电子，我们就称之为稳定元素。
电子离能也是周期表中元素性质的一个重要指标。
在周期表中，原子序数越大的元素，其外层电子离子化能越大。
同一主族和周期内，随着原子序数的增大，电子离能也会增大。
结尾总之，电子排布的电负性和电离能是影响原子化学性质和反应能力的两个重要因素。
这两个物理特性也是周期表中元素性质的主要影响因素之一。
电负性和电离能PPT演示课件
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 所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。以此 类推分别叫第三电离能，第四电离能……
•1
思考与探究： 观察下图，总结第一电离能的变化律。
A QCl2 B RCl
C SCl2
D UCl3
3、Ｓ可能位于元素周期表中哪个区（ ）
ＡＳ区元素 Ｂ区取元素 Ｃd区元素 Ｄds区元素
•5
（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。
什么 ？
元素 电离能
Na
Mg
Al
I1
496 738
577
I2
4562 1451 1817
I3
6912 7733 2745
I4
9540 10540 11578
原子逐级电离能越来越大
原子逐级电离能出现突变时判断元素 的化合价
•4
课堂练习:
根据下列五种元素的电离能数据（kj/moL),完成相关习题
元素
Ｉ１
Be2++2H2O
Be(OH)2+2H+
•15
1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的
电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅
下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO ④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ②③⑤⑥ ）
离子化合物（
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）。
电离能与电负性专题复习
电离能与电负性专题复习化学中的电离能和电负性是常见的概念，它们与元素的化学性质相关。
本文将对电离能和电负性进行深入的介绍和复习。
1. 电离能电离能是指将原子或离子从能量较低的状态转变为能量较高的离子状态所需的最小能量。
用化学符号表示为IE。
电离能与原子的结构有关，电离能愈高的元素，其原子愈稳定。
对于同周期元素，电离能随着原子序数的增加而增加。
对于同一族元素，原子核的电荷数不变，电子的层数增加，电子离原子核的距离增加，电离能逐渐降低。
2. 电负性电负性是指原子吸引共价键电子的能力，是一种描述共价键极性的物理量，通常用希谷斯刻表（H-S表）来表示。
常用的电负性计算方法有波林德电负性和半径规律法。
在同一周期的元素中，原子半径减小，由于吸引力增强，电负性逐渐增大。
在同一个族的元素中，原子半径逐渐增大，电子层数增多，由于屏蔽效应，电负性逐渐降低。
3. 电离能与电负性的应用电离能和电负性是判断元素化学性质的重要指标。
电离能愈高的元素，原子和化合物中通常表现出良好的惰性表现。
电负性愈大的元素，表现出更强烈的吸电子特性，因而更易形成离子化合物，反之可形成共价分子化合物。
电离能和电负性对于分子极性的判断也有着重要的作用。
由于电负性不同的原子在分子中对电子的争夺不同，会导致分子极性的产生。
例如，分子中若存在两个不同的原子，电负性相差较大，共享的电子倾向于分布在电负性较大的原子周围，从而使分子极性增大。
4. 电离能和电负性的实验测定电离能和电负性的实验测定不同方式不同，本文介绍两种常见的实验方法。
（1）电离能的测定：通过气相分子离子反应法，测定反应物分子在电离源中的离子化效率，求出离子化效率达到50%时的电离能，即为分子的电离能。
（2）电负性的测定：通过溶液中的电极电势差，测定化合物和标准物的溶液之间的电势差，结合标准电极电势表求得化合物的电负性。
总之，电离能和电负性是元素化学性质的重要指标，在化学中有着广泛的应用。
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。
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。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
练习: 练习:
1、第三周期中第一电离能最大的是 Ar 2、第三周期中第一电离能最小的是 Na 3、第三周期中第一电离能比相邻两元素都大 Mg 的是 P
通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道 通常情况下， 上形成全空（ ）；半满 半满（ 上形成全空（p0、d0、f0）；半满（ p3、d5、f7 ）和 结构时，原子的能量较低， 全满（ 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。 元素具有较大的第一电离能。
元素的原子电离能越 说明它越 其金属性越
小
。
，
易 强
失去电子， 失去电子，
同一主族，随着电子层数的增加， 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 , 失电子能力 增强 元素的第一电离能逐渐 ,
减小
。
同一周期的元素电子 层数 相同 ， 从左到右核电荷数 增大 ， 原子半径 减小 ， 核对外层电子的 引力 增大 ， 失电子能力 减弱 。 同一周期，随着原子序数的增加， 同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电 的趋势， 离能呈现 增大 的趋势，碱金属的第一电 离能最 小 ，稀有气体的第一电离能 最 。 大
Cs
M g) − e → M ( g)
2+ − 3+
+
−
2+ 2+
I1 I2
I3
I1 ＜ I2 ＜ I3
元素的电离能出现突跃， 元素的电离能出现突跃，是元素分层的依据
练习: 练习:
1.下表是元素周期表的一部分。 1.下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某 下表是元素周期表的一部分 一化学元素。 一化学元素。 (1)下列 填编号)组元素的单质可能都是电的良导体。 (1)下列 (填编号)组元素的单质可能都是电的良导体。 ① a 、 c、 h ② b 、 g 、 k ③ c 、 h 、 1 ④ d 、 e 、 f
元素第一电离能的周期性变化
1. 电离能的定义
气态原子失去一个电子成为+1价气态阳离子所 气态原子失去一个电子成为 价气态阳离子所 需的最低能量称为该元素的第一电离能 需的最低能量称为该元素的第一电离能(I1) 第一电离能
M(g) − e → M (g)
− +
原子的电离能用来衡量一个原子失电子的难易程度， 原子的电离能用来衡量一个原子失电子的难易程度，第一 电离能用来衡量元素原子失去一个电子的难易程度。 电离能用来衡量元素原子失去一个电子的难易程度。
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
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）。
①④
(2)如果给核外电子足够的能量， (2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而 如果给核外电子足够的能量 离去。 离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的 影响：A.原子核对核外电子的吸引力 B.形成稳定结构的倾向 影响：A.原子核对核外电子的吸引力 B.形成稳定结构的倾向 下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ (kJ·mol 下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ mol-1)： X Y 锂 519 502 580 失去第一个电子 7296 4570 1820 失去第二个电子 11799 6920 2750 失去第三个电子 9550 11600 失去第四个电子 ①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个 电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量？ 电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量？ 表中X可能为以上13 13种元素中的 填字母)元素。 ②表中X可能为以上13种元素中的 a (填字母)元素。用元素符 号表示X 。 号表示X和j形成化合物的化学式 Na O 或Na O 2 2 2 族元素。 ③Y是周期表中 ⅢA 族元素。 填字母) 以上13种元素中， 13种元素中 ④以上13种元素中， m (填字母)元素原子失去核外第一个电子 需要的能量最多。 需要的能量最多。
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。 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。 能力强，元素的化合价为负值。
元素的电负性越大，元素的原子吸引电子的能力越
强，该元素的非金属性就越强；
电负性的应用
一、判断元素金属性和非金属性的强弱 金属元素：电负性<1.8 金属元素：电负性<1.8 非金属元素：电负性>1.8 非金属元素：电负性>1.8 二、判断成键元素是离子键还是共价键 ①两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们 两个成键元素间的电负性差值大于1.7， 1.7 之间通常形成离子键。 之间通常形成离子键。 ②两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们 两个成键元素间的电负性差值小于1.7， 1.7 之间通常形成共价键
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)