元素性质的递变规律(元素第一电离能的周期性变化)

元素周期律
——元素周期律是指元素性质随 着元素核电荷数的递增而呈周期 性变化的规律。
复习回忆
原子结构和性质周期性变化
（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右 原子半径逐渐 减小 ，失电子能力逐渐 减弱 ，得电子能 力逐渐 增强 ，元素的金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强，对应氢化物的稳定性逐渐 增强 ；最高价氧化物 对应的水化物的酸性逐渐 增强 ；碱性逐渐 减弱 ； （2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性； 同一主族，从上到下：原子半径逐渐 增大 ，失电子能力 逐渐 增强 ，得电子能力逐渐 减弱 ，金属性逐 渐 增强 ，非金属性逐渐 减弱 ；对应氢化物的稳定性 逐渐 减弱 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐 渐 减弱 ；碱性逐渐 增强 ；
概念应用
1、已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低能量为 mol-1 . 502KJ，则M元素的I1 = 502 KJ· 2、已知Na元素的I1=496 KJ· mol-1,则Na (g) -e→Na +(g) 时所需最低能量为 496 KJ .
探 究 学 习
元素第一电离能大小与原 子失电子能力有何关系？
I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失 去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁 观察分析下表电离能数据回答问题： 易形成 Mg2＋，而不易形成Mg3＋。
元素 Na Mg
I1 KJ/mol I2 KJ/mol I3 KJ/mol 496 4562 6912 738 1451形成Na2＋； 镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？
课堂练习
1、判断下列元素间的第一电离能的大小：
＞ F ＜ Mg ＞
Na
K
Ne Al
＞ Cl＞ O ＜
N
P
S N
课堂练习
2、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 ③He Ne Ar ④Na Al S P
Li＞Na＞ K N＞C＞Be＞B
He＞Ne＞Ar
气态 原子失去一个电子形成＋1 气态阳 离子所需的 最低 能量叫做元素的第一电 离能。符号为 I1 .单位是 KJ/mol .
从一价气态阳离子中再失去一个电子所需 消耗的最低能量叫做第二电离能(用I2表示)， 依次类推，可得到I3、I4、I5…… 同一种元素的逐级电离能的大小关系： I1<I2<I3<I4<I5……
3、规律：
同周期元素第一电离能的反常现象：
ⅢA＜ ⅡA ⅥA ＜ ⅤA
归纳总结
4、影响第一电离能的因素：
（1）原子半径的变化，对原子核对核外电 子的吸引力 （2）核外电子排布（全空、半满、全满） （3）形成稳定结构的倾向
探 从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因此Na 究 容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子； 学 即Na易形成Na＋，而不易形成Na2＋ 。镁元素的 习
第一电离能越小，原子越 容易 失去 电子，金属性越 强 ；第一电离能越大， 难 原子越 失去电子，金属性越 弱 。
电离能的应用：判断金属原子在气态时 失去电子的难易程度
探 究 学 习
元素的第一电离能有什么变 化规律呢？
同周期从左到右，原子半径——，原子 核对外层电子的吸引力——，失电子能 力——，第一电离能——。
P＞S＞Al＞Na
巩固练习
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
同主族从上到下，原子半径——，原子 核对外层电子的吸引力——，失电子能 力——，第一电离能——。
规律与总结
2、规律： 总体上：
（1）、随着原子序数的递增，元素第一 电离能呈现周期性变化。 （2）、同周期从左到右，第一电离能有逐
渐增大的趋势；同主族从上到下，第一电离 能逐渐减小 。 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。
电离能及其变化规律
一、电离能
1、定义：
气态 原子或气态 离子失去一个电子所需 要的 最小 能量叫做电离能。符号 为 I .单位是 KJ/mol .
注意：
1、必须处于气态 2、是元素的一种性质 3、表示原子或离子失去电子的难易程度 4、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为第一 电离能。
交流与讨论：
观察第三周期各元素的第一电离能 变化趋势，解释为什么镁的第一电 离能比铝大？氮的第一电离能比氧 的大？
交流与讨论：
观察第三周期各元素的第一电离能 变化趋势，解释为什么镁的第一电 离能比铝大？氮的第一电离能比碳 的大？ 先写出它们的价电子排布式 当原子核外电子排布在能量相等的 轨道上形成全空、半满、全满结构 时，原子能量较低，该元素具有较 大的第一电离能。