电离能与电负性 PPT课件
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电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 性
3.对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的
是（ D ）
A.原子半径最小
B.原子序数为7
C.第一电离能最大
D.电负性最大
强化补清
完成课后强化巩固练习
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，形象地叫做化学键。
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 吸引力的大小的数值。（电负性是相对 值，没单位）
鲍林
L.Pauling 1901-1994
鲍林研究电负性 的手搞
ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构
2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。
3、逐级电离能
各级电离能 (KJ/mol)
Na 496 4562 6912 9543 13353 16610 20114
4、电离能的意义
Mg 738 1415 7733 10540 13630 17995 21703
Al 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293
②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋 势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
4、电负性的意义：
①判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大， 元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属 性越弱，金属性越强。
②判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于 1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7） 的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
③判断化学键的极性强弱 电负性相差越大的共价键， 共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性 越大。
④判断共价化合物中元素的化合价的正负
当堂诊学3
1、下列元素电负性大小的比较中，不正确的是
（）
A.O<S<Se<Te
B.C<N<O<F
C.P<S<O<F
D.K<Na<Mg<Al
2、下列各组元素，按照原子半径依次减小、
2、电负性的标准和数值：以氟的电负性为4.0和 锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的 电负性。
电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强
弱的尺度
金 属：＜1.8
类金属：≈1.8
3、变化规律: 非金属：＞1.8
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增 大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。
引导探究 一.原子半径
1、影响因素:
原子半径 的大小
取决于
2、规律：
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。
（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多， 原子半径越大。
当堂诊学1
具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C
4、下表是一些气态原子失去核外不同电子所需 能量（kJ·mol－1）：
失去第一个电子 失去第二个电子 失去第三个电子 失去第四个电子
锂 519 7296 11799
ห้องสมุดไป่ตู้
X 502 4570 6920 9550
Y 580 1820 2750 11600
若X Y为短周期元素，则在周期表中分别位于：
族和
族
引导探究3 三、电负性
离子的化合价为
（）
A.+1
B.+2
C.+3
D.+4
<链接高考> Mn、Fe均为第四周期过渡元素， 两元素部分电离能数据如下：
元素
电离能（ kJ·mol-1）
I1 I2 I3
Mn 717 1509 3248
Fe 759 1561 2957
回答下列问题：
Mn元素基态原子外围电子排布式为
，比较
两元素的I2、 I2可知，气态Mn2＋再失去一个电子比
同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐？ 哪些主族反常，比下一主族的高？
完成p18“学与问”栏目
2、元素第一电离能的变化规律
1）同周期： a、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；
b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素 （第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）
下列分析正确的是（ BC ）
A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系： Bn-> An+ C.C微粒是稀有气体元素的原子 D. 原子半径关系是：A<B<C
引导探究 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 态基态正离子所需最低能量 。符号I1,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
① 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。 元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即 元素在气态时的金属性越强。
②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
当堂诊学2
1、下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是
()
A. 原子半径：Na>S>O
B. 稳定性：PH3<H2S<H2O
C．离子半径：Al3+>Mg2+>Na+ D. 第一电离能：O < F< Ne
2、一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大
于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：①NaF②AlCl3③ NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ②③⑤⑥ ）
离子化合物（
①④
）
元素 AI B Be C CI F Li Mg N Na O P S Si
目标引领
1、理解元素性质随原子序数递增的周期性变 化的本质是核外电子排布的周期性变化。 2、了解元素电离能、电负性的概念和随原子 序数递增的周期性变化的规律。 3、了解电离能和电负性的简单应用。
独立自学
阅读课本p16-19页，完成下列几个问题：
（1）元素周期律的内涵； （2）电离能； （3）电负性。
气态Fe2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是
目标升华
请大家归纳元素的原子半径、 电离能、电负性的周期性变化是什 么？
当堂诊学
1.在以离子键为主的化学键中常含有共价键的
成分，下列各对原子形成的化学键中共价键成
分最少的是（ B）
A.Li,F B.Na,F C.Na,Cl
D.Mg,O
【解析】
所以共价键成分最少的为B项。
第一电离能依次增大的顺序排列的是
()
A.Ca、Mg、Be B.Na 、 Mg、 Al、
C.C、 N、O
D.P、S、F
3、已知某元素原子的各级电离能数值如下：
I1=736 kJ·mol-1, I2=1 450 kJ·mol-1, I3=7 740 kJ·mol-
1,I4=10 500 kJ·mol-1, I5=13 600 kJ·mol-1,则该原子形成
2、判断下列元素第一电离能的大小：
a
K; O N;
P;
F
Ne; Mg
Al； Cl S。
3、观察分析下表电离能数据回答问题：
元素
I1 KJ/mol I2 KJ/mol I3 KJ/mol
Na
496
4562
6912
Mg
738
1451
7733
为什么钠元素易形成 Na＋，而不易形成 Na2＋；镁元素易 形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？从核外电子排布的规律看， 可能是什么原因？
3.对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的
是（ D ）
A.原子半径最小
B.原子序数为7
C.第一电离能最大
D.电负性最大
强化补清
完成课后强化巩固练习
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，形象地叫做化学键。
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 吸引力的大小的数值。（电负性是相对 值，没单位）
鲍林
L.Pauling 1901-1994
鲍林研究电负性 的手搞
ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构
2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。
3、逐级电离能
各级电离能 (KJ/mol)
Na 496 4562 6912 9543 13353 16610 20114
4、电离能的意义
Mg 738 1415 7733 10540 13630 17995 21703
Al 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293
②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋 势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
4、电负性的意义：
①判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大， 元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属 性越弱，金属性越强。
②判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于 1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7） 的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
③判断化学键的极性强弱 电负性相差越大的共价键， 共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性 越大。
④判断共价化合物中元素的化合价的正负
当堂诊学3
1、下列元素电负性大小的比较中，不正确的是
（）
A.O<S<Se<Te
B.C<N<O<F
C.P<S<O<F
D.K<Na<Mg<Al
2、下列各组元素，按照原子半径依次减小、
2、电负性的标准和数值：以氟的电负性为4.0和 锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的 电负性。
电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强
弱的尺度
金 属：＜1.8
类金属：≈1.8
3、变化规律: 非金属：＞1.8
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增 大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。
引导探究 一.原子半径
1、影响因素:
原子半径 的大小
取决于
2、规律：
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。
（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多， 原子半径越大。
当堂诊学1
具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C
4、下表是一些气态原子失去核外不同电子所需 能量（kJ·mol－1）：
失去第一个电子 失去第二个电子 失去第三个电子 失去第四个电子
锂 519 7296 11799
ห้องสมุดไป่ตู้
X 502 4570 6920 9550
Y 580 1820 2750 11600
若X Y为短周期元素，则在周期表中分别位于：
族和
族
引导探究3 三、电负性
离子的化合价为
（）
A.+1
B.+2
C.+3
D.+4
<链接高考> Mn、Fe均为第四周期过渡元素， 两元素部分电离能数据如下：
元素
电离能（ kJ·mol-1）
I1 I2 I3
Mn 717 1509 3248
Fe 759 1561 2957
回答下列问题：
Mn元素基态原子外围电子排布式为
，比较
两元素的I2、 I2可知，气态Mn2＋再失去一个电子比
同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐？ 哪些主族反常，比下一主族的高？
完成p18“学与问”栏目
2、元素第一电离能的变化规律
1）同周期： a、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；
b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素 （第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）
下列分析正确的是（ BC ）
A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系： Bn-> An+ C.C微粒是稀有气体元素的原子 D. 原子半径关系是：A<B<C
引导探究 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 态基态正离子所需最低能量 。符号I1,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
① 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。 元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即 元素在气态时的金属性越强。
②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷
当堂诊学2
1、下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是
()
A. 原子半径：Na>S>O
B. 稳定性：PH3<H2S<H2O
C．离子半径：Al3+>Mg2+>Na+ D. 第一电离能：O < F< Ne
2、一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大
于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：①NaF②AlCl3③ NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ②③⑤⑥ ）
离子化合物（
①④
）
元素 AI B Be C CI F Li Mg N Na O P S Si
目标引领
1、理解元素性质随原子序数递增的周期性变 化的本质是核外电子排布的周期性变化。 2、了解元素电离能、电负性的概念和随原子 序数递增的周期性变化的规律。 3、了解电离能和电负性的简单应用。
独立自学
阅读课本p16-19页，完成下列几个问题：
（1）元素周期律的内涵； （2）电离能； （3）电负性。
气态Fe2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是
目标升华
请大家归纳元素的原子半径、 电离能、电负性的周期性变化是什 么？
当堂诊学
1.在以离子键为主的化学键中常含有共价键的
成分，下列各对原子形成的化学键中共价键成
分最少的是（ B）
A.Li,F B.Na,F C.Na,Cl
D.Mg,O
【解析】
所以共价键成分最少的为B项。
第一电离能依次增大的顺序排列的是
()
A.Ca、Mg、Be B.Na 、 Mg、 Al、
C.C、 N、O
D.P、S、F
3、已知某元素原子的各级电离能数值如下：
I1=736 kJ·mol-1, I2=1 450 kJ·mol-1, I3=7 740 kJ·mol-
1,I4=10 500 kJ·mol-1, I5=13 600 kJ·mol-1,则该原子形成
2、判断下列元素第一电离能的大小：
a
K; O N;
P;
F
Ne; Mg
Al； Cl S。
3、观察分析下表电离能数据回答问题：
元素
I1 KJ/mol I2 KJ/mol I3 KJ/mol
Na
496
4562
6912
Mg
738
1451
7733
为什么钠元素易形成 Na＋，而不易形成 Na2＋；镁元素易 形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？从核外电子排布的规律看， 可能是什么原因？