电离能与电负性的周期性变化ppt课件
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《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
新教材高中化学专题2第2课时元素第一电离能和电负性的周期性变化pptx课件苏教版选择性必修2
二、元素电负性的周期性变化来自作用衡量标准递变 同周期 规律 同主族
用来衡量元素在化合物中_吸__引__电_子__的能力 氟的电负性为___4_.0____
自左到右，元素的电负性逐渐_变__大_____ 自上到下，元素的电负性逐渐__变__小____
三、元素周期律的应用和意义 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。例如，在___Ⅰ__A___族可以找 到制造光电材料的元素，在___Ⅲ_A____、___Ⅳ__A___、___Ⅴ__A___族可以找 到制造优良的半导体材料的元素。
答案：C
4．不能说明X的电负性比Y大的是( ) A．与H2化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应 的水化物酸性强 C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
解析：元素的非金属性越强，其电负性越大，A、B、D均能说明非金属性： X>Y，即说明电负性X>Y。
原因是__M__g_、_A__l位__于__同_一__周__期__，_M__g_最__外_层__电__子__排_布__式__为__3_s2_，__而_A__l最__外_。层电
子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此， Al失去p能级的1个电子相对比较容易，故Al原子的第一电离能小于738 kJ·mol－1
答案：C
5．现有四种元素基态原子电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；② 1s2 2s22p6 3s2 3p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。则下列有关比较中正确 的是 ( )
苏教版选择性必修二 2-2-2 元素第一电离能和电负性的周期性变化 课件(63张)
(7)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大( × ) (8)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小( × ) (9)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性( × ) (10)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价( √ ) (11)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物( × )
【归纳总结】 电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
注 ①稀有气体的电离能为同周期中最大。②第一电离能ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
[自我排查] 判断正误 (1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大( √ ) (2)M(g)→M2＋(g)＋2e－所需能量不是第二电离能( √ ) (3)Na 原子在不同状态失去 1 个电子所需能量相同( × ) (4)原子的电离能大小 I1＞I2＞I3( × ) (5)第一电离能小的元素的金属性一定强( × ) (6)原子或离子失去一个电子所需的最小能量叫做电离能( × )
2．提示：同一周期元素的电子层数相同，从左到右，核电荷数递增，原子半径逐渐 变小(稀有气体除外)，原子核对电子的引力逐渐增大，越难失去电子，故第一电离能呈递 增的趋势。Be 的价电子排布式为 2s2,2s 轨道为全充满稳定状态，较难失去 1 个电子，B 的 价电子排布式为 2s22p1，失去一个电子后成为 2s2 全充满的稳定状态，故 B 较易失去 2p 上的 1 个电子，第一电离能 B＜Be；N 的价电子排布式为 2s22p3，N 原子 2p 轨道处于半 充满的稳定状态，较难失去 1 个电子，而 O 的价电子排布式为 2s22p4，失去一个电子成 为 2p3 半充满的稳定状态，故较易失去一个电子，因此第一电离能 N＞O。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如 K：I1≪I2<I3，表明 K 原子 易失去_一__个__电__子___形成___＋__1__价___阳离子。
元素性质的递变规律第一电离能电负性PPT课件
第二十七页，课件共有56页
课堂小结:
一、原子结构与元素周期表
1、原子的电子排布与周期的划分
周期序数=能层数 2、原子的电子排布与族的划分
主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数
副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的
电子数=价电子数 3、原子的电子构型和元素的分区
5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。
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。
第三十九页，课件共有56页
3、同主族元素第一电离能从上到下 逐渐减小，为什么？
友情提示：从原子结构的变化来解释
周期
（横向）
短周期
第1周期：2 种元素
第2周期：8 种元素
第3周期：8 种元素
第4周期：18 种元素
长周期 第5周期：18 种元素
第6周期：32 种元素 镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
不完全周期 第7周期：26种元素
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
第六页，课件共有56页
第二十八页，课件共有56页
课堂练习
1.已知某元素的原子序数为50， 试写出该元素原子的电子排布式， 并指出该元素在周期表中所属周 期、族和区。
第二十九页，课件共有56页
课堂练习
2.已知某元素在周期表中位于第五 周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基 态原子的价电子排布式、电子排布式并 分析该元素在哪区？
参考答案：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原 子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小， 原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。
课堂小结:
一、原子结构与元素周期表
1、原子的电子排布与周期的划分
周期序数=能层数 2、原子的电子排布与族的划分
主族元素：族序数=原子的最外层电子数 =价电子数
副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的
电子数=价电子数 3、原子的电子构型和元素的分区
5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。
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。
第三十九页，课件共有56页
3、同主族元素第一电离能从上到下 逐渐减小，为什么？
友情提示：从原子结构的变化来解释
周期
（横向）
短周期
第1周期：2 种元素
第2周期：8 种元素
第3周期：8 种元素
第4周期：18 种元素
长周期 第5周期：18 种元素
第6周期：32 种元素 镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
不完全周期 第7周期：26种元素
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
第六页，课件共有56页
第二十八页，课件共有56页
课堂练习
1.已知某元素的原子序数为50， 试写出该元素原子的电子排布式， 并指出该元素在周期表中所属周 期、族和区。
第二十九页，课件共有56页
课堂练习
2.已知某元素在周期表中位于第五 周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基 态原子的价电子排布式、电子排布式并 分析该元素在哪区？
参考答案：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原 子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小， 原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。
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。
电负性和电离能PPT演示课件
（二）电离能（阅读课本Ｐ17） 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（
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（
电离能与电负性PPT课件
ⅠA
0
ⅡA
ⅢA …ⅦA
ⅢB…ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
s区
d区
ds区
p区
ns1 ns2 (n-1)d1-8ns2
镧 (有例外) 锕
(n-1)d10 ns1-2
ns2np1-6
f 区镧系、锕系 (n-2)f1-14ns2（有例外）
第28页/共85页
3.按电子排布，可把周期表里的元素 划分为5个区，(除ds区外区的名称来 自按构造原理最后填入电子的能级符 号)仔细观察周期表,你能划分开吗? 这些区分别有几个纵列？
第29页/共85页
为什么s区、d 区和ds区都是金属？
第30页/共85页
3.原子的电子构型和元素的分区
S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。除H外，其余为活泼金属。
p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6 的元素。即IIIA~VIIA族、零族元素。除H 外，所有非金属元素都在p区。
第26页/共85页
原子的电子构型和元素的分区
d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。 最外层电子数皆为1～2个，均为金属元素， 性质相似。
ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外 层电子数皆为1～2个，均为金属元素。
f区元素：包括镧系和锕系元素。最外 层电子数基本相同，化学性质相似。
第27页/共85页
科学探究1 （p 15)
（1）元素周期表共有几个周期？ （2）每个周期各有多少种元素？ （3）写出每个周期开头第一个元素和结 尾元素的最外层电子的排布式的通式。 （4）为什么第一周期结尾元素的电子排
布跟其他周期不同？
第9页/共85页
1.原子的电子排布与周期的划分
2.2.2第一电离能与电负性的周期性变化-【备好课】2023-2024学年高二化学同步精品课件
解释主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律能利用电负性判断周期表中元素性质递变规律能利用电负性推断化学键的类型原子半径电子能层数核电荷数原子半径主要取决于和。
原子半径的变化规律电子能层数越多，原子半径越大；相同电子层，核电荷数越大，原子半径越小。
原子半径与失电子能力同周期原子半径越大，失电子能力越强。
某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量1.第一电离能的概念与意义定义：符号：Ｉ1 单位：kj/mol M(g)-e - → M +(g)意义：保证“能量最低”第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越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原子序数第一电离能（kJ·mol-1）思考1随原子序数递增，同周期或者同族元素的第一电离能有什么规律？第一电离能（k J·mol -1）原因：一般来说，同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。
规律1：同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
原子序数第一电离能（k J·mol -1）原因：同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。
规律2：同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
原子序数原子序数第一电离能（kJ·mol-1）规律3：同一周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。
原子序数第一电离能（k J·mol -1）第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。
请书写出Mg与Al的外围电子排布式，试比较其第一电离能大小活动1活动2活动3请书写出P与S的外围电子排布式，试比较其第一电离能大小试总结出元素第一电离能变化的一般规律Mg与Al的第一电离能大小比较Mg ：电子排布式[Ne]3s 2Al ：[Ne]3s 23p 1s轨道处于全充满状态Mg在2s能级上有两个电子，为全充满的稳定结构，故第一电离能大于Al。
高中化学苏教版选修三专题2第2单元第2课时元素第一电离能和电负性的周期性变化PPT课件
第2课时
(2)同周期主族元素金属性、非金属性规律：同一周期的主族 元素从左到右，金属性逐渐 减弱 、非金属性逐渐 增强 ；
最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐 减弱 ，酸性逐渐
本 课
_增__强__。
时
栏
目
开
关
知识·回顾区
第2课时
2．原子半径的变化规律 (1)同周期主族元素，从左到右，电子层数 相同 ，
(1)电子层数：电子层越多，电子之间的负电排斥
将使原子的半径 增大 。
本
课
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力也
时 栏
就 越大 ，将使原子的半径 减小 。
目
开
(3)电子层数和核电荷数的综合结果使各种原子
关
的半径发生 周期性 的递变。
学习·探究区
第2课时
探究点一 元素第一电离能的周期性变化
1．元素第一电离能的概念与意义
本
课 (1)概念： 气态电中性基态 原子失去一个电子转化为
时 栏
_气__态__基__态_______正离子所需要的____最__低__能__量_____叫做第
目
开 一电离能。元素第一电离能符号：_I_1__。
关
(2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子失去一个
电子的 难易程度
。第一电离能数值越小，原子越
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
本 课
势，表示元素原子越来越难失去电子。
时 栏
②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐 减小，表明自
目 开
上而下原子越来越 容易 失去电子。
关
③具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性
1.2.2电离能与电负性课件高二化学人教版选择性必修2
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( √ ) (3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( × )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( √ ) (5)在所有元素中，氟的第一电离能最大( × )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大( × )
【达标检测】1. 判断X、Y、Z的化合价。
9543
10540 11575
10000
8000
I3 I2
第五电离能 13353 13630 14830 6000
第六电离能 16610 17995 18376 4000
第七电离能
20114 21703 23293
2000
0
Na
Mg
Al
当相邻逐级电离能产生突跃变化时，说明失去的电子所在能层产生了变
化。如Na元素，I1<<I2，表明Na原子容易失去一个电子形成+1价阳离子，
电离能kJ·mol
Na
Mg
Al
第一电离能
496
738
578
第二电离能
4562
1451
1817
第三电离能
6912
7733
2745
第四电离能
9543
10540
11575
第五电离能
13353
13630
14830
第六电离能
16610
17995
18376
第七电离能
20114
21703
23293
原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以 原子的逐级电离能越来越大。
④ 反应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，当能量相同的原子轨 道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常 的 大， 如 I1(N) ＞ I1(O) ， I1(Mg)＞I1(Al)。
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提示：从他们的原子外围电子排布式和原子结 构的特点思考。
参考答案：碱金属元素核外电子排布为 ns1，同周 期中（除稀有气体外）原子半径最大，易失去一 个电子，形成稳定结构，因此第一电离能在同周 期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6， 已达稳定结构，难以失电子，因此第一电离能在 同周期中最大。
稀有气体最外层电子排布 ns2np6，达稳定结构，难失电子， 第一电离能大。
2、同周期元素第一电离能从左到 右有增大的趋势，为什么？
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。
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
ppt课件完整
24
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。
电负性是用来衡量元素在化合物中 吸引电的子能力的物理量。
第一电离能的周期性变化
知识复习
请同学们回忆一下：我们学过的元素主要性 质有哪些？他们各有怎样的递变规律？
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
规律与总结
总体上：金属元素第一电离能都 较小 ，非金 属元素和稀有气体元素的第一电离能 都 较大 。
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
影响第一电离能的因素
1. 原子核对核外电子的引力 2. 原子达到稳定结构的趋势
拓展视野：
根据第一电离能定义，你能说出什么是第二 电离能、第三电离能吗？讨论后回答。
指定氟的电负性为 4.，0 并以此为标准 确定其他元素来自电负性。相对值而非绝对值
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25
课堂练习
1、根据吸引电子的能力判断下列元素的电 负性的大小：
Na ＞ K N＞ P
Mg＜ Al Cl ＞ S
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26
观察与思考
2.0 2.2
观察教材第21图2-14元素的电负性回答下列问题：
元素 I1∕ KJ·moL-1
I2 ∕KJ·moL-1
I3 ∕KJ·moL-1
Na 496 Mg 738
4562 1415
6912 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，第三电 离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。
3. 同主族元素第一电离能从上到下 逐渐减小，为什么？
提示：从原子结构的变化来解释
参考答案：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原 子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小， 原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。
4、同一周期第一电离能最小的是碱金属元 素，最大的是稀有气体元素。为什么？
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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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1.总体上金属元素第一电离能较小 非金属元素第一电离能较大。
友情提示：比较金属元素、非金属元素 及稀有气体元素最外层电子数多少入手
参考答案：金属元素最外层电子数较少，原子半径较大，较易 失一个电子，因此第一电离能较小。非金属元素最外层电子数 较多，原子半径较小，较难失一个电子，因此第一电离能较大。
气态电中性基态原子失去一个电子形成+1价气态 阳离子所需最低能量叫第一电离能，用I1 表示。依 次类推可得：从+1价气态 离子中再失去一个电子， 形成+2价气态 离子所需要的最低能量叫第二电离 能，用I2 表示‥‥‥
同一种元素的逐级电离能大小关系：
I1<I2<I3<I4<I5
问题探究三
观察分析下表电离能数据回答： 为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子
30
课堂练习
2、下列各组元素按电负性由大到小顺序排
列的是
( D)
A. F N O
B. O Cl F
C. Na Mg Al D. Cl S As
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31
交流与讨论
不看表判断下列元素的电负性的大小：
Li S＜ Be I ＜
结论： 一般金属元素电负性较小，非金属元素电负性较大
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
阳离子所需 最低 能量。符号 I1 单位
KJ·mol-1
概念应用
1. 已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低能量为502KJ，
则M元素的I1=
502 KJ·.mol-1
2. 已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e-
1、同一周期中，元素的电负性如何变化？
2、同一主族中，元素的电负性如何变化？
3、电负性最大的元素和电负性最小的元素分别
在元素周期表的什么位置？ppt课件完整
27
电负性逐渐 增
电 负 性
小 减有
大电。负性最大
的
电负性趋最小
势
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2.0 2.228
二、电负性的递变规律：
————呈周期性变化 同一周期从左到右，主族元素电负性逐 渐 增 ，大表明其吸引电子的能力逐渐 。同 一主增族从大上到下，元素电负性呈现 趋势， 表明其减吸引小电子的能力逐渐 。 试根减据原小子结构的变化分析。
→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___
参考答案：碱金属元素核外电子排布为 ns1，同周 期中（除稀有气体外）原子半径最大，易失去一 个电子，形成稳定结构，因此第一电离能在同周 期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6， 已达稳定结构，难以失电子，因此第一电离能在 同周期中最大。
稀有气体最外层电子排布 ns2np6，达稳定结构，难失电子， 第一电离能大。
2、同周期元素第一电离能从左到 右有增大的趋势，为什么？
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。
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
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24
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。
电负性是用来衡量元素在化合物中 吸引电的子能力的物理量。
第一电离能的周期性变化
知识复习
请同学们回忆一下：我们学过的元素主要性 质有哪些？他们各有怎样的递变规律？
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
规律与总结
总体上：金属元素第一电离能都 较小 ，非金 属元素和稀有气体元素的第一电离能 都 较大 。
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
影响第一电离能的因素
1. 原子核对核外电子的引力 2. 原子达到稳定结构的趋势
拓展视野：
根据第一电离能定义，你能说出什么是第二 电离能、第三电离能吗？讨论后回答。
指定氟的电负性为 4.，0 并以此为标准 确定其他元素来自电负性。相对值而非绝对值
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25
课堂练习
1、根据吸引电子的能力判断下列元素的电 负性的大小：
Na ＞ K N＞ P
Mg＜ Al Cl ＞ S
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26
观察与思考
2.0 2.2
观察教材第21图2-14元素的电负性回答下列问题：
元素 I1∕ KJ·moL-1
I2 ∕KJ·moL-1
I3 ∕KJ·moL-1
Na 496 Mg 738
4562 1415
6912 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，第三电 离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。
3. 同主族元素第一电离能从上到下 逐渐减小，为什么？
提示：从原子结构的变化来解释
参考答案：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原 子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小， 原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。
4、同一周期第一电离能最小的是碱金属元 素，最大的是稀有气体元素。为什么？
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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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1.总体上金属元素第一电离能较小 非金属元素第一电离能较大。
友情提示：比较金属元素、非金属元素 及稀有气体元素最外层电子数多少入手
参考答案：金属元素最外层电子数较少，原子半径较大，较易 失一个电子，因此第一电离能较小。非金属元素最外层电子数 较多，原子半径较小，较难失一个电子，因此第一电离能较大。
气态电中性基态原子失去一个电子形成+1价气态 阳离子所需最低能量叫第一电离能，用I1 表示。依 次类推可得：从+1价气态 离子中再失去一个电子， 形成+2价气态 离子所需要的最低能量叫第二电离 能，用I2 表示‥‥‥
同一种元素的逐级电离能大小关系：
I1<I2<I3<I4<I5
问题探究三
观察分析下表电离能数据回答： 为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子
30
课堂练习
2、下列各组元素按电负性由大到小顺序排
列的是
( D)
A. F N O
B. O Cl F
C. Na Mg Al D. Cl S As
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31
交流与讨论
不看表判断下列元素的电负性的大小：
Li S＜ Be I ＜
结论： 一般金属元素电负性较小，非金属元素电负性较大
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
阳离子所需 最低 能量。符号 I1 单位
KJ·mol-1
概念应用
1. 已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低能量为502KJ，
则M元素的I1=
502 KJ·.mol-1
2. 已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e-
1、同一周期中，元素的电负性如何变化？
2、同一主族中，元素的电负性如何变化？
3、电负性最大的元素和电负性最小的元素分别
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电负性逐渐 增
电 负 性
小 减有
大电。负性最大
的
电负性趋最小
势
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2.0 2.228
二、电负性的递变规律：
————呈周期性变化 同一周期从左到右，主族元素电负性逐 渐 增 ，大表明其吸引电子的能力逐渐 。同 一主增族从大上到下，元素电负性呈现 趋势， 表明其减吸引小电子的能力逐渐 。 试根减据原小子结构的变化分析。
→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___