元素性质的递变规律(元素第一电离能的周期性变化).

探从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因此 究Na容易失去第一个电子，而不易失去第二个电 学子；即Na易形成Na＋，而不易形成Na2＋ 。镁 习元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁
容因观此易察镁失分易去析形两成个下电M表子g电2，＋，离而而不能不易数易失据形去成回第M三答g个问3＋电。题子：，
元素 I1
I2
I3
KJ/mol KJ/mol 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＋？
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＜
所需的 能最量低叫做元素的第一电离能。
符号为 .单位I1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……
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 .
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
Li＞Na＞ K
②B C Be N N＞C＞Be＞B
③He Ne Ar He＞Ne＞Ar
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④Na Al S P 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
探
究 元素的第一电离能有什么变
学 习
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——。
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
（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 ；
电离能及其变化规律
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 ；
则他们的第一电离能按从大到小的 顺序为 D＞C＞A＞B
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。
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
一、电离能
1、定义：
气态原子或 离气子态失去一个电子所需要的
能量叫最做小电离能。符号为 .单位是 .
I
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。
气原态子失去一个电子形成＋1 阳气离态子
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
元素第一电离能大小与原 子失电子能力有何关系？
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， 原子越 难失去电子，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
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。
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