1、第2课时 元素第一电离能和电负性 的周期性变化,专题2 第二单元 元素性质的递变规律,1.能表述元素第一电离能、电负性的含义。 2.熟知元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。 3.能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。,目标导航,基础知识导学,重点难点探究,随堂达标检测,栏目索引,一、 元素第一电离能的周期性变化,基础知识导学,答案,气态,1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念： 原子失去一个电子形成1价气态阳离子所需要的_ _叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号： 。 (2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的 。第一电离能数值
2、越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。,能量,I1,难易程度,容易,难,最低,答案,2.元素第一电离能的变化规律 (1)对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，_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 到 的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 (2)同主族元素，自上而下第一电离能逐渐 ，表明自上而下原子越来越 失去电子。 (3)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值 。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。,稀有气体,小,大,减小,容易,
3、较大,答案,议一议 1.为什么钠易形成Na，而不易形成Na2，Mg易形成Mg2，而不易形成Mg3？ 答案 因为Na、Mg2都达到了稳定结构，其电子排布式都为1s22s22p6，再失电子需要吸收的能量突然增大。,答案,2.为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟Na、Mg、Al的化合价有什么联系？ 答案 因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能量较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从Na、Mg、Al的电离能数值可知，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为1
4、。而Mg的第三电离能、Al的第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为2、3。,答案,3.为什么镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫的大？ 答案 镁的电子排布式为1s22s22p63s2，铝的电子排布式为1s22s22p63s23p1，镁的3s轨道上的电子为全充满状态，属于相对稳定结构，难失电子，所以它的第一电离能比铝的大。 磷的电子排布式为1s22s22p63s23p3，硫的电子排布式为1s22s22p63s23p4，磷的3p轨道上的电子为半充满，属于相对稳定结构，难失电子，所以它的第一电离能比硫的大。,二、元素电负性的周期性变化,答案,1.电负性的意义 电负性是用来 。元素的电负性
5、越大，表明元素原子在化合物中 ；反之，电负性越小，相应原子在化合物中 。 2.电负性的标准 指定氟元素的电负性为 ，Li的电负性为 ，并以此为标准确定其他元素的电负性。,衡量元素在化合物中吸引电子的能力,吸引电子的能力越大,吸引电子的能力越小,4.0,1.0,答案,3.元素电负性的周期性变化规律 (1)同一周期从左到右，元素的电负性 。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性 。因此电负性大的元素集中在 ，电负性小的元素集中在 。,逐渐增大,减小,周期表的右上角,周期表的左下角,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 的元
6、素为非金属元素，电负性小于_的元素为金属元素。 (2)利用电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负： 。 (3)利用电负性判断化合物中化学键的类型： 一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成 ；如果两个成键元素间的电负性的差值小于1.7，它们之间通常形成 。,答案,1.8,1.8,电负性大的元素呈,现负价，电负性小的呈现正价,离子键,共价键,答案,议一议 1.试比较下列两组元素的 (1)第一电离能 (2)电负性 (3)金属性或非金属性。 第一组：Na、Mg、Al；第二组：Si、P、S、Cl。 答案 第一组：(1)MgAlNa， (2)AlMgNa， (3)NaMgA
7、l； 第二组：(1)ClPSSi， (2)ClSPSi， (3)ClSPSi。,2.元素周期表中“对角线规则” 内容是什么？ 答案 在元素周期表中，处于左上至右下对角线上的两种元素的电负性的数值近似相等，两者的化学性质比较相似。如铍和铝(电负性均为1.5)、锂和镁等。Be(OH)2和Al(OH)3均具有两性，LiOH和Mg(OH)2均难溶于水、受热易分解。,返回,答案,一、电离能规律及其应用,重点难点探究,1.影响电离能的因素及变化规律 电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电
8、荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因A、A族元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。,(2)核外电子层排布对电离能的影响 某原子或离子具有全充满、半充满的电子排布时，电离能较大。如A族元素、A族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为A族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满稳定状态，A族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。 当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生
9、了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。,2.电离能的应用 (1)比较元素金属性的强弱 一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价,即电离能在In与In1之间发生突变，则元素的原子易 形成n价离子，并且主族元素的最高化合价为n价(或只有n价、0价)。某元素的逐级电离能，若I2I1，则该元素通常显1价；若I3I2，则该元素通常显2价；若I4I3，则该元素通常显3价。,解析答案,例1 请回答下列问题： (1)依据第2周期元素第
10、一电离能的变化规律，参照右图B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。,解析 同周期自左向右元素的第一电离能呈增大趋势，但基态N原子的2p轨道容纳3个电子，处于半满稳定状态，比较稳定，氮元素的第一电离能高于同周期相邻元素，故可标出C、N、O三种元素的相对位置。,答案,解析答案,(2)元素的第一电离能：Al_(填“”或“”)Si。,解析 同一周期元素自左向右第一电离能有增大趋势，第一电离能AlSi。,解析答案,(3)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有_种。,解析 同周期元素的第一电离能从左到右呈增大的趋势，但第A和第A族元素的第一电离能比同周期相邻主族元素的都大，所以符合
11、要求的元素有Be、C、O。,3,解析答案,(4)S、N、O三种元素第一电离能由大到小的顺序为_。,解析 N、O元素属于同一周期，基态N原子2p轨道容纳3个电子，处于半满稳定状态，比较稳定，N元素的第一电离能大于O元素的第一电离能，O、S属于同一主族，且S元素的原子序数大于O元素，S元素的第一电离能小于O元素的第一电离能，所以第一电离能大小顺序是NOS。,NOS,解题反思,A族元素和A族元素的第一电离能只比同周期相邻元素的第一电离能大。,变式训练1 分析下列图表，回答问题。 (1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：,解析答案,则该元素是_(填写元素符号)。,解析 因为I
12、4I3，所以该元素原子最外层有3个电子，为铝元素。,Al,解析答案,(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第_族。,解析 元素M的各级电离能逐级增大，I1和I2差别较小，但I3I2I1，I3突跃式变大，即失去2个电子后，再失去电子变为3价阳离子却非常困难，说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。,A,解题反思,根据元素逐级电离能判断元素化合价的方法：若I(n1)In，则该元素的常见化合价为n价。,二、电负性规律及其应用 1.元素电负性的周期性变化 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性的变化。 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素电负性呈现减小
13、的趋势。 2.元素电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。,金属元素的电负性越小，元素的金属性越强； 非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。 (2)判断元素的化合价 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； 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。 (3)判断化学键的类型 一般认为： 如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。 如果两个成键
14、元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。,(4)解释元素“对角线”规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。,这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O、Li3N和MgO、Mg3N2；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。,例2 下表是某些短周期元素的电负
15、性(X)值：,解析答案,(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是 _。,解析 由表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。,元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强,(2)通过分析X值变化规律，确定N、Mg最接近的X值范围：_X(Mg)_，_X(N)_。,解析答案,解析 确定X值的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。,0.9 1.5 2.5 3.5,(3)推测X值与原子半径的关系是_。上表中短周期元素X值的变化特点，体现了元素性质的_变化规律。,解析答案,解析 分析同周期和同主族元素X值的递变，均可得出X值随原子半径的增大而减小。,原子半
16、径越大，X值越小,周期性,解析答案,(4)某有机化合物结构简式为 ，其中CN键中，你认为共用电子对偏向于_(写原子名称)一方。,解析 对比C、N的X值，应用题干中的信息，即可得出共用电子对偏向于N一方。,氮,解析答案,(5)经验规律告诉我们：如果两成键元素之间的电负性X的差值(X)1.7时，它们之间通常形成离子键；X1.7时，通常形成共价键。结合以上问题分析AlBr3中的化学键类型是_。,解析 Cl与Al的X为3.01.51.51.7，Br的X值小于Cl的X值，故AlBr3中成键的两原子相应元素的X1.7，为共价键。,共价键,解题反思,(1)不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
17、(2)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键，如Na的电负性为0.9，H的电负性是2.1，F的电负性是4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，而HF中存在共价键。,解析答案,变式训练2 碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。 (1)第2周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是_。,解析 基态Ni原子的外围电子排布式为3d84s2，原子中含有2个未成对电子，第2周期中基态元素原子中含有2个未成对电子的外围电子排布式为2s22p2和2s22p4，分别为C和O元素，
18、而O元素的电负性大于C元素。,碳(或C),解析答案,(2)从电负性角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强至弱的顺序为_。,解析 根据同周期从左到右元素的电负性增大，同主族从上到下元素的电负性减小可知：电负性由强到弱顺序为OCSi。,OCSi,(3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为_。,解析答案,解析 由于元素电负性越大，吸引电子能力越强，根据电子对偏向情况可得电负性大小为CHSi。,CHSi,(4)基态锗(Ge)原子的电子排布式是_，Ge的最高价氯化物分子式是_。该元素可能的性质或应用有_(填字母)。 A.是一种活泼的金属元素 B.其
19、电负性大于硫 C.其单质可作为半导体材料 D.锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳,解析答案,解析 锗是32号元素，核外有32个电子，基态锗(Ge)原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。Ge的外围电子数为4，所以其最高价为4价，氯化物分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，故A错误； 硫的电负性大于硅，硅的电负性大于锗，所以锗的电负性小于硫，故B错误； 锗单质是一种半导体材料，故C正确； D锗的电负性低于碳，锗的第一电离能也低于碳，故D错误。 答案 1s22s22p63s23p63d104s24p2 GeCl4 C,解析答案,(5)
20、溴与氯能以_键结合形成BrCl，BrCl分子中，_显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为_。,解析 Br与Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，由于电负性BrCl，所以BrCl分子中Br显正电性，且BrCl与水反应的化学方程式为BrClH2O=HClHBrO。,共价,Br,BrClH2O=HClHBrO,解题反思,元素的电负性越大，元素的非金属性越强，化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。,返回,解析 同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确， C不正确； 由于Mg外围电子排布为3s2，而Al为3s23p1，故铝的第一电离能小于Mg的，
21、B不正确； D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D不正确。,1.下列说法正确的是( ) A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大,A,随堂达标检测,1,2,3,解析答案,4,5,1,2,3,4,5,2.下列原子的第一电离能最大的是( ) A.B B.C C.Al D.Si,B,答案,1,2,3,4,5,3.已知：元素X的电负性数值为2.5，元素Y的电负性数值为3.5，元素Z的电负性数值为1.2，元素W的电负性数值为2.4。你认为上述四种元素中，哪两种最容易形成离子化合物
22、( ) A.X与Y B.X与W C.Y与Z D.Y与W,C,答案,1,2,3,4,5,4.已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是( ) A.第一电离能Y可能小于X B.气态氢化物的稳定性：HmY大于HnX C.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性 D.X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价,解析答案,1,2,3,4,5,解析 据电负性XY，可知原子序数XY，由于同周期元素，所以第一电离能Y可能小于X，A正确； 氢化物稳定性HmY小于HnX，B错误； 最高价含氧酸的酸性X强于Y，C正确； 电负性值大的吸引电子能力强，化合物中显负价，电负性值小的吸引电子能力弱，化
23、合物中显正价。 答案 B,1,2,3,4,5,5.回答下列问题： (1)碳原子的核外电子排布式为_。与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是_ _。,解析答案,解析 O原子和N原子的外围电子排布分别为2s22p4、2s22p3，N原子的2p轨道半充满，结构比较稳定，所以第一电离能大。,1s22s22p2,N原子的2p轨道达到半充满结,构，比较稳定,1,2,3,4,5,(2)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：_。,解析答案,解析 由A、B元素的各级电离能可看出，A、B两元素容易失去两个电子形成2价金属阳离子，故A、B元素属于A族的元素，由同主族
24、元素电离能变化规律可知，B元素为镁元素，其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。,1s22s22p63s2,1,2,3,4,5,(3)右表是第3周期部分元素的电离能单位：eV(电子伏特)数据。,解析答案,下列说法正确的是_(填字母)。 A.甲的金属性比乙强 B.乙的化合价为1价 C.丙不可能为非金属元素 D.丁一定为金属元素,解析 甲的I2I1，所以甲最外层有1个电子，乙的I3I2，所以乙最外层有2个电子，故甲为Na元素，乙为Mg元素，第3周期共有3种金属元素Na、Mg、Al，丙与丁的各级电离能都较高，故丙、丁不易失电子，应为非金属元素。,A,1,2,3,4,5,(4)Mn、Fe均为第4
25、周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据列于下表：,解析答案,锰元素位于第4周期第B族。请写出基态Mn2的外围电子排布式_，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2再失去1个电子比气态Fe2再失去1个电子难，对此你的解释是_ _。,1,2,3,4,5,解析 B元素的族序数外围电子数，周期序数电子层数，所以基态Mn原子外围电子排布式为3d54s2，Mn2的外围电子排布式为3d5。Mn2为3d5的半充满状态，很难失去电子，而Fe2为3d6，失去一个电子，即变为半充满的3d5状态，所以气态不稳定的Mn2再失去一个电子比气态Fe2再失去一个电子难。 答案 3d5 由Mn2转化为Mn3时，3d轨道由较稳定
26、的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2转化为Fe3时，3d轨道由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少,1,2,3,4,5,(5)卤族元素F、Cl、Br、I的电负性由小到大的顺序是_。,解析答案,解析 同主族元素从上到下电负性减小。,IBrClF,返回,1,2,3,4,5,(6)基态B原子的电子排布式为_，B和N相比，电负性较大的是_，BN中B元素的化合价为_价。,解析答案,解析 B的原子序数是5，所以基态B原子的电子排布式为1s22s2sp1；B和N都属于第2周期，同周期自左向右电负性逐渐增大，所以B和N相比，电负性较大的是N，B最外层有3个电子，所以化合价是3价。,1s22s22p1,N,3,本课结束,
