【教学课件】第2节 原子结构与元素性质 第3课时 示范课件

第3课时原子结构与元素的性质第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质二、元素周期律2.电离能为满足科学研究和生产实践的需要，对原子得失电子的能力仅有定性的分析往往是不够的，因此人们不断尝试寻找能定量地衡量或比较原子得失电子能力的方法。电离能是一种常用的表示方法。

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最低能量叫做第一电离能，用符号I1表示。A(g)→A+(g)+e-

I1二、元素周期律2.电离能在失去一个电子的基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能，常用符号I2表示；以此类推，还有第三、第四电离能等。A+(g)→A2+(g)+e-

I2A2+(g)→A3+(g)+e-

I3通常，元素的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。【深度思考】二、元素周期律（1）为什么通常元素的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能？形成正离子后，原子核对电子的束缚力整体提升，且越后电离的电子可能处于距离原子核更近的轨道之上，因此对于同一元素，电离能逐级增加。【深度思考】二、元素周期律下图是元素的第一电离能随着核电荷数变化的图像。（2）同周期元素的电离能变化有何趋势？尝试从原子结构的角度对这种趋势做出解释。【深度思考】二、元素周期律对于同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，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势，表示元素原子越来越难失去电子。其原因在于同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的有效吸引作用增强。

（3）同主族元素的电离能变化有何趋势？试以IA族和0族为例说明。尝试从原子结构的角度对这种趋势做出解释。【深度思考】二、元素周期律同主族元素，总体上自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，但自上而下，虽然核电荷数在增加，但原子半径逐渐增大占据主导，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱。

（4）B、Al和O、S等元素的电离能比他们左边元素的电离能低？阅读P24的资料卡片，分别做出解释。【小结】二、元素周期律把电离能数据做成柱状图，可以更直观的体会它们的变化规律。【深度思考】二、元素周期律（5）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？碱金属电离能越小，碱金属的金属性越强，金属单质越活泼。碱金属在反应中失去一个电子变成+1价的阳离子，故依据其第一电离能可以判断出金属性强弱。【深度思考】二、元素周期律下表是Na、Mg、Al逐级失去电子的电离能。【深度思考】二、元素周期律（6）能否依据这三种金属的的第一电离能大小判断它们的金属性强弱？给出你的猜测或理由。不能，因为第一电离能Mg>Al>Na，而金属性Na>Mg>Al。它们之间无单调对应关系。三者的单质在体现金属性失去电子时，失去的电子数量不同，电子所处的能级也不同，故无法直接比较。【深度思考】二、元素周期律（7）三种元素的化合价与表中的数据有何关联？逐级电离能发生“突跃”时，较小的一级所对应的失去的总电子数即为其化合价。二、元素周期律3.电负性电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度，用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越弱。【深度思考】二、元素周期律下图呈现了主族元素的电负性。（1）同周期元素自左向右、同主族元素自上而下的变化规律为何？【深度思考】二、元素周期律（2）从原子结构的角度对上述变化规律做出解释。同周期自左向右，原子半径减小，原子核中质子数增加，原子对形成化学键的电子的吸引增强，电负性逐渐增大。同主族自上而下，核电荷数增加，但电子层数的增加使原子半径增大占主导，原子对形成化学键的电子的吸引减弱，电负性减小。【深度思考】二、元素周期律（3）电负性与金属性、非金属性有何关联？元素的电负性可用于初步判断一种元素是金属元素还是非金属元素以及元素的活泼性如何。通常，电负性小于1.8的元素一般是金属元素，电负性大于1.8的元素一般是非金属元素。位于金属、非金属分界线附近的类金属电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4.0，是最活泼的非金属元素；铯的电负性为0.7，是最活泼的金属元素。

【深度思考】二、元素周期律（4）同周期主族元素自左向右、同主族元素自上而下，它们的电离能变化趋势和电负性变化趋势有何异同？同周期自左向右，元素的第一电离能在总趋势上依次增大（有反常情况）

元素的电负性在总趋势上依次增大同主族自上而下，元素的第一电离能依次减小

元素的电负性依次减小电离能和电负性都反映了原子对电子的吸引能力，但电子种类不同。电离能的对象是原子失去其自身的电子，电负性的对象是形成化学键的电子【思维启迪】二、元素周期律电负性作为一种泛用的标度，它的用途还有：1.判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。而依据化合价又可以对物质性质做出一定预言。如NaBH4，依图知B和Na的电负性均小于H，故NaBH4中H为-1价，H处于最低价，应具有还原性。2.

判断化学键的性质，电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键，电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。

【总结】二、元素周期律原子半径、第一电离能和电负性都随着原子序数的递增表现出周期性的变化，它们的变化趋势表现出一定程度的相关性。随着原子序数的递增，第一电离能呈现出起伏变化，而电负性的规律性则更强。同时，电负性与金属性、非金属的单调关系也更明显。由此说明，电负性是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。

(1)电负性的大小可以作为判断元素非金属性强弱的判据(

)(2)第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据(

)(3)共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价(

)(4)电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能越大(

)(5)电负性大于1.8的一定为金属，小于1.8的一定为金属

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)【判断正误】√×××课堂练习√解析同周期元素电负性的变化是单调的，而电负性又可以作为金属性强弱的判据，故由此可以推出金属性也是单调变化的。金属性又可以通过单质的还原性强弱体现，故还原性强弱也是单调的。而电离能的变化不是单调的。2.对Na、Mg、Al的有关性质叙述中，错误的是（）A.金属性：Na>Mg>AlB.第一电离能Na<Mg<AlC.电负性：Na<Mg<AlD.还原性Na>Mg>AlB课堂练习解析A和B项，同周期元素电负性的变化是单调的，而电离能的变化不是单调的，第一电离能O<N<F。C项，O因电负性大，故O的最高正价为+2(OF2中)