1.2.2元素周期律电离能电负性课件高二下学期化学人教版选择性必修2

第一章

原子结构与性质第二节

原子结构与元素的性质第2课时元素周期律电离能

电负性2、实质：元素原子核外电子排布的周期性变化．元素周期律1、定义：元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。3、元素周期律的内涵丰富多样，本节讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。1、核外电子排布的周期性变化2、主族元素化合价的周期性变化②除了O、F外，元素的最高正价=最外层电子数=主族序数①金属元素无负价，氟无正价，氧无最高正价③最高正价+︱最低负价

︱=8④同周期元素主要化合价：+1→+7;-4→-1ns1ns2np6复习：

1B

Al

SiGeAs

Sb

Te

2

3

4

5

6

7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA

0

PoAt非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属区

金属区零族元素最强最强3、元素金属性和非金属性的周期性变化1、原子半径的大小取决于两个相反的因素：（1）电子的能层数（2）核电荷数电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。一、原子半径图1-21主族元素原子半径的周期性变化2、原子半径大小的比较方法(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(序大径小，稀有气体元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大（序大径大）。例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)(3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。

例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)3、离子半径大小的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子（电子数越多半径越大）。例如：r(Cl－)

r(Cl)，r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。（序大径小）例如：r(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)

r(Na＋)

r(K＋，r(O2－)

r(S2－)

r(Se2－)(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)

r(Mg2＋)。＞＞＞＞＞＞＞＞＜＜＜＜思考与讨论元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其主要原因是同周期主族元素从左到右，能层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引作用也就越大，使原子半径减小。同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，其主要原因是同主族元素从上到下，能层数增加，电子之间的排斥作用也就越大，使原子半径增大。1、判断正误(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径()(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同()(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大()(4)各元素的原子半径总比离子半径大()(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小()××××√3、电子层结构相同的An+、Bn-、C，下列说法正确的是()A.原子序数：C>B>AB.半径：An+>Bn-C.C是稀有气体原子D.原子半径：A<B<C2、下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是()A.r(K)>r(Na)>r(Li)B.r(Mg2+)>r(Na+)>r(F-)C.r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)D.r(Cl-)>r(F-)>r(F)二、电离能1、概念：气态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，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。第三电离能、第四电离能等以此类推。元素电离能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575【规律1】同周期元素，I1的变化规律

同周期从左到右，I1整体递增，但在ⅡA-ⅢA、ⅤA-ⅥA有反常。【讨论】为什么短周期ⅡA-ⅢA、ⅤA-ⅥA间发生突变？2、电离能(I)递变规律长周期从左到右第一电离能的变化情况比较复杂（中学不做要求），过渡元素的变化相对比较平缓。【规律2】同主族元素，I1的变化规律

同主族从上到下，I1递减。(P23，图1-22)【规律3】同种元素各级电离能的规律：从I1开始，电离能数据呈整体非线性递增趋势，受原子结构的影响会出现突变。【讨论】为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？

对同种元素来说，逐级电离能增大的原因是：所带正电荷离子逐渐增加电荷，对原子核外的电子的引力逐级增大的原因。(即从正电荷越多的阳离子上失去电子会越难！)

对钠、镁、铝来说，当达到最高正价时，此元素的电离能与下一电离能会有突然地较大变化（新能层出现）。

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。3、电离能的意义

电

离

能

增

大

电He电

离

离

能

能

减

增

小

Cs

大

电

离

能

减

小（1）判断元素金属性的强弱

I1越小元素的金属性越强，I1越大元素的金属性越弱（2）确定元素原子核外电子排布（3）确定元素在化合物中的化合价Li:I1I2＜

I3＜＜Mg:I1＜I2I3＜

I4……＜＜Li原子核外3个电子排布在两个能层（K、L层）上，且最外层只有一个电子Mg原子易失去两个电子变成+2价阳离子4、电离能的应用：1、判断正误(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强()(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()(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能()××××√√√2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的？为什么?(2)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?(3)此元素原子的核外有____个电子。最外层电子排布式为

。核外电子排布图为__________________，此元素的周期位置为第_____周期_____族。I1I2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.1

逐渐增大；从正电荷越多的阳离子上电离电子会越难！第6个电子与第7个电子在不同的能层82S22p4二ⅥA三、电负性2、电负性概念：表示不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。1、键合电子：元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。观察这组电负性数据，找出其大致变化规律：“F老大，O老二”同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。（1）元素电负性的变化规律：（一般规律）电负性是相对值，没单位。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。(稀有气体元素除外)。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。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯“类金属”元素的电负性在1.8左右（2）电负性的应用：①判断元素的金属性和非金属性的强弱一般：非金属＞1.8金属＜1.8类金属≈1.8电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的非金属性越弱，金属性越强；②判断化学键的类型一般：成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键

成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键例:Al：1.5，Cl：3.03.0-1.5=1.5

AlCl3为共价化合物Al：1.5，O：3.53.5-1.5=2.0

Al2O3为离子化合物③判断共价键的极性强弱

若两种不同元素的原子间形成共价键，必是极性键，

成键原子间的电负性之差越大，键的极性越强极性：H-F>H-Cl>H-Br>H-I

C-O>C-H;H-O>C-H④判断化合物中元素化合价的正负（电负性大的显负价，电负性小的显正价）

如：SiC中C的电负性大，C显负价；IBr中Br的电负性大，Br显负价；S2Cl2中Cl的电负性大，Cl显负价。电负性大的元素原子在化合物中吸引电子能力强显负价，电负性小的元素原子在化合物中吸引电子能力弱显正价。C>H>B探究：请利用图1-23的数据制作第三周期元素、第IA和VIIA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析原因。电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。同周期主族元素，随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电离能总的变化趋势是逐渐增大的，但有如I1(Be)＞I1(B)、I1(N)＞I1(O)这样的“异常”现象，其中的原因分析如下：电负性是指不同元素的原子对键合电子的吸引能力，与原子结构有关系。第一电离能是指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。由此可知，第一电离能的大小与原子结构的关系明显。例如，基态N原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对稳定结构，能量较低。基态O原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对不稳定结构，能量较高，所以I1(N)＞I1(O)。电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系增大减小特别提醒

①稀有气体电离能为同周期中最大。

②第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。③比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。(1)在同周期中，稀有气体元素的第一电离能最大(

)(2)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增强，非金属性逐渐增强，第一电离能也逐渐增大(

)(3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(

)(4)同一周期(第一周期除外)元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大(

)(5)同主族(第ⅠA族除外)元素中，第二周期对应元素的电负性最大，第一电离能最大(

)1、判断正误√×××√2、电负性（用x表示）也是元素的一种重要性质，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表是某些短周期元素的x值：N、Mg的x值范围

___

＜x(N)＜

___

，___＜x(Mg)＜___。(2)推测x值与原子半径的关系是

；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的______变化规律。元素LiBeBCOFNaAlSiPSClx值0.981.62.02.63.44.00.91.61.92.22.63.22.6

3.4

0.9

1.6周期性同一周期,x越大,其原子半径越小(3)预测周期表中（放射性元素除外），x值最小的元素位于第___周期____族。(4)根据x值，可推测化学键的类型。BCl3

中的化学键属于_______，Al2O3属于_______化合物。(5)HCN的结构