1.2.2元素周期律電離能電負(fù)性課件高二下學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修2

第一章

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)

原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第2課時元素周期律電離能

電負(fù)性2、實(shí)質(zhì)：元素原子核外電子排布的周期性變化．元素周期律1、定義：元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，稱為元素的周期律。3、元素周期律的內(nèi)涵豐富多樣，本節(jié)討論原子半徑、電離能和電負(fù)性的周期性變化。1、核外電子排布的周期性變化2、主族元素化合價的周期性變化②除了O、F外，元素的最高正價=最外層電子數(shù)=主族序數(shù)①金屬元素?zé)o負(fù)價，氟無正價，氧無最高正價③最高正價+︱最低負(fù)價

︱=8④同周期元素主要化合價：+1→+7;-4→-1ns1ns2np6復(fù)習(xí)：

1B

Al

SiGeAs

Sb

Te

2

3

4

5

6

7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA

0

PoAt非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬區(qū)

金屬區(qū)零族元素最強(qiáng)最強(qiáng)3、元素金屬性和非金屬性的周期性變化1、原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：（1）電子的能層數(shù)（2）核電荷數(shù)電子的能層越多，電子之間的排斥作用將使原子的半徑增大。核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。這兩個因素綜合的結(jié)果使原子半徑呈現(xiàn)周期性的遞變。一、原子半徑圖1-21主族元素原子半徑的周期性變化2、原子半徑大小的比較方法(1)同周期元素，隨著原子序數(shù)遞增，其原子半徑逐漸減小(序大徑小，稀有氣體元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)(2)同主族元素，隨著電子層數(shù)遞增，其原子半徑逐漸增大（序大徑大）。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種原子參照比較。

例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，則r(K)>r(Al)3、離子半徑大小的比較方法(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子（電子數(shù)越多半徑越大）。例如：r(Cl－)

r(Cl)，r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)。(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。（序大徑?。├纾簉(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)。(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li＋)

r(Na＋)

r(K＋，r(O2－)

r(S2－)

r(Se2－)(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)

r(Mg2＋)。＞＞＞＞＞＞＞＞＜＜＜＜思考與討論元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？周期表中的同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這種趨勢？同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小，其主要原因是同周期主族元素從左到右，能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子核對核外電子的吸引作用也就越大，使原子半徑減小。同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大，其主要原因是同主族元素從上到下，能層數(shù)增加，電子之間的排斥作用也就越大，使原子半徑增大。1、判斷正誤(1)能層數(shù)少的元素原子半徑一定小于能層數(shù)多的元素的原子半徑()(2)核外能層結(jié)構(gòu)相同的單核粒子，半徑相同()(3)質(zhì)子數(shù)相同的不同單核粒子，電子數(shù)越多，半徑越大()(4)各元素的原子半徑總比離子半徑大()(5)同周期元素從左到右，原子半徑、離子半徑均逐漸減小()××××√3、電子層結(jié)構(gòu)相同的An+、Bn-、C，下列說法正確的是()A.原子序數(shù)：C>B>AB.半徑：An+>Bn-C.C是稀有氣體原子D.原子半徑：A<B<C2、下列各組微粒半徑大小比較中，不正確的是()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、電離能1、概念：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。用符號I1表示，單位：kJ/mol。

從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需要的能量叫做第二電離能，符號I2。第三電離能、第四電離能等以此類推。元素電離能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575【規(guī)律1】同周期元素，I1的變化規(guī)律

同周期從左到右，I1整體遞增，但在ⅡA-ⅢA、ⅤA-ⅥA有反常?！居懻摗繛槭裁炊讨芷冖駻-ⅢA、ⅤA-ⅥA間發(fā)生突變？2、電離能(I)遞變規(guī)律長周期從左到右第一電離能的變化情況比較復(fù)雜（中學(xué)不做要求），過渡元素的變化相對比較平緩?！疽?guī)律2】同主族元素，I1的變化規(guī)律

同主族從上到下，I1遞減。(P23，圖1-22)【規(guī)律3】同種元素各級電離能的規(guī)律：從I1開始，電離能數(shù)據(jù)呈整體非線性遞增趨勢，受原子結(jié)構(gòu)的影響會出現(xiàn)突變。【討論】為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？

對同種元素來說，逐級電離能增大的原因是：所帶正電荷離子逐漸增加電荷，對原子核外的電子的引力逐級增大的原因。(即從正電荷越多的陽離子上失去電子會越難！)

對鈉、鎂、鋁來說，當(dāng)達(dá)到最高正價時，此元素的電離能與下一電離能會有突然地較大變化（新能層出現(xiàn)）。

電離能是衡量氣態(tài)原子失去電子難易的物理量。

元素的電離能越小，表示氣態(tài)時越容易失去電子，即元素在氣態(tài)時的金屬性越強(qiáng)。3、電離能的意義

電

離

能

增

大

電He電

離

離

能

能

減

增

小

Cs

大

電

離

能

減

?。?）判斷元素金屬性的強(qiáng)弱

I1越小元素的金屬性越強(qiáng)，I1越大元素的金屬性越弱（2）確定元素原子核外電子排布（3）確定元素在化合物中的化合價Li:I1I2＜

I3＜＜Mg:I1＜I2I3＜

I4……＜＜Li原子核外3個電子排布在兩個能層（K、L層）上，且最外層只有一個電子Mg原子易失去兩個電子變成+2價陽離子4、電離能的應(yīng)用：1、判斷正誤(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強(qiáng)()(2)第三周期所含元素中鈉的第一電離能最小()(3)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大()(4)H的第一電離能大于C的第一電離能()(5)在所有元素中，氟的第一電離能最大()(6)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大()(7)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能()××××√√√2、某元素的全部電離能(電子伏特)如下：(1)由I1到I8電離能值是怎樣變化的？為什么?(2)I6到I7間，為什么有一個很大的差值?這能說明什么問題?(3)此元素原子的核外有____個電子。最外層電子排布式為

。核外電子排布圖為__________________，此元素的周期位置為第_____周期_____族。I1I2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.1

逐漸增大；從正電荷越多的陽離子上電離電子會越難！第6個電子與第7個電子在不同的能層82S22p4二ⅥA三、電負(fù)性2、電負(fù)性概念：表示不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。1、鍵合電子：元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。美國化學(xué)家鮑林于1932年首先提出了用電負(fù)性來衡量元素在化合物中吸引電子的能力。經(jīng)計(jì)算確定氟的電負(fù)性為4.0，鋰的為1.0，并以此為標(biāo)準(zhǔn)確定其它與元素的電負(fù)性。觀察這組電負(fù)性數(shù)據(jù)，找出其大致變化規(guī)律：“F老大，O老二”同周期元素，從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大；同主族元素，從上至下，元素的電負(fù)性逐漸減小。（1）元素電負(fù)性的變化規(guī)律：（一般規(guī)律）電負(fù)性是相對值，沒單位。同一周期，主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強(qiáng)。(稀有氣體元素除外)。同一主族，元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。電負(fù)性最大的是氟，最小的是銫“類金屬”元素的電負(fù)性在1.8左右（2）電負(fù)性的應(yīng)用：①判斷元素的金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱一般：非金屬＞1.8金屬＜1.8類金屬≈1.8電負(fù)性數(shù)值越大，元素的非金屬性越強(qiáng)，金屬性越弱；電負(fù)性數(shù)值越小，元素的非金屬性越弱，金屬性越強(qiáng)；②判斷化學(xué)鍵的類型一般：成鍵元素原子的電負(fù)性差＞1.7，離子鍵

成鍵元素原子的電負(fù)性差＜1.7，共價鍵例:Al：1.5，Cl：3.03.0-1.5=1.5

AlCl3為共價化合物Al：1.5，O：3.53.5-1.5=2.0

Al2O3為離子化合物③判斷共價鍵的極性強(qiáng)弱

若兩種不同元素的原子間形成共價鍵，必是極性鍵，

成鍵原子間的電負(fù)性之差越大，鍵的極性越強(qiáng)極性：H-F>H-Cl>H-Br>H-I

C-O>C-H;H-O>C-H④判斷化合物中元素化合價的正負(fù)（電負(fù)性大的顯負(fù)價，電負(fù)性小的顯正價）

如：SiC中C的電負(fù)性大，C顯負(fù)價；IBr中Br的電負(fù)性大，Br顯負(fù)價；S2Cl2中Cl的電負(fù)性大，Cl顯負(fù)價。電負(fù)性大的元素原子在化合物中吸引電子能力強(qiáng)顯負(fù)價，電負(fù)性小的元素原子在化合物中吸引電子能力弱顯正價。C>H>B探究：請利用圖1-23的數(shù)據(jù)制作第三周期元素、第IA和VIIA族元素的電負(fù)性變化圖，并找出其變化趨勢。找出上述相關(guān)元素的第一電離能的變化趨勢，與電負(fù)性的變化趨勢有什么不同？并分析原因。電負(fù)性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負(fù)性大的原子吸引電子的能力強(qiáng)，所以一般來說，電負(fù)性大的原子對應(yīng)元素的第一電離能也大。同周期主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，電負(fù)性逐漸增大，第一電離能總的變化趨勢是逐漸增大的，但有如I1(Be)＞I1(B)、I1(N)＞I1(O)這樣的“異?！爆F(xiàn)象，其中的原因分析如下：電負(fù)性是指不同元素的原子對鍵合電子的吸引能力，與原子結(jié)構(gòu)有關(guān)系。第一電離能是指氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。由此可知，第一電離能的大小與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系明顯。例如，基態(tài)N原子的價層電子排布的軌道表示式是這樣一個相對穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，能量較低?；鶓B(tài)O原子的價層電子排布的軌道表示式是這樣一個相對不穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，能量較高，所以I1(N)＞I1(O)。電負(fù)性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關(guān)系增大減小特別提醒

①稀有氣體電離能為同周期中最大。

②第一電離能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。③比較電負(fù)性大小時，不考慮稀有氣體元素。(1)在同周期中，稀有氣體元素的第一電離能最大(

)(2)同周期，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸增強(qiáng)，第一電離能也逐漸增大(

)(3)主族元素的電負(fù)性越大，元素原子的第一電離能一定越大(

)(4)同一周期(第一周期除外)元素中，第ⅦA族元素的原子半徑最大(

)(5)同主族(第ⅠA族除外)元素中，第二周期對應(yīng)元素的電負(fù)性最大，第一電離能最大(

)1、判斷正誤√×××√2、電負(fù)性（用x表示）也是元素的一種重要性質(zhì)，若x越大，其原子吸引電子的能力越強(qiáng)，在所形成的分子中成為帶負(fù)電荷的一方。下表是某些短周期元素的x值：N、Mg的x值范圍

___

＜x(N)＜

___

，___＜x(Mg)＜___。(2)推測x值與原子半徑的關(guān)系是

；根據(jù)短周期元素的x值變化特點(diǎn)，體現(xiàn)了元素性質(zhì)的______變化規(guī)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,其原子半徑越小(3)預(yù)測周期表中（放射性元素除外），x值最小的元素位于第___周期____族。(4)根據(jù)x值，可推測化學(xué)鍵的類型。BCl3

中的化學(xué)鍵屬于_______，Al2O3屬于_______化合物。(5)HCN的結(jié)構(gòu)