課時2元素第一電離能與電負性的周期性變化課件高二化學選擇性必修2

元素第一電離能與電負性的周期性變化1.解釋主族元素第一電離能、電負性變化的一般規(guī)律2.能利用電負性判斷周期表中元素性質(zhì)遞變規(guī)律3.能利用電負性推斷化學鍵的類型元素第一電離能的周期性變化1.電離能氣態(tài)基態(tài)原子或氣態(tài)基態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量。符號:I單位:kJ·mol-12.意義可利用電離能數(shù)值判斷金屬元素的原子在氣態(tài)時失去電子的難易程度。電離能數(shù)值越大,該氣態(tài)原子越難失去電子。電離能數(shù)值越小,該氣態(tài)原子越容易失去電子。元素第一電離能的周期性變化隨原子序數(shù)遞增，同周期或者同族元素的第一電離能有什么規(guī)律？元素第一電離能的周期性變化原因：一般來說，同主族元素的原子最外層電子數(shù)相同，隨著核電荷數(shù)的增大，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，第一電離能逐漸減小。規(guī)律1：同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。元素第一電離能的周期性變化原因：同一周期的主族元素具有相同的電子層數(shù)，隨著核電荷數(shù)的遞增，最外層電子數(shù)增加，原子半徑逐漸減小，失電子能力逐漸減弱，第一電離能呈現(xiàn)增大的趨勢。規(guī)律2：同周期中從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢。元素第一電離能的周期性變化規(guī)律3：同一周期中堿金屬的第一電離能最小，

稀有氣體的第一電離能最大。元素第一電離能的周期性變化交流與討論請書寫出Mg與Al的外圍電子排布式，試比較其第一電離能大小請書寫出P與S的外圍電子排布式，試比較其第一電離能大小試總結(jié)出元素第一電離能變化的一般規(guī)律Mg：[Ne]3s2Al：[Ne]3s23p1Mg在2s能級上有兩個電子，為全充滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，故第一電離能大于Al。P

：[Ne]3s23p3S：[Ne]3s23p4P在3p能級上有三個電子，為半充滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，故第一電離能大于S。規(guī)律4：具有全充滿、半充滿及全空的電子構(gòu)型的原子穩(wěn)定性較高，其第一電離能數(shù)值較大。元素第一電離能的周期性變化規(guī)律1：同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。規(guī)律2：同周期中從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢。規(guī)律3：同一周期中堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。規(guī)律4：具有全充滿、半充滿及全空的電子構(gòu)型的原子穩(wěn)定性較高，其第一電離能數(shù)值較大。第三周期元素第一電離能的大小關(guān)系為：Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl＜Ar第二周期元素第一電離能的大小關(guān)系為：Li＜B＜Be＜C＜O＜N＜F＜Ne元素第一電離能的周期性變化M(g)==M+(g)+e-

I1(第一電離能)M+(g)==M2+(g)+e-

I2(第二電離能)M2+(g)==M3+(g)+e-

I3(第三電離能)3.元素的逐級電離能電離能I1I3I2鈹原子同一原子:I1<I2<I3……當相鄰逐級電離能突然變大時，說明失去的電子所在電子層發(fā)生了變化元素第一電離能的周期性變化請試著解釋：為什么鈉元素的原子容易形成Na+，而不易形成Na2+，鎂元素的原子易形成Mg2+，而不易形成Mg3+？這些數(shù)據(jù)與Na、Mg、Al的化合價有什么關(guān)系元素第一電離能的周期性變化4.電離能的應用確定元素原子的核外電子排布Li的逐級電離能I1?I2<I3,表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層(K、L能層)上，且最外層上只有一個電子。判斷主族元素的最高正化合價或最外層電子數(shù)如果電離能在In與In+1之間發(fā)生突變，則元素的原子易形成+n價離子而不易形成+(n+1)價離。如果是主族元素，則其最外層有n個電子，最高正化合價為+n(O、F除外)。判斷元素的金屬性、非金屬性強弱I1越大，元素的非金屬性越強(稀有氣體元素除外);I1越小，元素的金屬性越強。為什么鈉與氯元素以離子鍵結(jié)合形成離子化合物，氫元素與氯元素以共價鍵結(jié)合形成共價化合物？成鍵原子吸引電子能力的差異，決定了形成化學鍵的類型。為什么氟無正價？美國化學家鮑林于1932年首先提出了用電負性來衡量元素在化合物中吸引電子的能力。他指定氟的電負性為4.0，并以此為標準來確定其他元素的電負性。元素電負性的周期性變化1.電負性衡量元素在化合物中吸引電子的能力。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。隨原子序數(shù)遞增，元素的電負性同周期或者同族有什么規(guī)律？元素電負性的周期性變化同一周期，主族元素的電負性從左到右依次增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強，非金屬性逐漸增強。同一主族，元素的電負性從上到下呈現(xiàn)減小的趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱，金屬性逐漸增強。元素電負性的周期性變化2.電負性的應用①判斷元素的金屬性與非金屬性的強弱電負性越大,元素的非金屬性越強,電負性越小,元素的非金屬性越弱。電負性＞1.8非金屬元素電負性＜1.8金屬元素電負性≈1.8類金屬元素元素電負性的周期性變化2.電負性的應用②判斷共價化合物中元素的化合價的正負在化合物中，電負性大的顯負價，電負性小的顯正價。HCHHHCH4-4+1顯負價顯正價HSiHHHSiH4+4-1顯正價顯負價請指出下列化合物中化合價為正值的元素CH4NaHNF3NH3SO2H2SIClHBr元素電負性的周期性變化2.電負性的應用判斷化學鍵的類型電負性的差值較大

離子鍵Na......Cl.+.....Cl..Na+-電負性0.93.0電負性的差值較小

共價鍵H......O+.....O.H電負性2.12.5+HH電負性相差很大離子鍵(相差>1.7)電負性相差不大共價鍵(相差<1.7)但也有特例（如HF）但也有特例（如NaH）(1)電負性1.8不能作為劃分金屬和非金屬的絕對標準,部分金屬元素的電負性大于1.8。(2)元素的電負性的值是相對量,沒有單位。(3)不是所有電負性差值大于1.7的元素間都能形成離子鍵,電負性差值小于1.7的元素間都能形成共價鍵。如Na、H、F的電負性分別是0.9、2.1、4.0,Na與H的電負性差值為1.2,NaH中存在離子鍵,H與F的電負性差值為1.9,HF中存在共價鍵。電負性應用的局限性元素電負性的周期性變化3.對角線規(guī)則“對角線”規(guī)則又稱斜線關(guān)系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性質(zhì)與它左上方或右下方的另一元素的性質(zhì)相類似。有人從元素的電負性值相近解釋“對角線”規(guī)則：鋰1.0、鎂1.2；鈹1.5、鋁1.5；硼2.0、硅1.8。鋰和鎂的相似性：①在氧氣中燃燒生成氧化物，而其他堿金屬則生成過氧化物、超氧化物；②能直接與氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他堿金屬不與氮直接反應；③氟化物、碳酸鹽、磷酸鹽都難溶于水，而其他堿金屬的相應鹽易溶于水等。鈹和鋁的相似性：①單質(zhì)在冷的濃硝酸中鈍化；②氧化物、氫氧化物都有兩性；③氯化物都是共價化合物，易汽化，能升華，能溶于有機溶劑等。硼和硅的相似性：①硼和硅的密度分別為2.35g·cm-3

和2.336g·cm-3，兩者相近；②硼和硅的氫化物在常溫下都是氣體，都能直接被水氧化；③最高價氧化物的水化物都是酸等。電負性金屬性應用金屬性/非金屬性元素類型第一電離能、電負性呈現(xiàn)周期性的遞變非金屬性化學鍵類型化合價第一電離能應用確定元素原子的核外電子排布判斷主族元素的最高正化合價或最外層電子數(shù)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱1.下列各元素,最易形成離子化合物的是()①第3周期第一電離能最小的元素②外圍電子構(gòu)型為2s22p6的原子③2p軌道為半滿的元素④電負性最大的元素A.①② B.③④ C.②③ D.①④D2.下列說法不正確的是(

)A.第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小,而第ⅦA族元素的電負性從上到下逐漸增大B.電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度C.元素的電負性越大,表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強D.NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點A3.下列四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下：①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5，則下列有關(guān)比較正確的是(

)A．