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(共40张PPT)
第2课时　元素第一电离能和电负性
的周期性变化
专题2
2026
内容索引
01
02
03
自主预习 新知导学
合作探究 释疑解惑
课堂小结
课标定位、素养阐释
1.能说出元素电离能、电负性的含义,能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律,能从电子排布的角度对这一规律进行解释,形成“结构决定性质”的观念。能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。
2.利用计算机作图,描述原子序数与原子半径、第一电离能、电负性等数据的关系,认识原子结构与元素性质变化的关系。
自主预习 新知导学
一、元素第一电离能的周期性变化
1.第一电离能。
(1)含义:某元素的 气态原子 失去一个电子形成+1价 气态阳离子 所需要的最低能量,叫做该元素的第一电离能,用符号I1表示,单位为kJ· mol-1。
(2)意义:第一电离能数值越小,原子越 容易 失去一个电子;第一电离能数值越大,原子越难失去一个电子。
(3)变化规律:
同周期元素,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现 增大 的趋势,碱金属的第一电离能 最小 ,稀有气体的第一电离能 最大 。
同主族元素,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐 减小 。
(4)与原子的核外电子排布的关系:通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量 较低 ,该元素具有 较大 的第一电离能。
2.第二电离能和第三电离能。
(1)第二电离能:
+1价 气态离子失去1个电子,形成 +2价 气态离子所需要的最低能量,用I2表示。
(2)第三电离能:
+2价 气态离子再失去1个电子,形成 +3价 气态离子所需的最低能量,用I3表示。
(3)同一元素的逐级电离能I1、I2、I3……In依次 增大 。
【自主思考1】 在第3周期中,第一电离能最小的元素是什么 第一电离能最大的元素是什么
提示：一般来说,同周期从左到右,元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(第ⅡA族、第ⅤA族元素反常),同周期中碱金属和氢元素的第一电离能最小,稀有气体元素的第一电离能最大,故第3周期中第一电离能最小的元素为Na,第一电离能最大的元素为Ar。
二、元素电负性的周期性变化
1.电负性的意义。
电负性是用来 衡量元素在化合物中吸引电子的能力 。
2.电负性的标准。
指定氟元素的电负性为 4.0 ,并以此为标准确定其他元素的电负性。
3.电负性的应用。
(1)元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为,电负性大于1.8的元素为 非金属元素 ,电负性小于1.8的元素是 金属元素 。
(2)电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。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)利用电负性判断化合物中化学键的类型。
一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成 离子键 ;如果两种成键元素的电负性的差值小于1.7,它们之间通常形成 共价键 。
4.元素电负性的周期性变化规律。
(1)同一周期,主族元素的电负性从左到右依次 增大 ,表明其吸引电子的能力逐渐 增强 ,金属性逐渐 减弱 ,非金属性逐渐 增强 。
(2)同一主族,元素的电负性从上到下呈现 减小 的趋势,表明其吸引电子的能力逐渐 减弱 ,金属性逐渐 增强 ,非金属性逐渐 减弱 。
【自主思考2】 元素周期表中(放射性元素除外),电负性相差最大的两种元素是什么
提示：电负性的递变规律:一般来说,同周期从左到右元素的电负性逐渐增大,同主族从上到下元素的电负性呈现减小的趋势,故周期表中电负性最大的元素是F,电负性最小的元素是Cs,F与Cs的电负性相差最大。
三、元素周期律的意义
1.对人们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义。在 ⅠA 族可找到制造光电材料的元素,在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的 半导体 材料的元素。
2.为人们寻找新材料提供科学途径。
【效果自测】
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)电负性可以用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。(　　)
(2)同一周期主族元素,从左到右,元素的电负性增大;同一主族,从上到下,元素的电负性呈现减小的趋势。(　　)
(3)同一周期的主族元素,碱金属元素的第一电离能最小,电负性最小;ⅦA族元素的第一电离能最大,电负性最大。(　　)
(4)两种元素电负性差值越大,越容易形成共价化合物。(　　)
√
√
√
×
2.下列选项中,第二电离能最大的元素所具有的电子层结构为(　　)。
A.1s2 B.1s22s1 C.1s22s2 D.1s22s22p1
3.(1)Ni是元素周期表中第28号元素,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　　　。
(2)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　　　　。
答案：(1)C(碳)　(2)1s22s22p1　N　+3价
解析：(1)Ni有2个未成对电子,第2周期所含元素的基态原子中有2个未成对电子的原子为碳原子和氧原子,电负性较小的元素为C(碳)。
(2)B的原子序数为5,其基态原子的电子排布式为1s22s22p1;B和N都属于第2周期元素,同一周期,主族元素的电负性从左到右逐渐增大,故电负性较大的是N;B属于ⅢA族元素,BN中B化合价为+3价。
B
合作探究 释疑解惑
探究任务1
电离能的变化规律及应用
【问题引领】
1.1~36号元素第一电离能(I1)的变化如图所示。据图可知,ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高,试解释原因。
提示：同周期中,ⅡA族元素原子的外围电子排布为ns2,ⅤA族元素原子的外围电子排布为ns2np3,前者ns轨道为全充满状态,而后者np轨道为半充满状态,比较稳定,失去一个电子需要的能量大,所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
2.为什么同一元素的电离能逐级增大
提示：同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1I2、I4>I3……In+1>In。
3.为什么Na、Mg、Al的化合价分别为+1价、+2价、+3价
提示：Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。
【归纳提升】
1.认识电离能。
(1)由电离能的递变规律可知:同周期主族元素从左到右,元素的第一电离能呈增大趋势,但ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al、Ga的第一电离能要大;ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2,np为全空较稳定状态,而ⅤA族元素的最外层电子排布为np3,为半充满状态,比ⅥA族的np4状态稳定。
(2)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致。
金属活动性顺序表示自左向右,在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力,它是金属原子在气态时活动性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同,所以两者不可能完全一致。
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:如果 ,即电离能在In与In+1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。某元素的逐级电离能,若I2 I1,则该元素通常显+1价;若I3 I2,则该元素通常显+2价;若I4 I3,则该元素通常显+3价。
【典型例题】
【例题1】 不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量即第一电离能(设其为I1),如图所示。

试根据元素在元素周期表中的位置,分析图中曲线的变化特点,并回答下列问题。
(1)同主族元素的I1变化的特点是 　。
(2)同周期内,随原子序数的增大,I1呈增大的趋势。但个别元素的I1出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是　　　　(填字母)。
A.I1(砷)>I1(硒) B.I1(砷)C.I1(溴)>I1(硒) D.I1(溴)(3)试估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需能量I1的取值范围:
　　　　答案：(1)随着元素原子序数的增大,I1逐渐变小
(2)AC
(3)419 kJ· mol-1　738 kJ· mol-1
解析：(1)从H、Li、Na、K等的第一电离能可以看出,同主族元素随着元素原子序数的增大,I1逐渐变小。
(2)从第2、3周期元素第一电离能变化规律可以看出,同周期元素从左到右第一电离能总体呈逐渐增大趋势,但ⅡA族和ⅤA族元素比同周期相邻元素的I1都高。由此可以测:I1(砷)>I1(硒),I1(溴)>I1(硒)。
(3)根据同主族、同周期元素第一电离能变化规律可以推测:
I1(K)【变式训练1】 已知X、Y是主族元素,表中数据I1~I4为逐级电离能(单位为kJ·mol-1)。下列说法错误的是(　　)。
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
A.元素Y是ⅢA族元素
B.X单质还原性比Y的强
C.元素X的常见化合价是+1价
D.若元素Y处于第3周期,其单质可与冷水剧烈反应
答案：D
解析：X的第二电离能与第一电离能相差较大,则说明X原子核外最外层有1个电子,则X属于ⅠA族元素;Y的第三电离能和第四电离能相差较大,说明Y原子核外最外层有3个电子,则Y是ⅢA族元素。元素Y是ⅢA族元素,A项正确;X第一电离能较小,失电子能力更强,即X单质的还原性强于Y的,B项正确;X为ⅠA族元素,则其常见化合价为+1价,C项正确;如果Y是第3周期元素,最外层有3个电子,则Y为Al,单质Al与冷水不反应,D项错误。
【问题引领】
探究任务2
电负性的变化规律及应用
电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力,可以用下图形象表述。

1.查阅教材中H、O、Cl的电负性数据,分析HClO中各元素的价态。
提示：H、O、Cl的电负性分别为2.1、3.5、3.0,根据HClO的结构式H—O—Cl,可知O对键合电子的吸引力最强,键合电子偏向氧元素,O为-2价,H为+1价、Cl为+1价。
2.根据电负性的变化规律分析,元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素 电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)
提示：电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
3.电负性越大的元素,非金属性越强吗 第一电离能越大吗
提示：元素的电负性越大,非金属性越强,但第一电离能不一定越大,例如电负性NO。
【归纳提升】
1.电负性的变化规律。
(1)同一周期,主族元素的电负性从左到右依次增大。
(2)同一主族,自上而下,元素的电负性呈现减小的趋势。
(3)电负性最大的元素在元素周期表的右上角(F),电负性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性,一般不考查)。
2.电负性的应用。
(1)判断元素类型。
判断一种元素是金属元素还是非金属元素以及元素的活动性。

(2)衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。
①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。
②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)判断化学键类型。

如H的电负性为2.1,Cl的电负性为3.0,Cl的电负性与H的电负性之差为3.0-2.1=0.9<1.7,故H与Cl形成的化学键为共价键;Al的电负性为1.5,Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0-1.5=1.5<1.7,因此Al与Cl形成的化学键为共价键。
(4)解释元素“对角线”规则。

Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性均为1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。Li与Mg、B与Si的电负性接近,Be与Al的电负性相同,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似,如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;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。
【典型例题】
【例题2】 已知元素的电负性和元素的化合价一样,也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性:
已知:一般认为两成键元素间电负性差值大于1.7时,形成离子键,两成键元素间电负性差值小于1.7时,形成共价键。
(1)根据表中给出的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是　　　　　　　　　　　　　　。
(2)判断下列物质中的化学键是离子键还是共价键
Mg3N2:　　　　　　　　,BeCl2:　　　　　　　　,
AlCl3:　　　　　　　　 ,SiC:　　　　　 　　　。
答案：(1)随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化
(2)离子键　共价键　共价键　共价键
解析：由表中数据可知,元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值:Mg3N2中两成键元素间的电负性差值为1.8,大于1.7,形成离子键;BeCl2、AlCl3、SiC中两成键元素间的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7,均小于1.7,形成共价键。
【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)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　　　　　　　　　　。
(2)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　　　　　　　　　　。
(3)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
(4)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　　　　　　　　　　　。
答案：(1)O>C>Si
(2)C>H>Si
(3)1s22s22p63s23p63d104s24p2　GeCl4　C
(4)共价　Br　BrCl+H2O═HCl+HBrO
解析：(1)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的顺序为O>C>Si。
(2)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C>H>Si。
(3)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,氯化物的分子式为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项错误。硫的电负性大于硅的电负性,硅的电负性大于锗的电负性,所以锗的电负性小于硫的电负性,故B项错误。锗单质是一种半导体材料,故C项正确。锗的电负性小于碳的电负性,锗的第一电离能也小于碳的第一电离能,故D项错误。
(4)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Br课堂小结

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