《2018-2019学年高中化学 专题2 原子结构与元素的性质 第二单元 第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化课件 苏教版选修3.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《2018-2019学年高中化学 专题2 原子结构与元素的性质 第二单元 第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化课件 苏教版选修3.ppt（53页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第2课时元素第一电离能和电负性 的周期性变化 专题2第二单元元素性质的递变规律1.能表述元素第一电离能、电负性的含义。2.熟知元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。3.能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。目标导航基础知识导学重点难点探究随堂达标检测栏目索引一、 元素第一电离能的周期性变化基础知识导学答案气态1.元素第一电离能的概念与意义(1)概念： 原子失去一个电子形成1价气态阳离子所需要的_叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号： 。(2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的 。第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数
2、值越大，原子越 失去一个电子。能量I1难易程度容易难最低答案2.元素第一电离能的变化规律(1)对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，_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 到 的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。(2)同主族元素，自上而下第一电离能逐渐 ，表明自上而下原子越来越 失去电子。(3)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值 。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。稀有气体小大减小容易较大相关视频答案议一议1.为什么钠易形成Na，而不易形成Na2，Mg易形成
3、Mg2，而不易形成Mg3？答答案案因为Na、Mg2都达到了稳定结构，其电子排布式都为1s22s22p6，再失电子需要吸收的能量突然增大。答案2.为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟Na、Mg、Al的化合价有什么联系？答答案案因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能量较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从Na、Mg、Al的电离能数值可知，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为1。而Mg的第三电离能、Al的第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为2
4、、3。答案3.为什么镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫的大？答答案案镁的电子排布式为1s22s22p63s2，铝的电子排布式为1s22s22p63s23p1，镁的3s轨道上的电子为全充满状态，属于相对稳定结构，难失电子，所以它的第一电离能比铝的大。磷的电子排布式为1s22s22p63s23p3，硫的电子排布式为1s22s22p63s23p4，磷的3p轨道上的电子为半充满，属于相对稳定结构，难失电子，所以它的第一电离能比硫的大。二、元素电负性的周期性变化答案1.电负性的意义电负性是用来 。元素的电负性越大，表明元素原子在化合物中 ；反之，电负性越小，相应原子在化合物中 。2.电负性的标准指
5、定氟元素的电负性为 ，Li的电负性为 ，并以此为标准确定其他元素的电负性。衡量元素在化合物中吸引电子的能力吸引电子的能力越大吸引电子的能力越小4.01.0答案3.元素电负性的周期性变化规律(1)同一周期从左到右，元素的电负性 。(2)同一主族，自上而下，元素的电负性 。因此电负性大的元素集中在 ，电负性小的元素集中在 。逐渐增大减小周期表的右上角周期表的左下角4.电负性的应用(1)元素的电负性可用于判断一种元素是金属还是非金属，以及其活泼性强弱。一般认为，电负性大于 的元素为非金属元素，电负性小于_的元素为金属元素。(2)利用电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负： 。 (3)利用电负性判断
6、化合物中化学键的类型：一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成 ；如果两个成键元素间的电负性的差值小于1.7，它们之间通常形成。答案1.81.8电负性大的元素呈现负价，电负性小的呈现正价离子键共价键答案议一议1.试比较下列两组元素的(1)第一电离能(2)电负性(3)金属性或非金属性。第一组：Na、Mg、Al；第二组：Si、P、S、Cl。答案答案第一组：(1)MgAlNa，(2)AlMgNa，(3)NaMgAl；第二组：(1)ClPSSi，(2)ClSPSi，(3)ClSPSi。2.元素周期表中“对角线规则” 内容是什么？答答案案在元素周期表中，处于左上至右下对角线上
7、的两种元素的电负性的数值近似相等，两者的化学性质比较相似。如铍和铝(电负性均为1.5)、锂和镁等。Be(OH)2和Al(OH)3均具有两性，LiOH和Mg(OH)2均难溶于水、受热易分解。返回答案一、电离能规律及其应用重点难点探究1.影响电离能的因素及变化规律电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因A、A族元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素
8、的I1逐渐减小。(2)核外电子层排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满的电子排布时，电离能较大。如A族元素、A族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为A族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满稳定状态，A族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。当相邻逐级电离能突然变大时，说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。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
9、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 即电离能在 In与In1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(或只有n价、0价)。某元素的逐级电离能，若I2I1，则该元素通常显1价；若I3I2，则该元素通常显2价；若I4I3，则该元素通常显3价。解析答案例1请回答下列问题：(1)依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照右图B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。解析答案(2)元素的第一电离能：Al_(填“”或“”)Si。解析解析同一周期元素自左向右第一电离能有增大趋势，第一电离能AlS
10、i。OS。NOSA族元素和A族元素的第一电离能只比同周期相邻元素的第一电离能大。变式训练1分析下列图表，回答问题。(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下： 解析答案电离能I1I2I3I4In/kJmol15781 8172 74511 578则该元素是_(填写元素符号)。解析解析因为I4I3，所以该元素原子最外层有3个电子，为铝元素。Al解析答案(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第_族。解解析析元素M的各级电离能逐级增大，I1和I2差别较小，但I3I2I1，I3突跃式变大，即失去2个电子后，再失去电子变为3价阳离子却非常困难，说明元素M
11、失去2个电子后达到稳定结构。A根据元素逐级电离能判断元素化合价的方法：若I(n1)In，则该元素的常见化合价为n价。二、电负性规律及其应用1.元素电负性的周期性变化随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性的变化。同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。2.元素电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小，元素的金属性越强； 非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。(
12、2)判断元素的化合价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)判断化学键的类型一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。(4)解释元素“对角线”规则在元素周期表中，某些主族元素与其右方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性
13、接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O、Li3N和MgO、Mg3N2；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。例2下表是某些短周期元素的电负性(X)值：解析答案元素符号LiBeBCOFX值1.01.52.02.53.54.0元素符号NaAlSiPSClX值0.91.51.82.12.53.0(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是_。解解析析由表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强(2)通
14、过 分 析 X值 变 化 规 律 ， 确 定 N、 Mg最 接 近 的 X值 范 围 ：_X(Mg)_，_X(N)1.7时，它们之间通常形成离子键；X1.7时，通常形成共价键。结合以上问题分析AlBr3中的化学键类型是_。解解析析Cl与Al的X为3.01.51.51.7，Br的X值小于Cl的X值，故AlBr3中成键的两原子相应元素的XCSi。OCSi(3)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_。解析答案解解析析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CHSi。CHSi(4)基态锗(Ge)原子的电子排布式是_
15、，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解析答案解析答案(5)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_。解解析析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BrY，下列说法错误的是()A.第一电离能Y可能小于XB.气态氢化物的稳定性：HmY大于HnXC.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性D.X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价解析答案123455.回答下
16、列问题：(1)碳原子的核外电子排布式为_。与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是_。解析答案解解析析O原子和N原子的外围电子排布分别为2s22p4、2s22p3，N原子的2p轨道半充满，结构比较稳定，所以第一电离能大。 1s22s22p2N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定12345(2)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：_。解析答案电离能/kJmol1I1I2I3I4A9321 82115 39021 771B7381 4517 73310 540解解析析由A、B元素的各级电离能可看出，A、B两元素容易失去两个电子形成2价金属阳离子，
17、故A、B元素属于A族的元素，由同主族元素电离能变化规律可知，B元素为镁元素，其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。1s22s22p63s212345(3)右表是第3周期部分元素的电离能单位：eV(电子伏特)数据。解析答案元素I1/eVI2/eVI3/eV甲5.747.471.8乙7.715.180.3丙13.023.940.0丁15.727.640.7下列说法正确的是_(填字母)。A.甲的金属性比乙强B.乙的化合价为1价C.丙不可能为非金属元素D.丁一定为金属元素解解析析甲的I2I1，所以甲最外层有1个电子，乙的I3I2，所以乙最外层有2个电子，故甲为Na元素，乙为Mg元素，第3周期共
18、有3种金属元素Na、Mg、Al，丙与丁的各级电离能都较高，故丙、丁不易失电子，应为非金属元素。 A12345(4)Mn、Fe均为第4周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据列于下表：解析答案元素MnFe电离能/kJmol1I1717759I21 5091 561I33 2482 957锰元素位于第4周期第B族。请写出基态Mn2的外围电子排布式_，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2再失去1个电子比气态Fe2再失去1个电子难，对此你的解释是_。12345(5)卤族元素F、Cl、Br、I的电负性由小到大的顺序是_。解析答案解析解析同主族元素从上到下电负性减小。IBrClF返回12345(6)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_价。解析答案解解析析B的原子序数是5，所以基态B原子的电子排布式为1s22s2sp1；B和N都属于第2周期，同周期自左向右电负性逐渐增大，所以B和N相比，电负性较大的是N，B最外层有3个电子，所以化合价是3价。1s22s22p1N3
