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第二節 元素性質的遞變規律
課時2 元素第一電離能和
電負性的周期性變化
第二章 原子結構與元素性質
授課人：
學習目標
1．從微觀角度認識核外電子排布的周期性變化是元素的原子半徑、第一電離能周期性變化的根本原因，建立“位—構—性”的本質關聯。2．建立比較元素原子半徑大小及第一電離能大小的認知模型，能夠利用認知模型比較原子半徑及第一電離能的大小，培養證據推理與模型認知核心素養。
金屬性
原子失電子的能力
定性
電離能
定量
一、元素第一電離能的周期性變化
一、元素第一電離能的周期性變化
1、第一電離能
某元素的氣態原子失去一個電子形成+1價氣態陽離子所需要的最低能量
符號：I1
保證“能量最低”
單位：kj/mol
M(g)-e- → M+(g)
一、元素第一電離能的周期性變化
第一電離能可以衡量元素的氣態原子失去一個電子的難易程度。
1、第一電離能
第一電離能數值越大，原子越難失去一個電子
第一電離能數值越小，原子越易失去一個電子
一、元素第一電離能的周期性變化
原子序數
第一電離能（kJ·mol-1）
思考：隨原子序數遞增，同周期或者同族元素的第一電離能有什么規律？
一、元素第一電離能的周期性變化
原子序數
第一電離能（kJ·mol-1）
原因：一般來說，同主族元素的原子最外層電子數相同，隨著核電荷數的增大，電子層數逐漸增多，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。
規律1：同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。
一、元素第一電離能的周期性變化
原子序數
第一電離能（kJ·mol-1）
原因：同一周期的主族元素具有相同的電子層數，隨著核電荷數的遞增，最外層電子數增加，原子半徑逐漸減小，失電子能力逐漸減弱，第一電離能呈現增大的趨勢。
規律2：同周期中從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢。
一、元素第一電離能的周期性變化
原子序數
第一電離能（kJ·mol-1）
規律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。
一、元素第一電離能的周期性變化
原子序數
第一電離能（kJ·mol-1）
思考：鎂的第一電離能比鋁大，磷的第一電離能比硫大，為什么？
一、元素第一電離能的周期性變化
3s23p1
3s23p4
3s23p3
3s2
寫出鎂、鋁、磷、硫的外圍電子排布式
s軌道處于全充滿狀態
p軌道處于半充滿狀態
第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關。
一、元素第一電離能的周期性變化
通常情況下，當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7)和全滿(p6、d10、f14)結構時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。
第三周期元素第一電離能的大小關系為：I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
規律4：第一電離能：第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素，
第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素
第ⅡA族元素的s軌道全滿，最外層p軌道全空
第ⅤA族元素的最外層p軌道半滿
一、元素第一電離能的周期性變化
M+(g)-e-→M2+(g)
第一電離能 I1
+1價氣態離子失去1個電子，形成+2價氣態離子所需要的最低能量
單位：kj/mol
M(g)-e- → M+(g)
第二電離能 I2
M2+(g)-e-→M3+(g)
第三電離能 I3
+2價氣態離子失去1個電子，形成+3價氣態離子所需要的最低能量
……
……
2、逐級電離能
一、元素第一電離能的周期性變化
變化規律：
①同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1< I2< I3<…
②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生了變化
鈉、鎂元素的第一、二、三電離能
一、元素第一電離能的周期性變化
3、電離能的應用
01
確定元素原子的核外電子排布
如：Li的逐級電離能I1 I2Li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。
一、元素第一電離能的周期性變化
3、電離能的應用
02
判斷主族元素的最高正化合價或最外層電子數
如果電離能在In與In+1之間發生突變，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)。
如K：I1 I2＜I3，表明：
K原子易失去一個電子形成＋1價陽離子。
一、元素第一電離能的周期性變化
3、電離能的應用
03
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。
典例解析
例1 (1)Mg元素的第一電離能比Al元素的第一電離能____，第2周期元素中，元素的第一電離能比鈹大的元素有___種。
大
5
(2)根據下表所列元素的各級電離能I/(kJ·mol－1)的數據，下列判斷中錯誤的是____(填字母)。
A．元素X的常見化合價為＋1
B．元素Y可能為ⅢA族元素
C．元素X與氯形成化合物時，化學式可能是XCl
D．元素Y在化學性質上與錫相似
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1800 2700 11600
D
二、元素電負性的周期性變化
非金屬性
原子得電子的能力
定性
電負性
定量
二、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。
H
F
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
鍵合電子
大小的標準：以氟的電負性為4.0作為相對標準
電負性是相對值，沒單位。
二、元素電負性的周期性變化
主族元素的電負性
思考：隨原子序數遞增，元素的電負性同周期或者同族有什么規律？
規律1：
同一周期，主族元素的電負性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強。(稀有氣體元素除外)
二、元素電負性的周期性變化
主族元素的電負性
規律2：同一主族，元素的電負性從上到下呈現減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。
電負性最大的是氟，最小的是銫。
二、元素電負性的周期性變化
2、電負性的應用
01
判斷元素的金屬性與非金屬性的強弱
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
金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。
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。
類金屬(如鍺、銻等)既表現出金屬性又表現出非金屬性。
二、元素電負性的周期性變化
2、電負性的應用
02
判斷化學鍵的類型
電負性的差值較大 離子鍵
Na
.
.
.
.
.
.
Cl
.
+
.
.
.
.
.
Cl
.
.
Na+
-
電負性差 2.1
電負性 0.9
3.0
電負性的差值較小 共價鍵
H
.
.
.
.
.
.
O
+
.
.
.
.
.
O
.
H
電負性差 0.4
電負性 2.1
2.5
+
H
H
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)
電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
二、元素電負性的周期性變化
2、電負性的應用
03
判斷共價化合物中元素的化合價的正負
H
C
H
H
H
CH4
-4
+1
顯負價
顯正價
H
Si
H
H
H
SiH4
+4
-1
顯正價
顯負價
①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。
②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。
二、元素電負性的周期性變化
3、對角線規則
“對角線”規則又稱斜線關系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性質與它左上方或右下方的另一元素的性質相類似。
在第2、3周期中，具有典型“對角線”規則的元素有三對：鋰與鎂，鈹與鋁，硼與硅。
有人從元素的電負性值相近解釋“對角線”規則：
鋰1.0、鎂1.2；鈹1.5、鋁1.5；硼2.0、硅1.8。
二、元素電負性的周期性變化
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。
“對角線”規則的表現，舉例如下：
二、元素電負性的周期性變化
鈹和鋁的相似性：
① 單質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。
二、元素電負性的周期性變化
硼和硅的相似性：
① 硼和硅的密度分別為2.35 g·cm-3 和2.336 g·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。
例2 下列關于電負性的敘述中，不正確的是(　　)
A．電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引能力的大小
B．電負性是以氟4.0作為標準的相對值
C．主族元素的電負性越大，元素的金屬性越強
D．元素的電負性越大，元素的非金屬性越強
C
典例解析
三、元素推斷與元素周期律的綜合應用
一、元素周期表中的隱含規律
1．原子序數差規律
(1)同周期第ⅡA族與第ⅢA 族元素的原子序數之差有以下三種情況：
第2、3周期(短周期)相差1；
第4、5周期相差11；
第6、7周期相差25。
三、元素推斷與元素周期律的綜合應用
(2)同主族相鄰元素的原子序數：
第 ⅠA、ⅡA族，下一周期元素的原子序數＝上一周期元素的原子序數＋上一周期元素的數目；第ⅢA～ⅦA族，下一周期元素的原子序數＝上一周期元素的原子序數＋下一周期元素的數目。
1．原子序數差規律
如Na與K的原子序數相差8(第3周期含有8種元素)，Cl與Br的原子序數相差18(第4周期含有18 種元素)。
前差上、后差下
三、元素推斷與元素周期律的綜合應用
2．同周期、同主族元素的原子結構與性質遞變規律
同周期主族元素(從左→右) 同主族元素(從上→下)
最外層電子數 從1遞增到7(第一周期除外) 相同
金屬性 逐漸減弱 逐漸增強
非金屬性 逐漸增強 逐漸減弱
主要化合價 最高化合價由＋1→＋7(O和F特殊)，主族非金屬元素最低化合價的絕對值＝8－族序數 最高化合價＝主族的族序數(O和F特殊)，非金屬元素的最低化合價相同
三、元素推斷與元素周期律的綜合應用
同周期主族元素(從左→右) 同主族元素(從上→下)
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大
簡單氣態氫化 物的穩定性 逐漸增強 逐漸減弱
最高價氧化物對應水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強 堿性逐漸增強，酸性逐漸減弱
第一電離能 總體呈增大趨勢 逐漸減小
電負性 逐漸增大 逐漸減小
三、元素推斷與元素周期律的綜合應用
3. 奇偶規律
元素周期表中，原子序數是奇數的主族元素，位于奇數族，主要化合價是奇數；
原子序數是偶數的主族元素，位于偶數族，主要化合價是偶數。
奇序奇族奇價，偶序偶族偶價
三、元素推斷與元素周期律的綜合應用
二、元素“位—構—性”之間的關系
三、元素推斷與元素周期律的綜合應用
在具體解題過程中，需從以下三個方面入手：
1．結構與位置互推
2．性質與位置互推
3．結構和性質互推
課堂小結
元素第一電離能的周期性變化
元素推斷與元素周期律的綜合應用
不良反應
第一電離能
逐級電離能
電離能的應用
元素周期表中的隱含規律
元素“位—構—性”之間的關系
元素電負性的周期性變化
電負性
電負性的應用
對角線法則
隨堂練習
1．下列四種元素的基態原子的電子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5，則下列有關比較正確的是(　　)
A．第一電離能：④＞③＞②＞①
B．原子半徑：④＞③＞②＞①
C．電負性：④＞②＞①＞③
D．最高正化合價：④＞③＝②＞①
A
2．已知X、Y元素同周期，且電負性：X＞Y，下列說法錯誤的是(　　)
A．X與Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價
B．第一電離能Y可能小于X
C．最高價含氧酸的酸性：X＜Y
D．氣態氫化物的穩定性：HmY＜HnX
C
隨堂練習
謝謝觀看
THANKS

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