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1、,专题二 原子结构与元素性质,第一电离能的周期性变化,第二单元 元素性质的递变规律,第二课时,元素第一电离能,原子失去一个电子形成+1价 阳离子所需 能量。符号 单位：_,气态,气态,最低,I1,KJmol-1,一、概念,概念应用,1、已知 M(g) - e- M +(g)时所需最低能量为738 KJ， 则M元素的 I1 = .,738 KJmol-1,2、已知Na元素的I1=496 KJmol-1,则Na (g) -e- Na +(g) 时所需最低能量为 .,496 KJ,元素的I1与原子失电子能力的关系？,I1越小，越易失电子，金属性越强 I1越大，越难失电子，金属性越弱,问题探究一,交流
2、与讨论,同周期从左到右,I1逐渐_ 同主族从上到下I1逐渐_,增大,减小,元素的I1有什么变化规律呢？,同周期元素，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。,电 离 能 增 大 电 He 离 能 减 小 Cs,在周期表中的变化规律：,放射性元素除外,1将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列： K Na Li B C Be N He Ne Ar Na Al S P,课堂练习,LiNa K,NCBeB,HeNeAr,PSAlNa,2、判断下列元素间的第一电离能的大小： Na K N P F Ne Cl S Mg Al O N,课堂练习,为什么？,解析：铝的外围电子排布：3s23p1，镁
3、： 3s2，Mg的3p轨道为全空，根据洪特规则特例，原子的能量较低，所以镁的第一电离能比铝大。同理，磷的3p轨道半充满，原子的能量较低，所以磷的I1比硫大。,观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能变化趋势， 发现Mg的I1比Al大，P的I1比S的大，这是为什么？,阅读P22第二段,问题探究二,电离能： MgAl NO PS 第A元素 A的元素；第A元素 A元素,A是全充满 A是半充满,根据第一电离能定义，你能说出什么是第二电离能、第三电离能吗？讨论后回答。,从+1价气态 离子中再失去一个电子，形成+2价气态 离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2 表示 同一种元素的逐级电离能大小关系：
4、I1I2I3I4I5,观察分析下表电离能数据回答： 为什么钠易失去一个电子，镁易失去两个电子,Na：I1I2，因此镁易形成+2价镁离子。,问题探究三,课堂练习,1.下列说法正确的是（ ） A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大. D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.,A,反常现象,最大的是稀有气体的元素：He,从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）,KNaMg,课堂练习,2在下面的电子结构中,第一电离能最小的 原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np4 C ns2np5 D ns2np6,B,专题二
5、原子结构与元素性质,元素电负性（X）的周期性变化,第二单元 元素性质的递变规律,第二课时,钠原子与氯原子结合生成的是 化合物。 氢原子与氯原子结合生成的是 化合物。,离子,共价,非金属元素之间形成共价键； 活泼金属元素与非金属元素形成离子键。,你知道吗？,AlCl3是离子化合物还是共价化合物？如何证明？,实验证明其熔融态不能导电， 说明AlCl3是共价化合物。,为什么？,科学探究,成键原子间形成离子键还是形成共价键，主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。,三、元素的电负性（X）的周期性变化 P23,鲍林(L.Pauling)首先提出了元素的电负性的概念，并指出：电负性就是表示某元素原子在化合物
6、分子中吸引电子能力大小的相对数值。根据热化学数据建立了元素的定量标度，指定氟的电负性为4.0，然后求出其它元素的电负性。,2.0,2.2,观察教材第23图2-14元素的电负性回答下列问题： 1、同一周期中，元素的电负性如何变化？ 2、同一主族中，元素的电负性如何变化？ 3、电负性最大和最小的元素分别在元素周期表的什么位置？,在周期表中的变化规律：,电负性增大,电 负 性 减 小,Cs,F,稀有气体和放射性元素除外,试根据原子结构的变化分析电负性的周期变化。P24,电负性（X）的应用,问题解决 P23,2. 判断金属元素与非金属元素： X 1.8，非金属元素； X 1.8， 金属元素.,2. 判
7、断分子中元素的正负化合价： X 大的，化合价为负； X 小的， 化合价为正； X = 0， 化合价为零；,请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr,+1,+1,+3,+4,+1,+1,3. 化学键型判别 x1.7，通常形成离子键 x1.7，通常形成共价键,请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。 NaF HCl NO KCl CH4 共价化合物： 离子化合物：,HCl NO CH4,NaF KCl,交流与讨论 P24,【总述】元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们如何认
8、识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。如：在IA族可找到光电材料；A、A、A族可以找到优良的半导体材料。,随着原子序数的递增,核外电子排布呈周期性变化 (以同周期元素为例）,元素性质呈周期性变化 (以同周期元素为例）,元素周期律,原子半径：,化合价：,（稀有气体元素为零）,非金属性：,第一电离能：,电负性 ：,金属性：,元素性质呈周期性变化的根本原因,大小（除稀有气体）,+1+7 41,弱强,强弱,小大(有特例),小大（除稀有气体）,1、比较下列各组元素电负性的大小。 Al、Si、P ； F、Cl、Se ； Na、K、Cs 。,Al Si P,Se Cl
9、F,Cs K Na,反馈练习,2、下列哪个系列的排列顺序正好是电负性减小的顺序( ) A. K Na Li B. O Cl H C. As P H D. 三者都是,反馈练习,B,4、下列不是元素电负性的应用的是( ) A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度,D,3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( ) A.共价键 B.离子键 C.金属键,B,反馈练习,反馈练习,5、已知四种元素的电子排布式为： A.ns2np3 B.ns2np4 C.ns2np5 D.ns2np6 则他们的第一电离能按从大到小的顺序为 ，A、B、C三种元素电负性的大小顺序为 。,DCAB,CBA,