元素第一电离能的周期性变化2课时Word文档格式.docx
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（注：
原子失去电子，应先失最外层原子轨道的电子）
同一元素的各电离能的大小关系：
2.电离能I的作用——I越小，原子失去电子越；
I越大，原子失去电子越。
【课堂互动区】
[观察与思考]观察教材P23中图1—3—5，并结合下图说明原子的第一电离能随着元素原子序数的递增呈现怎样的变化，并从原子结构的角度加以解释。
（1）各周期中元素的第一电离能数值有何特点？
（2）同主族元素的第一电离能变化有何规律？
3.I1的周期性变化：
（1）随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现变化；
（2）同一周期：
自左而右，元素的I1呈的趋势。
的I1最小，的I1最大。
第三周期元素的I1的大小关系：
（3）同一主族：
自上而下，元素的I1逐渐。
（4）*过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加第一电离能从左到右略有。
[交流与讨论]仔细观察图中第3周期各元素的第一电离能变化趋势，发现镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，这是为什么？
4.I1与洪特规则特例的关系：
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成、和结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
如：
I1（Be）I1（B），I1（N）I1（O）
资料平台：
+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称为该元素的第二电离能，用I2表示。
+2价气态离子再失去1个电子，形成＋3价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第三电离能，用I3表示。
5.第二电离能（I2）、第三电离能（I3）及各级电离能的应用：
I1（Na）I2（Na）I3（Na）；
I1（Mg）I2（Mg）I3（Mg）
电离能不仅能用来衡量元素的原子或阳离子态时电子能力的强弱，还是元素通常价态易存在的因素之一。
反过来，不同级电离能有性的变化，又是核外电子排布的有力证明。
I1（Na）<
<
I2（Na）<
I3（Na），Na易形成Na+,而不易形成Na2+。
I1（Mg）<
I2（Mg）<
I3（Mg），Mg易形成Mg2+，而不易形成Mg3+。
【小结】元素电离能的变化规律
（1）同周期：
自左向右，第一电离能逐渐。
和反常，因为；
的I1最大。
（2）同主族：
自上而下，第一电离能呈趋势。
【课堂巩固区】
1.元素周期表第二周期Li到Ne原子的电离能总的趋势是怎样变化的（）
A．从大变小B.从小变大
C.从Li到N逐渐增加，从N到Ne逐渐下降D.没有多大变化
2.下列原子中，第一电离能最大的是（）
A、BB、CC、AlD、Si
3.比较下列各组第一电离能的大小：
①氖锂②铍硼③碳氮④镁铝⑤磷硫⑥氩氯
4.已知某元素的电离能（单位：
KJ/mol）:
I1=577,I2=1820,I3=2740,I4=11600,I5=14800,I6=18400,I7=23400,I8=27500.试推测该元素最外层有几个电子？
5.元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。
气态原子失去1个电子，形成＋1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+l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称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。
下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·
mol－1）。
元素
I1
I2
I3
Na
496
4562
6912
Mg
738
1451
7733
（1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：
元素的电离能和元素性质之间的关系是：
（2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。
（3）请试着解释：
为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？
6.比较硼、氮、氧第一电离能大小，并说明理由。
7.为什么I1（Cu）<
I1（Zn）？
【课后巩固区】
1.从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出（）
A、元素原子得电子的难易B、元素的主要化合价
C、元素原子失电子的难易D、核外电子是分层排布的
2.下列元素中，第一电离能最小的（）
A、KB、NaC、PD、Cl
3.下列元素中哪一个基态原子的第一电离能最大？
（）
A.BeB.BC.CD.N
4.在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是（
）
A.ns2np3B.ns2np5C.ns2np4D.ns2np6
5.
第二周期各对元素的第一电离能大小次序如下，其错误的是（）。
（A）Li＜Be（B）B＜C（C）N＜O（D）F＜Ne
6.C、N、O、F四元素的第一电离能（I1）大小排序应为（）。
（A）N＜C＜O＜F（B）C＜O＜N＜F
（C）F＜O＜C＜N（D）C＜N＜O＜F
7.右图是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是.
8.第一电离能I1是指气态原子X（g）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X+（g）所需的能量。
下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。
请回答以下问题：
（1）认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na——Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像。
（2）从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是；
（3）上图中5号元素在周期表中的位置是；
9.某元素的电离能（电子伏特）如下：
I4
I5
I6
I7
14.5
29.6
47.4
77.5
97.9
551.9
666.8
此元素位于元素周期表的族数是
A.IAB.ⅡAC.ⅢAD、ⅣAE、ⅥAF、ⅤAG、ⅦA
10.（03年上海）下表是元素周期表的一部分。
表中所列的字母分别代表某一化学元素。
（1）下列（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f
（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚面离去。
核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
I．原子核对核外电子的吸引力II．形成稳定结构的倾向
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·
mol-）:
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7296
4570
1820
失去第三个电子
11799
6920
2750
失去第四个电子
9550
11600
①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
②表中X可能为以上13种元素中的（填写字母）元素。
用元素符号表示X和j形成化合物的化学式。
③Y是周期表中族元素。
④以上13种元素中，（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
11.某元素的全部电离能（电子伏特）如下：
I8
13.6
35.1
54.9
77.4
113.9
138.1
739.1
871.1
回答下列各问：
（1）由I1到I8电离能值是怎样变化的?
。
为什么?
（2）I1为什么最小?
（3）I7和I8为什么是有很大的数值
（4）I6到I7间，为什么有一个很大的差值?
这能说明什么问题?
（5）I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小?
（6）I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值
（7）此元素原子的电子层有层。
最外层电子构型为，电子轨道式为，此元素的周期位置为周期族。
第二课时：
元素的电负性及其变化规律
1．电负性的概念及其内涵.
2．主族元素电负性的变化规律
3．电负性与元素化合物的关系。
1.用电子式分别表示氯化钠和氯化氢的形成过程。
2.为什么钠原子与氯原子结合生成离子化合物氯化钠，而氢原子与氯原子结合生成共价化合物氯化氢？
氯化氢分子中共用电子对为什么偏向氯原子而偏离氢原子？
3.电负性：
[观察与思考]
观察教材P25中“元素的电负性示意图”，结合下表回答下列问题：
（1）随着原子序数的的递增，元素的电负性如何变化？
（2）同一周期中，元素的电负性如何变化？
（3）同一主族中，元素的电负性如何变化？
（4）电负性最大的元素和最小的元素分别在周期表的什么位置？
【小结】元素电负性的变化规律（不研究稀有气体的电负性）
（1）随原子序数的递增，元素电负性呈现由到的性变化。
（2）同周期：
自左向右，电负性逐渐。
（3）同主族：
自上而下，电负性呈趋势。
（4）在元素周期表中，自然界能稳定存在的元素，元素的电负性最大，元素的电负性最小。
[交流与讨论]
（1）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。
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？
NaFHClNOMgOKClCH4
（2）电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。
电负性数值的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值；
电负性数值的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值。
请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
CH4NaHNF3NH3
SO2H2SIClHBr
2.电负性的应用
①衡量元素金属性、非金属性强弱：
a、一般，电负性>
2的元素，大部分为元素；
电负性<
2的元素大部分为元素。
b、电负性越大，非金属性越；
电负性越，金属性越。
②判断化学键的类型。
一般，电负性差>
1.7,键；
电负性差<
1.7,键。
③判断两成键元素化合价的正负：
电负性大的元素显价；
电负性小的显价。
④对角线规则：
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性数值相近，性质有些相似，被称为“对角线规则”。
主要体现在第二、三周期
[本节总结]
一、对元素周期律的小结
1.随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现的变化，表现为同周期除稀有气体外半径由变，元素的主要化合价呈现的变化，同周期主族元素正价：
递增到，负价递增到（稀有气体除外）。
2.元素的第一电离能在总体上呈现从到的变化趋势，短周期元素的这一递变更为明显，其原因在于同周期元素随着核电荷数的和原子半径的，核对外层电子的有效吸引作用依次。
3.同周期元素从左往右，电负性逐渐，表明金属性逐渐，非金属性逐渐。
同主族元素从上往下，电负性逐渐，表明元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。
二、一般中的特殊（不考虑放射元素）
1、主族元素中未成对电子数最多的是族（包含元素）
2、主族元素中未成对电子数是2个的元素是族（包含元素）和族（包含元素）
3、主族元素的价电子所处原子轨道半满的元素是族和族元素
4、前四周期中未成对电子数最多的元素是。
5、前四周期元素中，元素原子的核外电子排布需用到洪特规则特例解释的是
6、原子半径最小的元素是，最大的元素是
7、第一电离能最大的元素是
8、电负性最大的元素是电负性最小的元素是
9、原子中3d轨道半充满的元素是
10、原子中4s轨道半充满的元素是
11、同周期元素原子中，第一电离能ⅡA族ⅢA族、ⅤA族ⅥA族
12、第一电离能最小的元素是
13、电负性相差最大的两种元素是和
1、填充下列表格中的空格
Al
H
Br
价电子排布式
2s2
5s25P2
电负性
1.5
0.9
1.8
2.1
2.8
最高正化合价
溴化物类型
2、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是（）
A.Na、K、RbB.F、Cl、BrC.Mg2+、Al2+、Zn2+D.Cl-、Br-、I-
3、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是（）
A.X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价
B.第一电离能可能Y小于X
C.最高价含氧酸的酸性：
X弱于Y
D.气态氢化物的稳定性：
HmY小于HmX
4、下列对电负性的理解不正确的是（）
A、电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B、元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小
C、元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D、元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
1、下列各组元素中，电负性依次减小的是（）
A、K、Na、AlB、O、Cl、HC、As、P、HD、O、S、Cl
2、处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A>
B>
C>
D。
则下列A、B、C、D四种元素的说法中，正确的是（）
A、元素的非金属性依次增强B、元素的第一电离能依次增大
C、最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱D、元素的电负性依次减小
3、下列第三周期元素的离子中，半径最大的是（
A.Na+B.Al3+C.S2-D.Cl-
4、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的元素为元素，电负性小于1．8的元素是。
在短周期元素中电负性最大的是元素，电负性最小的是元素，在同一周期中，元素电负性的变化规律是。
5、比较下列各组元素电负性的大小以及非金属性或金属性的强弱。
并总结出其中的规律。
（1）Al、Si、P；
（2）F、C1、Br；
（3）Na、K、Cs。
6、一般认为：
如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；
如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。
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。
NaFHClNOMgOKClCH4
共价化合物：
离子化合物：
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