化学人教版（2019）选择性必修2 1.2.3元素的电离能和电负性（共39张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）选择性必修2 1.2.3元素的电离能和电负性（共39张ppt） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 1.4MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-01-19 11:20:41 | ||
图片预览
文档简介
(共39张PPT)
元素的电离能和电负性
第3课时
1.元素的电离能的概念与意义
(1)第一电离能
①定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
目标一 元素的电离能
保证“能量最低”
②符号：I1；单位：kJ·mol－1。
(2)逐级电离能：
①定义：第二电离能：气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三、第四、第五电离能依此类推。通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……
M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能）
M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能）
M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能）
②表示式：
(3)意义：
可以衡量元素的原子(或离子)失去一个电子的难易程度。
①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。
②根据逐级电离能判断原子失去电子的数目或形成的阳离子所带的电荷。
2.元素的第一电离能变化规律
(1)同族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。
同一周期元素的第一电离能，从左到右总体上是呈增大趋势。
(2)金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。
(3)过渡金属元素第一电离能变化不太大。
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
思考讨论：在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？
Mg：3s2 全充满
Al 3s23p1
N: 2s22p3 半充满
O: 2s22p4
Be：2s2 全充满
B: 2s22p1
P: 3s23p3 半充满
S: 3s23p4
(1)所失电子的能级：
能量：3s2 < 3p1
(2)价层电子排布：
全空、半满、全满
状态更稳定，所需能量高。
电离能kJ·mol Na Mg Al
第一电离能 496 738 578
第二电离能 4562 1451 1817
第三电离能 6912 7733 2745
第四电离能 9543 10540 11575
第五电离能 13353 13630 14830
第六电离能 16610 17995 18376
第七电离能 20114 21703 23293
解释：原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。
元素的逐级电离能的数据
电离能kJ·mol Na Mg Al
第一电离能 496 738 578
第二电离能 4562 1451 1817
第三电离能 6912 7733 2745
第四电离能 9543 10540 11575
第五电离能 13353 13630 14830
第六电离能 16610 17995 18376
第七电离能 20114 21703 23293
结论：同一能层的电子的电离能相差较小；不同能层的电子电离能相差较大。
元素的逐级电离能的数据
3.电离能的应用
(1)判断元素的金属性、非金属性强弱：
I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
(2)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。
如Li：I1 I2(3)判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
(4)反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。
(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，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。一般情况，第一电离能：ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族。
归纳总结
1.元素周期表中，第一电离能最大的是哪种元素？第一电离能最小的应出现在周期表什么位置？
提示 第一电离能最大的是He；最小的应在周期表左下角。
2.第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几种元素？分别是哪几种？
提示 Be、C、O共三种。
3.由教材P24元素的逐级电离能数据表，说明原子的逐级电离能越来越大的原因。
提示 原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。
导思
导练
1.正误判断
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
×
√
×
√
×
×
√
2.根据下表数据判断X、Y、Z的化合价分别为_________________________。
I1 I2 I3 I4
X 500 1 020 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
Z 420 3 100 4 400 5 900
X：＋2，Y：＋3，Z：＋1
》4~5倍
导练
3.[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是_________________________________________________
______________。
I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是____________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________。
I1/(kJ·mol－1)
Li 520 Be 900 B 801
Na 496 Mg 738 Al 578
Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故第一电离能更小
Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于基态Be原子的s能级处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
导练
Li和Na在同一主族，价层电子数相同，Li在Na的上一周期，原子半径：Li1.有关概念与意义
(1)化学键：
(2)键合电子：
(3)电负性：
目标二 电负性
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形地叫做化学键。
元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
①定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
(4)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。
电负性是相对值，没单位。
观察思考：
1.在图中找出电负性最大和最小的元素
2.总结出元素电负性随原子序数递增有什
么变化规律？
2.电负性的递变规律
（1）同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)
（2）同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
随核电荷数增大元素的电负性呈周期性变化
电负行成周期性变化的原因？
3.影响电负性大小因素
(1)对于主族元素，同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，元素电负性逐渐增大。
(2)同一主族从上到下，核电荷数逐渐增大，随能层数的增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，元素的电负性逐渐减小。
4.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱,金属性越强！
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。
④特例：氢元素的电负性为2.1，但其为非金属元素
(2)判断化合物的类型
两种成键元素的电负性值。
1.7
小于1.7
大于1.7
离子键,相应的化合物为离子化合物
共价键，相应的化合物为共价化合物
特例：HF（差值1.9，但是为共价化合物）
特例：NaH（差值为1.2，但是为离子化合物）
练习：请结合课本图1-23计算HCl、AlCl3、BeCl2、MgCl2的电负性差值，并判断其成键类型。
HCl电负性差值=0.9<1.7 、AlCl3电负性差值=1.5<1.7，为共价化合物
BeCl2电负性差值=1.5<1.7、MgCl2电负性差值=1.8>1.7。为离子化合物
4.电负性的应用
(3)判断元素的化合价
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。
(4)对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则。对角线元素性质相似是由于它们的电负性相近的缘故。
4.电负性的应用
1.正误判断
(1)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素
( )
(2)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
(4)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
√
√
×
√
导思
2.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：N＜O，而第一电离能：N＞O。
导思
1.下列各组元素按电负性由大到小排列正确的是
A.F>N>O B.O>Cl>F
C.As>P>N D.Cl>S>As
√
导练
电负性是吸引电子的能力，一般来说，非金属性越强，吸引电子能力越强，电负性越强，所以A的顺序应为F>O>N，B的顺序为F>O>Cl，C的顺序为N>P>As，D正确。
2.下列元素的原子间最容易形成离子键的是
A.Na和Cl B.S和O
C.Al和Br D.Mg和S
√
在第三周期中Na的电负性最小，金属性最强，而Cl的电负性最大，非金属性最强，所以最容易形成离子键，A正确，B中S和O形成的是共价键，C、D中Mg、Al的金属性都不如Na的金属性强，Br、S的非金属性都不如Cl强，所以A是最佳答案。
导练
3.利用电负性的相关知识，回答下列问题。
(1)CH4和CO2所含的三种元素按电负性从大到小的顺序排列为________。
O>C>H
根据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逐渐减小可知：电负性由大到小的顺序为O>C>H。
导练
(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__________。
C>H>Si
由于电负性越大，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)溴与氯能以_______键结合形成BrCl。BrCl中Br的化合价为______。写出BrCl与水发生反应的化学方程式：_________________________。
共价
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＋1
BrCl＋H2O===HCl＋HBrO
课堂小结
同周期（从左至右） 同主族
元素原子的最外层电子排布 ns1→ns2np6 相同
元素化合价 +1→+7（O、F除外） -4 →-1 →0 相同
元素的金属性 非金属性 减弱 增强 增强
减弱
原子半径 减小 增大
电离能 增大趋势 减小
电负性 增大 减小趋势
1.下列化合物中，两种元素的电负性相差最大的是
A.HI B.NaI C.CsF D.KCl
√
1
2
3
自我测试
Cs是电负性最小的元素(放射性元素除外)，而F是电负性最大的元素，两元素的电负性相差最大。
4
2.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3
④1s22s22p5，则下列有关的比较正确的是
A.第一电离能：④＞③＞②＞①
B.原子半径：④＞③＞②＞①
C.电负性：④＞②＞①＞③
D.最高正化合价：④＞③＝②＞①
√
自我测试
1
2
3
4
由四种元素基态原子的电子排布式可知，①是S元素、②是P元素、③是N元素、④是F元素。同周期元素自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：N＜F，但P元素原子为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能大于同周期相邻元素，所以第一电离能：S＜P，同主族元素自上而下第一电离能逐渐降低，所以第一电离能：N＞P，第一电离能：S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，故A正确；
同周期元素自左而右原子半径逐渐减小，所以原子半径：P＞S、N＞F，能层数越多原子半径越大，故原子半径：P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；
自我测试
1
2
3
4
同周期元素自左而右电负性逐渐增大，所以电负性：P＜S、N＜F，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，所以电负性：P＜N，N元素的非金属性比S元素强，故电负性：P＜S＜N＜F，即②＜①＜③＜④，故C错误；
F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③，故D错误。
自我测试
1
2
3
4
3.一种元素X的逐级电离能数据如下：
自我测试
1
2
3
电离能/(kJ·mol－1)
元素 I1 I2 I3 I4 ……
X 578 1 817 2 745 11 578 ……
当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是
A.X＋ B.X2＋
C.X3＋ D.X4＋
√
4
自我测试
1
2
3
根据表格数据可知I4的数据突然增大，说明X元素容易失去3个电子，变为＋3价阳离子。
4
4.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期，原子序数依次增大。其中，元素A的一种核素无中子，B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构，化合物DE2为红棕色气体，G是前四周期中电负性最小的元素，M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题：
(1)基态G原子的电子排布式是___________________________，M在元素周期表中的位置是__________________。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为_________(用元素符号表示，下同)，电负性由大到小的顺序为_________。
1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1)
自我测试
1
2
3
4
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
自我测试
1
2
3
4
由题意可知A是H，B是C，D是N，E是O，G是K，M是Cu，K原子的电子排布式是1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1，Cu在元素周期表中的位置是第四周期第ⅠB族；同周期的第一电离能呈增大趋势，但是N的2p轨道是半充满，能量低，比较稳定，第一电离能大，所以第一电离能：N>O>C；同周期电负性依次增大：O>N>C。
元素的电离能和电负性
第3课时
1.元素的电离能的概念与意义
(1)第一电离能
①定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
目标一 元素的电离能
保证“能量最低”
②符号：I1；单位：kJ·mol－1。
(2)逐级电离能：
①定义：第二电离能：气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三、第四、第五电离能依此类推。通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……
M(g)= M+ (g) + e- I1（第一电离能）
M+(g)= M2+ (g) + e- I2（第二电离能）
M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能）
②表示式：
(3)意义：
可以衡量元素的原子(或离子)失去一个电子的难易程度。
①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。
②根据逐级电离能判断原子失去电子的数目或形成的阳离子所带的电荷。
2.元素的第一电离能变化规律
(1)同族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。
同一周期元素的第一电离能，从左到右总体上是呈增大趋势。
(2)金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。
(3)过渡金属元素第一电离能变化不太大。
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
短周期元素的第一电离能
思考讨论：在第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能大于相邻的元素的第一电离能。为什么？
Mg：3s2 全充满
Al 3s23p1
N: 2s22p3 半充满
O: 2s22p4
Be：2s2 全充满
B: 2s22p1
P: 3s23p3 半充满
S: 3s23p4
(1)所失电子的能级：
能量：3s2 < 3p1
(2)价层电子排布：
全空、半满、全满
状态更稳定，所需能量高。
电离能kJ·mol Na Mg Al
第一电离能 496 738 578
第二电离能 4562 1451 1817
第三电离能 6912 7733 2745
第四电离能 9543 10540 11575
第五电离能 13353 13630 14830
第六电离能 16610 17995 18376
第七电离能 20114 21703 23293
解释：原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。
元素的逐级电离能的数据
电离能kJ·mol Na Mg Al
第一电离能 496 738 578
第二电离能 4562 1451 1817
第三电离能 6912 7733 2745
第四电离能 9543 10540 11575
第五电离能 13353 13630 14830
第六电离能 16610 17995 18376
第七电离能 20114 21703 23293
结论：同一能层的电子的电离能相差较小；不同能层的电子电离能相差较大。
元素的逐级电离能的数据
3.电离能的应用
(1)判断元素的金属性、非金属性强弱：
I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
(2)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。
如Li：I1 I2
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
(4)反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。
(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，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。一般情况，第一电离能：ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族。
归纳总结
1.元素周期表中，第一电离能最大的是哪种元素？第一电离能最小的应出现在周期表什么位置？
提示 第一电离能最大的是He；最小的应在周期表左下角。
2.第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几种元素？分别是哪几种？
提示 Be、C、O共三种。
3.由教材P24元素的逐级电离能数据表，说明原子的逐级电离能越来越大的原因。
提示 原子失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，所以原子的逐级电离能越来越大。
导思
导练
1.正误判断
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大( )
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
×
√
×
√
×
×
√
2.根据下表数据判断X、Y、Z的化合价分别为_________________________。
I1 I2 I3 I4
X 500 1 020 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
Z 420 3 100 4 400 5 900
X：＋2，Y：＋3，Z：＋1
》4~5倍
导练
3.[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是_________________________________________________
______________。
I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是____________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________。
I1/(kJ·mol－1)
Li 520 Be 900 B 801
Na 496 Mg 738 Al 578
Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故第一电离能更小
Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于基态Be原子的s能级处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
导练
Li和Na在同一主族，价层电子数相同，Li在Na的上一周期，原子半径：Li
(1)化学键：
(2)键合电子：
(3)电负性：
目标二 电负性
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形地叫做化学键。
元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
①定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
(4)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。
电负性是相对值，没单位。
观察思考：
1.在图中找出电负性最大和最小的元素
2.总结出元素电负性随原子序数递增有什
么变化规律？
2.电负性的递变规律
（1）同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)
（2）同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
随核电荷数增大元素的电负性呈周期性变化
电负行成周期性变化的原因？
3.影响电负性大小因素
(1)对于主族元素，同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，元素电负性逐渐增大。
(2)同一主族从上到下，核电荷数逐渐增大，随能层数的增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，元素的电负性逐渐减小。
4.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱,金属性越强！
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。
④特例：氢元素的电负性为2.1，但其为非金属元素
(2)判断化合物的类型
两种成键元素的电负性值。
1.7
小于1.7
大于1.7
离子键,相应的化合物为离子化合物
共价键，相应的化合物为共价化合物
特例：HF（差值1.9，但是为共价化合物）
特例：NaH（差值为1.2，但是为离子化合物）
练习：请结合课本图1-23计算HCl、AlCl3、BeCl2、MgCl2的电负性差值，并判断其成键类型。
HCl电负性差值=0.9<1.7 、AlCl3电负性差值=1.5<1.7，为共价化合物
BeCl2电负性差值=1.5<1.7、MgCl2电负性差值=1.8>1.7。为离子化合物
4.电负性的应用
(3)判断元素的化合价
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。
(4)对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则。对角线元素性质相似是由于它们的电负性相近的缘故。
4.电负性的应用
1.正误判断
(1)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素
( )
(2)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
(4)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
√
√
×
√
导思
2.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：N＜O，而第一电离能：N＞O。
导思
1.下列各组元素按电负性由大到小排列正确的是
A.F>N>O B.O>Cl>F
C.As>P>N D.Cl>S>As
√
导练
电负性是吸引电子的能力，一般来说，非金属性越强，吸引电子能力越强，电负性越强，所以A的顺序应为F>O>N，B的顺序为F>O>Cl，C的顺序为N>P>As，D正确。
2.下列元素的原子间最容易形成离子键的是
A.Na和Cl B.S和O
C.Al和Br D.Mg和S
√
在第三周期中Na的电负性最小，金属性最强，而Cl的电负性最大，非金属性最强，所以最容易形成离子键，A正确，B中S和O形成的是共价键，C、D中Mg、Al的金属性都不如Na的金属性强，Br、S的非金属性都不如Cl强，所以A是最佳答案。
导练
3.利用电负性的相关知识，回答下列问题。
(1)CH4和CO2所含的三种元素按电负性从大到小的顺序排列为________。
O>C>H
根据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逐渐减小可知：电负性由大到小的顺序为O>C>H。
导练
(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__________。
C>H>Si
由于电负性越大，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)溴与氯能以_______键结合形成BrCl。BrCl中Br的化合价为______。写出BrCl与水发生反应的化学方程式：_________________________。
共价
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
BrCl＋H2O===HCl＋HBrO
课堂小结
同周期（从左至右） 同主族
元素原子的最外层电子排布 ns1→ns2np6 相同
元素化合价 +1→+7（O、F除外） -4 →-1 →0 相同
元素的金属性 非金属性 减弱 增强 增强
减弱
原子半径 减小 增大
电离能 增大趋势 减小
电负性 增大 减小趋势
1.下列化合物中，两种元素的电负性相差最大的是
A.HI B.NaI C.CsF D.KCl
√
1
2
3
自我测试
Cs是电负性最小的元素(放射性元素除外)，而F是电负性最大的元素，两元素的电负性相差最大。
4
2.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3
④1s22s22p5，则下列有关的比较正确的是
A.第一电离能：④＞③＞②＞①
B.原子半径：④＞③＞②＞①
C.电负性：④＞②＞①＞③
D.最高正化合价：④＞③＝②＞①
√
自我测试
1
2
3
4
由四种元素基态原子的电子排布式可知，①是S元素、②是P元素、③是N元素、④是F元素。同周期元素自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：N＜F，但P元素原子为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能大于同周期相邻元素，所以第一电离能：S＜P，同主族元素自上而下第一电离能逐渐降低，所以第一电离能：N＞P，第一电离能：S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，故A正确；
同周期元素自左而右原子半径逐渐减小，所以原子半径：P＞S、N＞F，能层数越多原子半径越大，故原子半径：P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；
自我测试
1
2
3
4
同周期元素自左而右电负性逐渐增大，所以电负性：P＜S、N＜F，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，所以电负性：P＜N，N元素的非金属性比S元素强，故电负性：P＜S＜N＜F，即②＜①＜③＜④，故C错误；
F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③，故D错误。
自我测试
1
2
3
4
3.一种元素X的逐级电离能数据如下：
自我测试
1
2
3
电离能/(kJ·mol－1)
元素 I1 I2 I3 I4 ……
X 578 1 817 2 745 11 578 ……
当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是
A.X＋ B.X2＋
C.X3＋ D.X4＋
√
4
自我测试
1
2
3
根据表格数据可知I4的数据突然增大，说明X元素容易失去3个电子，变为＋3价阳离子。
4
4.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期，原子序数依次增大。其中，元素A的一种核素无中子，B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构，化合物DE2为红棕色气体，G是前四周期中电负性最小的元素，M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题：
(1)基态G原子的电子排布式是___________________________，M在元素周期表中的位置是__________________。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为_________(用元素符号表示，下同)，电负性由大到小的顺序为_________。
1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1)
自我测试
1
2
3
4
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
自我测试
1
2
3
4
由题意可知A是H，B是C，D是N，E是O，G是K，M是Cu，K原子的电子排布式是1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1，Cu在元素周期表中的位置是第四周期第ⅠB族；同周期的第一电离能呈增大趋势，但是N的2p轨道是半充满，能量低，比较稳定，第一电离能大，所以第一电离能：N>O>C；同周期电负性依次增大：O>N>C。