1.2.2电离能与电负性 课件(共39张PPT) 2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2
文档属性
| 名称 | 1.2.2电离能与电负性 课件(共39张PPT) 2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 14.8MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-03-01 10:52:44 | ||
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文档简介
(共39张PPT)
第二节 原子结构与元素的性质
第二课时电离能与电负性
学习目标
1.运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。
2.了解元素周期律的应用价值。
核心素养
1.宏观辨识与微观探析：分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化,理解原子半径、第一电离能和电负性的递变规律及其原因。
2.证据推理与模型认知：通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,掌握相关规律。
回忆：什么叫元素周期律？元素周期律的内容？元素周期律的本质
元素周期律：指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律
元素的性质
原子半径
元素主要化合价
元素的金属性与非金属性
本质：元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果
元素周期律
电离能
电负性
【思考与交流】 课本P23
1、元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何 如何解释这种趋势
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。
其主要原因是:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
元素周期律
电离能
电负性
2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何 如何解释这种趋势
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势
元素周期律
电离能
电负性
取决于
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
导致
越小
影响因素：
原子半径
电子能层数
核电荷数
导致
越大
电子之间的排斥力也就越大
核对电子的引力也就越大
原子半径____
原子半径____
这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变
元素周期律
电离能
电负性
【随堂练习】 四种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5,则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是( )。
A.①>②>③>④ B.②>①>③>④
C.②>①>④>③ D.①>②>④>③
B
小结：比较方法——三看：
①先看电子层数，电子层数越多，半径越大
②电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小
③同种元素不同粒子，电子数越多，半径越大
如：Li Na K Rb Cs
< < < <
如：O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
> > > >
如：Fe3+ Fe2+
<
元素周期律
电离能
电负性
试比较下列粒子的半径：
1.r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)
2.r(Li+) r(Na+) r(K+)
3.r(H-) r(Li+) r(Be2+)
4.r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+)
5.r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+)
6.r(Al3+) r(O2-) r(S2-)
＞
＞
＜
＜
＞
＞
＞
＞
＞
＜
＜
对点训练
层多径大
序小径大
序小径大
序小径大
序小径大
层多径大
价低径大
＞
＞
逐级电离能
气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1困难
第一电离能
_________________原子失去一个电子转化为 正离子所需要的 叫做第一电离能
气态电中性基态
气态基态
符号：
I1
最低能量
一、电离能
概念表述中的“气态” 、“基态” 、“电中性” 、“失去一个电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。
1.概念：
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）
表示式：
元素周期律
电离能
电负性
【思考】电离能与金属性有什么关系？
一般来说，电离能越小，原子越容易失电子;原子越容易失去电子，金属性越强
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强；
第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 ,即元素的________性越弱。
电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 。
难易程度
容易
难
金属
金属
3.意义：
金属活动性顺序: 在水溶液中金属原子失去电子的能力
电离能: 金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力(是原子气态时活泼性的量度)
因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致
注意：金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不一致
电离能应用：判断元素的金属性、非金属性强弱
一般情况下I1越大，元素的非金属性性越强；I1越小，元素的金属性性越强
元素周期律
电离能
电负性
思考1：气态基态原子或离子失去电子为什么需要能量？
影响电离能的因素：核电荷数、原子半径
元素周期律
电离能
电负性
思考2：这种引力与什么有关系呢？
2、第一电离能的周期性变化规律
元素周期律
电离能
电负性
2、第一电离能的周期性变化规律
（1）同周期：从左到右总体呈现增大趋势
（2）同主族：从上到下总体呈现减小趋势
（3）特例（短周期）：第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
元素周期律
电离能
电负性
(1)同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。
(2)同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。
从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
(3)电离能大小反常原因
主族
元素 Be、Mg B、Al N、P O 、S
价层电 子排布
ⅤA
ⅥA
ⅡA
ⅢA
ns2np4
ns2np1
ns2
ns2np3
第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
元素周期律
电离能
电负性
从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、Mg的2p、3p能级为全空的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。
(3)电离能大小反常原因
元素周期律
电离能
电负性
【思考与交流】下图是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级电离能越来越大？
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
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。
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
当相邻逐级电离能发生突跃变化时，说明失去的电子所在能层发生了变化。如Na元素，I1<【思考与交流】这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
钠、镁、铝的常见化合价分别是＋1、＋2、＋3
I1
I2
I3
I4
4、电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③判断核外电子的分层排布情况
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
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)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
元素周期律
电离能
电负性
【随堂练习】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( )
×
√
×
√
×
×
元素周期律
电离能
电负性
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
+2
+3
+1
【达标检测】1. 判断X、Y、Z的化合价。
2. 将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
①K Na Li ②B C Be N ③He Ne Ar ④ Na Al S P
Li >Na> K
N> C >Be> B
He >Ne > Ar
P >S >Al> Na
3. (1)Mg元素的第一电离能比Al元素的____，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的有____种。
(2) 第二周期N元素的第一电离能大于O，原因是_________________________。
(3)A、B均为短周期金属元素。依
据右表数据，写出B原子的电子排
布式：__________。
电离能 I1 I2 I3 I4
A 932 1 821 15 390 21 771
B 738 1 451 7 733 10 540
5
大
N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定。
1s22s22p63s2
电负性
1.键合电子
2.电负性
元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
（1）概念
电负性是相对值，没单位
鲍林
元素周期律
电离能
电负性
（2）意义：
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，
形成阴离子的倾向越大，非金属性越强。
（3）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，得出各元素的电负性。
元素周期律
电离能
电负性
（4）电负性的递变规律
1、一般来说，同周期元素
从左到右，原子半径逐渐减小，元素的电负性逐渐变大
2、同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小
3、金属元素的电负性较小,非金属元素的电负性较大
元素周期律
电离能
电负性
(5)电负性的应用
①判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大，非金属元素越活泼
电负性＜1.8
电负性≈1.8
电负性＞1.8
为金属
为“类金属”
为非金属
非金属三角区边界“类金属”既有金属性又有非金属性
对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释：
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
电负性越小，金属元素越活泼
元素周期律
电离能
电负性
②判断化合物中元素化合价的正负
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，
元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
HClO
BrCl
H—O—Cl
-2
+1
Br—Cl
+1
-1
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
显正价
显负价
-1
H
H
C
H
H
甲烷
CH4
-4
显负价
显正价
+1
元素周期律
电离能
电负性
NCl3+ H2O =NH3 +HClO
-3
+1
3.判断化学键的类型
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键
通常
通常
【思考】 AlCl3(BeCl3) CaO H2O
电负性的差:
化学键类型:
电负性 0.9 3.0
电负性差 2.1
离子化合物
电负性 2.1 3.0
电负性差 0.9
共价化合物
特例：NaH为离子化合物 HF为共价化合物
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
共价键 离子键 共价键
1.5
2.1
1.4
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。
如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
④判断化学键的极性强弱
元素周期律
电离能
电负性
【随堂练习】正误判断
(1)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( )
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大( )
(5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点( )
√
√
×
×
√
元素周期律
电离能
电负性
【随堂练习】不能说明X的电负性比Y的大的是( )
A.与H2化合时X单质比Y单质容易
B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强
C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
C
元素周期律
电离能
电负性
注：①稀有气体为同周期中电离能最大
②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA
元素周期律
电离能
电负性
2、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（ ）A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr
B
1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ）
A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br
C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－
C
元素周期律
电离能
电负性
3、具有下列价电子构型的原子中，第一电离能最小的是( )
A．2s22p4 B．3s23p4 C．4s24p4 D．5s25p4
D
4、下列叙述中正确的是( )
A．第三周期所含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
元素周期律
电离能
电负性
5、下列元素按电负性由大到小顺序排列的是( )
A．K、Na、Li B．N、O、F C．As、P、N D．F、Cl、S
D
6、下列说法不正确的是( )
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性
从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
A
元素周期律
电离能
电负性
7、一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
(1)属于共价化合物的是__________。
(2)属于离子化合物的是______。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
②③⑤⑥
①④
元素周期律
电离能
电负性
金属性强弱的比较：
(1)与酸或与水反应的剧烈程度
(2)最高价氧化物的水化物的碱性
(3)简单阳离子的氧化性
(4)相互间的置换反应
(5)利用原电池的正负极
反应越剧烈，金属性越强
碱性越强，金属性越强
阳离子氧化性越强，金属性越弱
一般活泼金属能够置换出不活泼金属
一般做负极的金属较正极的金属活泼
元素周期律
电离能
电负性
非金属性强弱的比较：
(1)与氢气的化合的难易程度
(2)气态氢化物的稳定性
(3)简单阴离子的还原性
(4)最高价氧化物的水化物的酸性
(5)相互间的置换反应
越易化合，非金属性越强
越稳定，非金属性越强
阴离子的还原性越强，非金属性越弱
酸性越强，非金属性越强
一般活泼非金属可以置换出不活泼非金属
元素周期律
电离能
电负性
第二节 原子结构与元素的性质
第二课时电离能与电负性
学习目标
1.运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。
2.了解元素周期律的应用价值。
核心素养
1.宏观辨识与微观探析：分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化,理解原子半径、第一电离能和电负性的递变规律及其原因。
2.证据推理与模型认知：通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,掌握相关规律。
回忆：什么叫元素周期律？元素周期律的内容？元素周期律的本质
元素周期律：指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律
元素的性质
原子半径
元素主要化合价
元素的金属性与非金属性
本质：元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果
元素周期律
电离能
电负性
【思考与交流】 课本P23
1、元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何 如何解释这种趋势
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。
其主要原因是:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
元素周期律
电离能
电负性
2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何 如何解释这种趋势
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势
元素周期律
电离能
电负性
取决于
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
导致
越小
影响因素：
原子半径
电子能层数
核电荷数
导致
越大
电子之间的排斥力也就越大
核对电子的引力也就越大
原子半径____
原子半径____
这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变
元素周期律
电离能
电负性
【随堂练习】 四种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5,则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是( )。
A.①>②>③>④ B.②>①>③>④
C.②>①>④>③ D.①>②>④>③
B
小结：比较方法——三看：
①先看电子层数，电子层数越多，半径越大
②电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小
③同种元素不同粒子，电子数越多，半径越大
如：Li Na K Rb Cs
< < < <
如：O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
> > > >
如：Fe3+ Fe2+
<
元素周期律
电离能
电负性
试比较下列粒子的半径：
1.r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)
2.r(Li+) r(Na+) r(K+)
3.r(H-) r(Li+) r(Be2+)
4.r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+)
5.r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+)
6.r(Al3+) r(O2-) r(S2-)
＞
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＜
＜
＞
＞
＞
＞
＞
＜
＜
对点训练
层多径大
序小径大
序小径大
序小径大
序小径大
层多径大
价低径大
＞
＞
逐级电离能
气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1
第一电离能
_________________原子失去一个电子转化为 正离子所需要的 叫做第一电离能
气态电中性基态
气态基态
符号：
I1
最低能量
一、电离能
概念表述中的“气态” 、“基态” 、“电中性” 、“失去一个电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。
1.概念：
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）
表示式：
元素周期律
电离能
电负性
【思考】电离能与金属性有什么关系？
一般来说，电离能越小，原子越容易失电子;原子越容易失去电子，金属性越强
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强；
第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 ,即元素的________性越弱。
电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 。
难易程度
容易
难
金属
金属
3.意义：
金属活动性顺序: 在水溶液中金属原子失去电子的能力
电离能: 金属原子在气态失去电子成为气态阳离子能力(是原子气态时活泼性的量度)
因两者对应的条件不同，所以二者不完全一致
注意：金属活动性顺序与相应电离能大小顺序不一致
电离能应用：判断元素的金属性、非金属性强弱
一般情况下I1越大，元素的非金属性性越强；I1越小，元素的金属性性越强
元素周期律
电离能
电负性
思考1：气态基态原子或离子失去电子为什么需要能量？
影响电离能的因素：核电荷数、原子半径
元素周期律
电离能
电负性
思考2：这种引力与什么有关系呢？
2、第一电离能的周期性变化规律
元素周期律
电离能
电负性
2、第一电离能的周期性变化规律
（1）同周期：从左到右总体呈现增大趋势
（2）同主族：从上到下总体呈现减小趋势
（3）特例（短周期）：第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
元素周期律
电离能
电负性
(1)同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。
(2)同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。
从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
(3)电离能大小反常原因
主族
元素 Be、Mg B、Al N、P O 、S
价层电 子排布
ⅤA
ⅥA
ⅡA
ⅢA
ns2np4
ns2np1
ns2
ns2np3
第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
元素周期律
电离能
电负性
从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、Mg的2p、3p能级为全空的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。
(3)电离能大小反常原因
元素周期律
电离能
电负性
【思考与交流】下图是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级电离能越来越大？
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
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。
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
当相邻逐级电离能发生突跃变化时，说明失去的电子所在能层发生了变化。如Na元素，I1<
钠、镁、铝的常见化合价分别是＋1、＋2、＋3
I1
I2
I3
I4
4、电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③判断核外电子的分层排布情况
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
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)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
元素周期律
电离能
电负性
【随堂练习】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( )
×
√
×
√
×
×
元素周期律
电离能
电负性
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
+2
+3
+1
【达标检测】1. 判断X、Y、Z的化合价。
2. 将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
①K Na Li ②B C Be N ③He Ne Ar ④ Na Al S P
Li >Na> K
N> C >Be> B
He >Ne > Ar
P >S >Al> Na
3. (1)Mg元素的第一电离能比Al元素的____，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的有____种。
(2) 第二周期N元素的第一电离能大于O，原因是_________________________。
(3)A、B均为短周期金属元素。依
据右表数据，写出B原子的电子排
布式：__________。
电离能 I1 I2 I3 I4
A 932 1 821 15 390 21 771
B 738 1 451 7 733 10 540
5
大
N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定。
1s22s22p63s2
电负性
1.键合电子
2.电负性
元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
（1）概念
电负性是相对值，没单位
鲍林
元素周期律
电离能
电负性
（2）意义：
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，
形成阴离子的倾向越大，非金属性越强。
（3）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，得出各元素的电负性。
元素周期律
电离能
电负性
（4）电负性的递变规律
1、一般来说，同周期元素
从左到右，原子半径逐渐减小，元素的电负性逐渐变大
2、同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小
3、金属元素的电负性较小,非金属元素的电负性较大
元素周期律
电离能
电负性
(5)电负性的应用
①判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大，非金属元素越活泼
电负性＜1.8
电负性≈1.8
电负性＞1.8
为金属
为“类金属”
为非金属
非金属三角区边界“类金属”既有金属性又有非金属性
对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释：
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
电负性越小，金属元素越活泼
元素周期律
电离能
电负性
②判断化合物中元素化合价的正负
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，
元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
HClO
BrCl
H—O—Cl
-2
+1
Br—Cl
+1
-1
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
显正价
显负价
-1
H
H
C
H
H
甲烷
CH4
-4
显负价
显正价
+1
元素周期律
电离能
电负性
NCl3+ H2O =NH3 +HClO
-3
+1
3.判断化学键的类型
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键
通常
通常
【思考】 AlCl3(BeCl3) CaO H2O
电负性的差:
化学键类型:
电负性 0.9 3.0
电负性差 2.1
离子化合物
电负性 2.1 3.0
电负性差 0.9
共价化合物
特例：NaH为离子化合物 HF为共价化合物
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
共价键 离子键 共价键
1.5
2.1
1.4
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。
如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
④判断化学键的极性强弱
元素周期律
电离能
电负性
【随堂练习】正误判断
(1)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( )
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大( )
(5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点( )
√
√
×
×
√
元素周期律
电离能
电负性
【随堂练习】不能说明X的电负性比Y的大的是( )
A.与H2化合时X单质比Y单质容易
B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强
C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
C
元素周期律
电离能
电负性
注：①稀有气体为同周期中电离能最大
②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA
元素周期律
电离能
电负性
2、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（ ）A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr
B
1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ）
A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br
C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－
C
元素周期律
电离能
电负性
3、具有下列价电子构型的原子中，第一电离能最小的是( )
A．2s22p4 B．3s23p4 C．4s24p4 D．5s25p4
D
4、下列叙述中正确的是( )
A．第三周期所含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
元素周期律
电离能
电负性
5、下列元素按电负性由大到小顺序排列的是( )
A．K、Na、Li B．N、O、F C．As、P、N D．F、Cl、S
D
6、下列说法不正确的是( )
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性
从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
A
元素周期律
电离能
电负性
7、一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
(1)属于共价化合物的是__________。
(2)属于离子化合物的是______。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
②③⑤⑥
①④
元素周期律
电离能
电负性
金属性强弱的比较：
(1)与酸或与水反应的剧烈程度
(2)最高价氧化物的水化物的碱性
(3)简单阳离子的氧化性
(4)相互间的置换反应
(5)利用原电池的正负极
反应越剧烈，金属性越强
碱性越强，金属性越强
阳离子氧化性越强，金属性越弱
一般活泼金属能够置换出不活泼金属
一般做负极的金属较正极的金属活泼
元素周期律
电离能
电负性
非金属性强弱的比较：
(1)与氢气的化合的难易程度
(2)气态氢化物的稳定性
(3)简单阴离子的还原性
(4)最高价氧化物的水化物的酸性
(5)相互间的置换反应
越易化合，非金属性越强
越稳定，非金属性越强
阴离子的还原性越强，非金属性越弱
酸性越强，非金属性越强
一般活泼非金属可以置换出不活泼非金属
元素周期律
电离能
电负性