1.2.2+元素周期律课件(共40张PPT)2023-2024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+元素周期律课件(共40张PPT)2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 4.7MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-12-19 12:41:36 | ||
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文档简介
(共40张PPT)
第一章 第一节 原子结构
1.2.2 元素周期律
知识回顾：
元素周期律：
元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律
元素周期律实质：
元素原子的核外电子排布周期性的变化是元素性质的周期性变化的必然结果
元素周期律具体表现：
①元素主要化合价的周期性变化
②元素金属性、非金属性的周期性变化……
元素周期律内涵丰富多样，除了以上几点，还有……
【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
原子半径增大
原子半径减小
同一周期，
从左往右原子半径由大到小呈现周期性变化。
同一主族，
从上往下原子半径由小到大递变。
【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
原子半径增大
原子半径减小
电子层数的影响占主导。电子的能层越多，电子之间的排除作用越大，将使原子的半径增大。
核电荷数的影响占主导。核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
取决于
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
导致
越小
1、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
一、原子半径
课堂练习：正误判断
(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径( )
(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同( )
(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大( )
(4)各元素的原子半径总比离子半径大( )
(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小( )
×
×
√
×
×
课堂练习： 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“一层”，电子层数越多，半径越大
②“二核”, 电子层数相同，核电荷数越大，半径越小
③“三电子”，电子层数和核电荷数都相等时，电子数越多，半径越大
如：Li Na K Rb Cs
< < < <
如：O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
> > > >
如：Fe3+ Fe2+
<
课堂练习：已知短周期元素的离子aA2＋、 bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．原子半径：A>B>D>C
B．原子序数：D>C>B>A
C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
D．单质的还原性：A>B>D>C
C
阅读课本第23页内容，了解电离能的概念和含义，分析电离能描述的是元素的哪种性质？并分析第一电离能的数值和性质的关系？
电离能
二、电离能
1、概念：
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。 符号：I1 单位：kJ·mol-1
“能量最低”的保证条件
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)
原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量
第二电离能:
第三电离能:
……
通常情况下，第一电离能< 第二电离能< 第三电离能……
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：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
思考：为什么原子的逐级电离能越来越大？
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
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
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。
化合价数＝电离能突变前电离能组数
思考：为什么原子的逐级电离能越来越大？
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
课堂练习：根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是( )
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能与U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s区
D.原子的价电子排布式
为ns2np1的可能是T元素
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
B
（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
思考：观察课本P23图1-22 元素的第一电离能的周期性，总结同周期、同主族元素第一电离能变化有何规律？
(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。
问题1：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
电离能的大小可以表示气态原子失去电子的难易程度
思考：观察课本P23图1-22 元素的第一电离能的周期性，总结同周期、同主族元素第一电离能变化有何规律？
（3）特例（短周期）：
第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
对于 N>O、P>S的解释：
价层电子排布： “全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高。
问题2：从原子结构角度解释电离能为何呈现这样反常现象？
电离能大小：
第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
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
对于 Be>B 、Mg>Al 的解释：失电子的能级能量：3s2 < 3p1
角度一 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2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,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。
角度二 能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子互相排斥,因而第一电离能较低。
(3)电离能大小反常原因
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
原子的逐级电离能越来越大的原因：
电离能跟钠、镁、铝的化合价的关系：
钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；
镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；
铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
化合价数＝电离能突变前电离能组数
2、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
课堂练习：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( )
(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( )
×
√
×
×
×
√
鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。
鲍林研究电负性的手稿
莱纳斯·卡尔·鲍林
(Linus Carl Pauling)
键合电子
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
H
F
键合电子
三、电负性
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
（2）电负性的意义：
电负性越大的原子，在化合物中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，元素的非金属性越强。
三、电负性
（3）电负性大小的标准：
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定F的电负性为4.0，Li的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。
鲍林L.Pauling
电负性的周期性变化
电负性随原子序数的递增呈现周期性变化
电负性的周期性变化
在图中找出电负性最大和最小的元素(不考虑稀有气体和放射性元素);
总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？
一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同族元素从上到下，
元素的电负性逐渐变小。
金属元素的电负性较小，
非金属元素的电负性较大。
（4）电负性的变化规律：
(4)电负性的应用
①判断元素金属性、非金属性的强弱
电负性越大，非金属元素越活泼；
电负性越小，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
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
(5)电负性的应用
课堂练习：请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出元素的化合价
+3
+1
+3
+1
+3
PCl3
ClO2
NF3
NaAlH4
NaBH4
+4
-2
-1
+3
-1
-1
-1
课堂练习:下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5，则下列有关的比较中正确的是( )
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
A
③判断化学键的类型：
但也有特例(如NaH)
3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物
AlCl3
但也有特例(如HF)
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，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越强。
④判断化学键的极性强弱：
如，极性：H—F > H—Cl > H—Br > H—I
课堂练习: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：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
共价化合物（ ）
离子化合物（ ）
②③⑤⑥
①④
元素 Na Li Mg Be Al Si B P C S N CI O F
电负性 0.9 1.0 1.2 1.5 1.5 1.8 2.0 2.1 2.5 2.5 3.0 3.0 3.5 4.0
【探究】下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作ⅠA、ⅦA元素的电负性变化图。
上述元素的第一电离能的变化趋势与电负性的变化趋势有什么不同？为什么？
电负性：是指不同元素的原子对键合电子的吸引能力，鲍林利用实验数据进行了理论计算，得出了各元素的电负性（不包括稀有气体），所以电负性的大小与原子结构无关。
电离能：是指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，所以电离能的大小与原子结构的关系明显。
上述元素的第一电离能的变化趋势与电负性的变化趋势有什么不同？为什么？
课堂练习: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( )
√
√
×
×
√
原子半径渐大，第一电离能总体减小，电负性渐小
原子半径渐大，
第一电离能、电负性减小
原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大
原子半径渐小，第一电离能、电负性减大
注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括
课堂小结
课堂练习: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
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
(2)根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。置换出氢气越容易，则金属性就越强
元素金属性强弱的判断方法
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
(4)根据金属活动性顺序或置换反应中单质越活泼还原性越强，对应金属阳离子的氧化性就越弱，金属性越强。
(3)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。碱性越强，则原金属单质的金属性就越强。
(5)第一电离能越小，金属性越强；电负性越小，金属性越强。
元素非金属性强弱的判断方法
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
(3)形成气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
(2)非金属元素单质与H2化合的难易程度：化合越容易，非金属性越强。
（4)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，对应非金属元素的非金属性就越强。
(5)一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强；对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。如氧化性Cl2>Br2，则非金属性：Cl>Br。
(6)根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：Cu＋Cl2 CuCl2 ，2Cu＋S Cu2S，即得非金属性：Cl>S。
(7)第一电离能越大，非金属性越强；电负性越大，非金属性越强。
第一章 第一节 原子结构
1.2.2 元素周期律
知识回顾：
元素周期律：
元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律
元素周期律实质：
元素原子的核外电子排布周期性的变化是元素性质的周期性变化的必然结果
元素周期律具体表现：
①元素主要化合价的周期性变化
②元素金属性、非金属性的周期性变化……
元素周期律内涵丰富多样，除了以上几点，还有……
【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
原子半径增大
原子半径减小
同一周期，
从左往右原子半径由大到小呈现周期性变化。
同一主族，
从上往下原子半径由小到大递变。
【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
原子半径增大
原子半径减小
电子层数的影响占主导。电子的能层越多，电子之间的排除作用越大，将使原子的半径增大。
核电荷数的影响占主导。核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
取决于
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
导致
越小
1、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
一、原子半径
课堂练习：正误判断
(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径( )
(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同( )
(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大( )
(4)各元素的原子半径总比离子半径大( )
(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小( )
×
×
√
×
×
课堂练习： 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“一层”，电子层数越多，半径越大
②“二核”, 电子层数相同，核电荷数越大，半径越小
③“三电子”，电子层数和核电荷数都相等时，电子数越多，半径越大
如：Li Na K Rb Cs
< < < <
如：O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
> > > >
如：Fe3+ Fe2+
<
课堂练习：已知短周期元素的离子aA2＋、 bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．原子半径：A>B>D>C
B．原子序数：D>C>B>A
C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
D．单质的还原性：A>B>D>C
C
阅读课本第23页内容，了解电离能的概念和含义，分析电离能描述的是元素的哪种性质？并分析第一电离能的数值和性质的关系？
电离能
二、电离能
1、概念：
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。 符号：I1 单位：kJ·mol-1
“能量最低”的保证条件
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)
原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量
第二电离能:
第三电离能:
……
通常情况下，第一电离能< 第二电离能< 第三电离能……
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：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
思考：为什么原子的逐级电离能越来越大？
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
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
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。
化合价数＝电离能突变前电离能组数
思考：为什么原子的逐级电离能越来越大？
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
课堂练习：根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是( )
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能与U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s区
D.原子的价电子排布式
为ns2np1的可能是T元素
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
B
（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
思考：观察课本P23图1-22 元素的第一电离能的周期性，总结同周期、同主族元素第一电离能变化有何规律？
(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。
问题1：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
电离能的大小可以表示气态原子失去电子的难易程度
思考：观察课本P23图1-22 元素的第一电离能的周期性，总结同周期、同主族元素第一电离能变化有何规律？
（3）特例（短周期）：
第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
He
Ne
Ar
H
Li
Na
Be
B
C
N
O
F
Mg
Al
Si
P
S
Cl
对于 N>O、P>S的解释：
价层电子排布： “全空、半满、全满状态更稳定，所需能量高。
问题2：从原子结构角度解释电离能为何呈现这样反常现象？
电离能大小：
第二周期：Be>B N>O
第三周期：Mg>Al P>S
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
对于 Be>B 、Mg>Al 的解释：失电子的能级能量：3s2 < 3p1
角度一 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2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,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。
角度二 能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子互相排斥,因而第一电离能较低。
(3)电离能大小反常原因
随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。
原子的逐级电离能越来越大的原因：
电离能跟钠、镁、铝的化合价的关系：
钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；
镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；
铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
化合价数＝电离能突变前电离能组数
2、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
课堂练习：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( )
(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( )
×
√
×
×
×
√
鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。
鲍林研究电负性的手稿
莱纳斯·卡尔·鲍林
(Linus Carl Pauling)
键合电子
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
H
F
键合电子
三、电负性
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
（2）电负性的意义：
电负性越大的原子，在化合物中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，元素的非金属性越强。
三、电负性
（3）电负性大小的标准：
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定F的电负性为4.0，Li的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。
鲍林L.Pauling
电负性的周期性变化
电负性随原子序数的递增呈现周期性变化
电负性的周期性变化
在图中找出电负性最大和最小的元素(不考虑稀有气体和放射性元素);
总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？
一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同族元素从上到下，
元素的电负性逐渐变小。
金属元素的电负性较小，
非金属元素的电负性较大。
（4）电负性的变化规律：
(4)电负性的应用
①判断元素金属性、非金属性的强弱
电负性越大，非金属元素越活泼；
电负性越小，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
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
(5)电负性的应用
课堂练习：请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出元素的化合价
+3
+1
+3
+1
+3
PCl3
ClO2
NF3
NaAlH4
NaBH4
+4
-2
-1
+3
-1
-1
-1
课堂练习:下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5，则下列有关的比较中正确的是( )
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
A
③判断化学键的类型：
但也有特例(如NaH)
3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物
AlCl3
但也有特例(如HF)
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，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越强。
④判断化学键的极性强弱：
如，极性：H—F > H—Cl > H—Br > H—I
课堂练习: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：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
共价化合物（ ）
离子化合物（ ）
②③⑤⑥
①④
元素 Na Li Mg Be Al Si B P C S N CI O F
电负性 0.9 1.0 1.2 1.5 1.5 1.8 2.0 2.1 2.5 2.5 3.0 3.0 3.5 4.0
【探究】下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作ⅠA、ⅦA元素的电负性变化图。
上述元素的第一电离能的变化趋势与电负性的变化趋势有什么不同？为什么？
电负性：是指不同元素的原子对键合电子的吸引能力，鲍林利用实验数据进行了理论计算，得出了各元素的电负性（不包括稀有气体），所以电负性的大小与原子结构无关。
电离能：是指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，所以电离能的大小与原子结构的关系明显。
上述元素的第一电离能的变化趋势与电负性的变化趋势有什么不同？为什么？
课堂练习: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( )
√
√
×
×
√
原子半径渐大，第一电离能总体减小，电负性渐小
原子半径渐大，
第一电离能、电负性减小
原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大
原子半径渐小，第一电离能、电负性减大
注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括
课堂小结
课堂练习: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
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
(2)根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。置换出氢气越容易，则金属性就越强
元素金属性强弱的判断方法
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
(4)根据金属活动性顺序或置换反应中单质越活泼还原性越强，对应金属阳离子的氧化性就越弱，金属性越强。
(3)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。碱性越强，则原金属单质的金属性就越强。
(5)第一电离能越小，金属性越强；电负性越小，金属性越强。
元素非金属性强弱的判断方法
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
(3)形成气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
(2)非金属元素单质与H2化合的难易程度：化合越容易，非金属性越强。
（4)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，对应非金属元素的非金属性就越强。
(5)一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强；对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。如氧化性Cl2>Br2，则非金属性：Cl>Br。
(6)根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：Cu＋Cl2 CuCl2 ，2Cu＋S Cu2S，即得非金属性：Cl>S。
(7)第一电离能越大，非金属性越强；电负性越大，非金属性越强。