课件28张PPT。第二单元 元素性质的递变规律（2）专题二 原子结构与元素的性质元素的第一电离能的周期性变化第一电离能：基态的气态原子失去1个电子形成+1价气态阳离子时所需的能量
M(g)→ M+(g) + e- I1（＞0）
第二电离能：气态+1价阳离子再失去1个电子形成+1价气态阳离子时所需的能量
M+(g) → M2+(g) + e- I2 （＞0）
其余类推可定义 I3 ，I4 … …
各级电离能大小 I1< I2 < I3单位：kJ·mol-1电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。元素的第一电离能的周期性 影响电离能大小的因素 原子核电荷数——（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。
原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。
电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末层）电离能最大。 电 离 能 增 大
电 He 电
离 离
能 能
减 增
小 Cs 大
电 离 能 减 小 元素电离能在周期表中的变化规律： 化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么钠元素显＋1价，镁元素显＋2价，铝元素显＋3价？元素化合价与原子结构有什么关系？电离能 电离能反映了原子失去电子倾向的大小。电离能越大，越难失去电子。 气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，失去第二个电子所需要的能量叫做第二电离能I2……
M（g，基态）→M+（g）+ e I1
M+（g，基态）→M2+（g）+ e I2交流讨论：根据下图元素第一电离能曲线图，总结电离能的变化规律。NPBeMgZnAs 5 10 15 20 25 30 35 原子序数I1 1—36号元素的第一电离能电离能的变化规律：
同周期，主族元素从左到右，电离能呈逐渐增大的趋势；
同主族，主族元素从上到下，电离能逐渐减小；
特殊： IBe>IB, IMg>IAl
IN>Io, IP>IS,
IZn>IGa钠、镁、铝的逐级电离能数据表电离能及应用M（g) –e- = M+(g) △H=I1 电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。
第一电离能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。
元素的第一电离能越小表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。元素电离能的周期性变化及应用1．元素第一电离能的周期性变化规律
同周期从左到右，随着原子序数的递增，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，随着原子序数的递增，第一电离能有逐渐减小的趋势。原子轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族元素(Be、Mg)、第ⅤA族元素(N、P)的第一电离能分别大于同周期相邻元素。2．元素第一电离能可用来比较元素的金属性的强弱；I1越小，金属性越强，原子失电子能力越强。
3．应用
（1）用来衡量元素的原子或离子气态时失去电子能力的强弱。电离能数值越小，该元素的原子或离子越容易失去电子。
（2）确定元素通常以何种价态存在。
（3）同一元素不同电子的电离能各不相同是核外电子分层排布的有力证据。 电离能是指由气态原子或气态离子失去电子需要的能量。从中性原子中移去第一个电子所需要的能量为第一电离能(I1)，移去第二个电子所需要的能量为第二电离能(I2)，依此类推。现有5种元素A、B、C、D、E，其中有三种金属元素，一种稀有气体元素，其I1～I3分别如下表。根据表中数据判断其中的金属元素有________，稀有气体元素有________，最活泼的金属是________，显＋2价的金属是________。元素电负性的周期性变化鲍林研究电负性的手稿电负性：用来描述不同元素的原子对电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对电子的吸引力越大。 电负性是原子吸引电子的能力大小的一种度量。
指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性 电负性大小与金属、非金属的关系：电负性＜1.8电负性＝1.8电负性＞1.8为金属为“类金属”为非金属电负性的周期性变化 金属性逐渐减弱金属性逐渐减弱电负性与化学键的类型： 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键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，它们之间能常形成共价键。 除了元素的性质外，物质的许多性质也呈现周期性变化，如：单质的熔点、沸点、熔化热、汽化热；氢化物、氯化物、氧化物的生成热、熔点和沸点等，都呈现出规律性的变化趋势。同族元素在性质上的相似性，取决于原子的价电子排布的相似性；而同族元素在性质上的递变性，取决于原子的核外电子层数的增加。
主族元素是金属元素或是非金属元素取决于原子中价电子的多少。通常原子核外价电子少的元素为金属元素，价电子多的元素为非金属元素，外于二者之间的元素兼有金属元素和非金属元素的性质。元素周期律的实质：
元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性下面给出14种元素的电负性：已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
（1）根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是________________________________________
_________________________________________
（2）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。
Mg3N2；BeCl2；AlCl3；SiC。
变式训练 下列各组元素按电负性大小排列正确的是( )
A．F＞N＞O B．O＞Cl＞F
C．As＞P＞H D．Cl＞S＞As
位、构、性三者关系谢谢！专题2第二单元 元素性质的递变规律
第2课时 元素第一电离能的周期性变化 元素电负性的周期性变化
【学习目标】
1．能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质。
2．能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明。
【学习过程】
一．电离能
1．第一电离能I1： 态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。 同一元素的第二电离能 第一电离能。
2．如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5…… ？
〖科学探究〗原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
〖归纳总结〗
1．递变规律 第一电离能从左往右，第一电离能呈 的趋势，从上到下，第一电离能呈 趋势。
2．第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就 。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就 。
3．Be的价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么？
二．电负性：
〖思考与交流〗什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20。
同周期元素、同主族元素电负性如何变化？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？
[科学探究]
1．根据数据制作的第三周期元素的电负性变化如下图，请用类似的方法制作ⅠA、ⅦA元素的电负性变化图。
〖归纳与总结〗
1．金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性 ，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性 ，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐 ；周期表从上到下，元素的电负性逐渐 。
2．同周期元素从左往右，电负性逐渐 ，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐 ，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
专题2第二单元 元素性质的递变规律
第2课时 元素第一电离能的周期性变化 元素电负性的周期性变化
1．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．ns2np5 C．ns2np4 D．ns2np6
2．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形成化合物中，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小于Y
D．气态氢化物的稳定性：Y小于X
3．下列叙述中正确的是 （ ）
A．同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C．室温时，零族元素的单质都是气体
D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小
4．X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知 （ ）
A．X的原子半径大于Y的原子半径
B．X的电负性大于Y的电负性
C．X的氧化性大于Y的氧化性
D．X的第一电离能大于Y的第一电离能
5．元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ）
A．Na > K > Rb B．N > P > As
C．O > S > Cl D．Si > P > Cl
6．对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ ）
A．碱性：NaOH
B．第一电离能：NaC．电负性：Na>Mg>Al
D．还原性：Na>Mg>Al
7．已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
2.8
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.7
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
（1）根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是 。
（2）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC
8．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）如下图所示。
试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题：
（1）同主族内不同元素的E值变化的特点是 。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律。
（2）同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是 （填写编号）。
①?E(砷)>E(硒) ②E(砷)E(硒) ④E（溴）（3）估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围： 。
（4）10号元素E值较大的原因是 。
