苏教版高中化学选修三课件:2.2.2 元素第一电离能和电负性的周期性变化
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1、第2课时 元素第一电离能和电负性 的周期性变化,专题2 第二单元 元素性质的递变规律,1.能表述元素第一电离能、电负性的含义。 2.熟知元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。 3.能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。,目标导航,基础知识导学,重点难点探究,随堂达标检测,栏目索引,一、 元素第一电离能的周期性变化,基础知识导学,答案,气态,1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念: 原子失去一个电子形成1价气态阳离子所需要的_ _叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号: 。 (2)元素第一电离能的意义:可以衡量元素的气态原子失去一个电子的 。第一电离能数值
2、越小,原子越 失去一个电子;第一电离能数值越大,原子越 失去一个电子。,能量,I1,难易程度,容易,难,最低,答案,2.元素第一电离能的变化规律 (1)对同一周期的元素而言,碱金属元素的第一电离能最小,_元素的第一电离能最大;从左到右,元素的第一电离能在总体上呈现从 到 的变化趋势,表示元素原子越来越难失去电子。 (2)同主族元素,自上而下第一电离能逐渐 ,表明自上而下原子越来越 失去电子。 (3)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 。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。,稀有气体,小,大,减小,容易,
3、较大,答案,议一议 1.为什么钠易形成Na,而不易形成Na2,Mg易形成Mg2,而不易形成Mg3? 答案 因为Na、Mg2都达到了稳定结构,其电子排布式都为1s22s22p6,再失电子需要吸收的能量突然增大。,答案,2.为什么原子的逐级电离能越来越大?这些数据跟Na、Mg、Al的化合价有什么联系? 答案 因为首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电离能较小,以后再失去电子都是能量较低的电子,所需要的能量多;同时,失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强,从而电离能越来越大。从Na、Mg、Al的电离能数值可知,Na的第一电离能较小,第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍),故Na的化合价为1
4、。而Mg的第三电离能、Al的第四电离能发生突变,故Mg、Al的化合价分别为2、3。,答案,3.为什么镁的第一电离能比铝大,磷的第一电离能比硫的大? 答案 镁的电子排布式为1s22s22p63s2,铝的电子排布式为1s22s22p63s23p1,镁的3s轨道上的电子为全充满状态,属于相对稳定结构,难失电子,所以它的第一电离能比铝的大。 磷的电子排布式为1s22s22p63s23p3,硫的电子排布式为1s22s22p63s23p4,磷的3p轨道上的电子为半充满,属于相对稳定结构,难失电子,所以它的第一电离能比硫的大。,二、元素电负性的周期性变化,答案,1.电负性的意义 电负性是用来 。元素的电负性
5、越大,表明元素原子在化合物中 ;反之,电负性越小,相应原子在化合物中 。 2.电负性的标准 指定氟元素的电负性为 ,Li的电负性为 ,并以此为标准确定其他元素的电负性。,衡量元素在化合物中吸引电子的能力,吸引电子的能力越大,吸引电子的能力越小,4.0,1.0,答案,3.元素电负性的周期性变化规律 (1)同一周期从左到右,元素的电负性 。 (2)同一主族,自上而下,元素的电负性 。因此电负性大的元素集中在 ,电负性小的元素集中在 。,逐渐增大,减小,周期表的右上角,周期表的左下角,4.电负性的应用 (1)元素的电负性可用于判断一种元素是金属还是非金属,以及其活泼性强弱。一般认为,电负性大于 的元
6、素为非金属元素,电负性小于_的元素为金属元素。 (2)利用电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负: 。 (3)利用电负性判断化合物中化学键的类型: 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 ;如果两个成键元素间的电负性的差值小于1.7,它们之间通常形成 。,答案,1.8,1.8,电负性大的元素呈,现负价,电负性小的呈现正价,离子键,共价键,答案,议一议 1.试比较下列两组元素的 (1)第一电离能 (2)电负性 (3)金属性或非金属性。 第一组:Na、Mg、Al;第二组:Si、P、S、Cl。 答案 第一组:(1)MgAlNa, (2)AlMgNa, (3)NaMgA
7、l; 第二组:(1)ClPSSi, (2)ClSPSi, (3)ClSPSi。,2.元素周期表中“对角线规则” 内容是什么? 答案 在元素周期表中,处于左上至右下对角线上的两种元素的电负性的数值近似相等,两者的化学性质比较相似。如铍和铝(电负性均为1.5)、锂和镁等。Be(OH)2和Al(OH)3均具有两性,LiOH和Mg(OH)2均难溶于水、受热易分解。,返回,答案,一、电离能规律及其应用,重点难点探究,1.影响电离能的因素及变化规律 电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 同周期元素具有相同的电子层数,从左到右核电
8、荷数增大,原子半径减小,I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大,因A、A族元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小,稀有气体元素的I1最大。 同主族元素从上到下,原子半径增大起主要作用,元素的I1逐渐减小。,(2)核外电子层排布对电离能的影响 某原子或离子具有全充满、半充满的电子排布时,电离能较大。如A族元素、A族元素比同周期左右相邻元素的I1都大,这是因为A族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满稳定状态,A族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大,原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。 当相邻逐级电离能突然变大时,说明电子的电子层发生
9、了变化,即同一电子层中电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。,2.电离能的应用 (1)比较元素金属性的强弱 一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此元素的电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价,即电离能在In与In1之间发生突变,则元素的原子易 形成n价离子,并且主族元素的最高化合价为n价(或只有n价、0价)。某元素的逐级电离能,若I2I1,则该元素通常显1价;若I3I2,则该元素通常显2价;若I4I3,则该元素通常显3价。,解析答案,例1 请回答下列问题: (1)依据第2周期元素第
10、一电离能的变化规律,参照右图B、F元素的位置,用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。,解析 同周期自左向右元素的第一电离能呈增大趋势,但基态N原子的2p轨道容纳3个电子,处于半满稳定状态,比较稳定,氮元素的第一电离能高于同周期相邻元素,故可标出C、N、O三种元素的相对位置。,答案,解析答案,(2)元素的第一电离能:Al_(填“”或“”)Si。,解析 同一周期元素自左向右第一电离能有增大趋势,第一电离能AlSi。,解析答案,(3)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有_种。,解析 同周期元素的第一电离能从左到右呈增大的趋势,但第A和第A族元素的第一电离能比同周期相邻主族元素的都大,所以符合
11、要求的元素有Be、C、O。,3,解析答案,(4)S、N、O三种元素第一电离能由大到小的顺序为_。,解析 N、O元素属于同一周期,基态N原子2p轨道容纳3个电子,处于半满稳定状态,比较稳定,N元素的第一电离能大于O元素的第一电离能,O、S属于同一主族,且S元素的原子序数大于O元素,S元素的第一电离能小于O元素的第一电离能,所以第一电离能大小顺序是NOS。,NOS,解题反思,A族元素和A族元素的第一电离能只比同周期相邻元素的第一电离能大。,变式训练1 分析下列图表,回答问题。 (1)N、Al、Si、Ge四种元素中,有一种元素的电离能数据如下:,解析答案,则该元素是_(填写元素符号)。,解析 因为I
12、4I3,所以该元素原子最外层有3个电子,为铝元素。,Al,解析答案,(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第_族。,解析 元素M的各级电离能逐级增大,I1和I2差别较小,但I3I2I1,I3突跃式变大,即失去2个电子后,再失去电子变为3价阳离子却非常困难,说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。,A,解题反思,根据元素逐级电离能判断元素化合价的方法:若I(n1)In,则该元素的常见化合价为n价。,二、电负性规律及其应用 1.元素电负性的周期性变化 随原子序数的递增,元素的电负性呈周期性的变化。 同周期从左到右,主族元素电负性逐渐增大;同主族从上到下,元素电负性呈现减小
13、的趋势。 2.元素电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。,金属元素的电负性越小,元素的金属性越强; 非金属元素的电负性越大,元素的非金属性越强。 (2)判断元素的化合价 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; 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。 (3)判断化学键的类型 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
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