电离能和电负性.ppt

目标引领 1、理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化。 2、了解元素电离能、电负性的概念和随原子序数递增的周期性变化的规律。 3、了解电离能和电负性的简单应用。 独立自学 阅读课本p16-19页，完成下列几个问题： （1）元素周期律的内涵； （2）电离能； （3）电负性。 一.原子半径 引导探究 1、影响因素: 2、规律： （1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。 原子半径的大小 取决于 1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数 （2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 （3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多， 原子半径越大。 具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C 下列分析正确的是（ ） A.原子序数关系：CBA B.微粒半径关系： Bn- An+ C.C微粒是稀有气体元素的原子 D. 原子半径关系是：ABC BC 当堂诊学1 二、电离能 1、第一电离能 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最低能量 。符号I1,单位kJ/mol 引导探究 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号I2 完成p18“学与问”栏目 同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐？ 哪些主族反常，比下一主族的高？ 2、元素第一电离能的变化规律 1）同周期： a、从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素； 2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。 （第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？） b、第ⅡA元素ⅢA的元素；第ⅤA元素ⅥA元素 ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构 3、逐级电离能 Na Mg Al 各级电离能(KJ/mol) 496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 20114 21703 23293 ① 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。 ②判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷 4、电离能的意义 当堂诊学2 1、下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是 ( ) A. 原子半径：NaSO B. 稳定性：PH3H2SH2O C．离子半径：Al3+Mg2+Na+ D. 第一电离能：O F Ne 2、判断下列元素第一电离能的大小： a K; O N; P; F Ne; Mg Al； Cl S。 3、观察分析下表电离能数据回答问题： 元素 I1 KJ/mol I2 KJ/mol I3 KJ/mol Na 496 4562 6912 Mg 738 1451 7733 为什么钠元素易形成 Na＋，而不易形成 Na2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？从核外电子排布的规律看，可能是什么原因？ 4、下表是一些气态原子失去核外不同电子所需能量（kJ·mol－1）： 锂 X Y 失去第一个电子 519 502 580 失去第二个电子 7296 4570 1820 失去第三个电子 11799 6920 2750 失去第四个电子 9550 11600 若X Y为短周期元素，则在周期表中分别位于： 族和 族 三、电负性 1、基本概念 化学键： 元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。 键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 电负性： 用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小的数值。（电负性是相对值，没单位） 引导探究3 鲍林L.Pauling 1901-1994 鲍林研究电负性的手搞 金 属：＜1.8 类金属：≈1.8 非金属：＞1.8 2、电负性的标准和数值：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度 3、变化规律: 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。 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。 ②判断化学键的类型 电负性相差很大的元素（大于1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键； ③判断化学键的极性强弱 电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越