高中化学_元素周期律和元素周期表竞赛课件.ppt

6、 电离能的周期性变化 ⑴ 电离能（I）的定义： 使气态的、基态的中性原子失去电子变为气态离子所需要的能量 M(g) – e → M+(g) I1 —— 第一电离能 M+(g) – e → M2+(g) I2 —— 第二电离能 …… 各级I关系为：I1﹤I2﹤I3﹤……﹤Ii 电离能反映了原子失去电子的难易。I小，原子易失去电子，金属性强。反之，I大，原子难失去电子，金属性弱。电离能的变化也呈现周期性的递变规律。 1102 953.6 185.1 157.1 114.2 87.1 62.6 35.0 17.4 F 9 871.1 739.1 138.1 113.9 77.4 54.9 35.1 13.6 O 8 666.8 551.9 97.9 77.5 47.4 29.6 14.5 N 7 489.8 392.0 64.5 47.9 24.4 11.3 C 6 340.1 259.3 37.9 25.1 8.3 B 5 217.7 153.9 18.2 9.3 Be 4 122.4 75.6 5.4 Li 3 I9 I8 I7 I6 I5 I4 I3 I2 I1 元素符号 核电荷数 ① I1 I2 I3 I4 I5 ② 分析Li，原子核外有3电子。I3比I2增大不到一倍，但I2比I1却增大了十几倍。说明这3电子分两组，两组能量有差异。I1比 I2、I3小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容易被去掉。另两个电子能量较低，在离核较近的区域运动。 ③ 结论：电子是分层排布的。 Ⅰ、电离能在周期中的递变规律： 从左→右，随核电荷增大，Z*增大，核对电子的吸引力增大，I↑(即:每周期IA的电离能最小，而0族稀有气体电离能最大。过渡元素中，电子依次加到次外层，Z * 增加不多，r减小缓慢，I 略有增加。 原子结构的半满和全满状态较稳定，电离能比相邻原子大。 ⑵电离能及其在周期系中的递变规律： Ⅱ、电离能在同族中的递变规律： 从上→下n增大，r增大，核对外层电子的吸引力减小。所以电离能下降。 1~18号元素的I1变化规律 元素的第一电离能的变化规律 7、电子亲合能（A）的周期性变化 ⑴ 电子亲合能（A）定义： 由气态原子得到电子变为气态负离子所放出的能量 例： F(g) + e → F-(g) A1 = -328KJmol-1 A是体现元素原子得到电子转变为负离子的难易。A越负表明其越易得到电子变成负离子，表示非金属性愈强。 ⑵ 电子亲合能的周期性变化： ① 同周期： 从左→右有效核电荷增大，原子半径减小，核外电子吸引力增加，所以电子亲合能的负值增大，即放出能量增大。 ② 同族： 从上→下，因原子半径增大，核对电子的吸引力下降。所以A的负值变小。 * * 奥林匹克化学竞赛辅导 一、元素周期表 元素周期表的结构 判断： 元素所在的周期数=元素原子具有的电子层数 电子层数不变，按照原子序数依次递增所形成的横行 分类： 短周期（1、2、3） 长周期（4、5、6、7） 概念： 1、周期 例、试判断11号Na元素48号Cd元素的周期 ∵ 电子层数 n=5, ∴ Cd元素为第五周期元素。 11Na的电子排布式为： 1s22s22p63s1 (或[Ne]3s1) ∵ 电子层数 n = 3， ∴ Na所在的周期为第三周期。 48Cd的电子排布式为： [Kr]4d105s2 2 8 8 18 18 32 未满 1s 2s,2p 3s,3p 3d,4s,4p 4d,5s, 5p 4f,5d,6s,6p 5f,6d,7s (未完) Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ 2 8 8 18 18 32 23(未完) 1 2 3 4 5 6 7 电子最大容量 原子轨道 能级组 元素数目 周期 各周期元素的数目 各周期元素的数目 ＝各能级组中所能容纳的电子数目 2、族 概念： 最外层电子数不变，电子层数递增形成的纵行 分类： 主族（A）、副族（B）、Ⅷ族、0族 共7个主族。特点：内层轨道已填满，最后一个电子填充于ns或np轨道上(具有ns1～2 或 ns2 np1～6结构)的元素。 主族元素： 主族元素的族数＝原子最外层电子数 最外层电子数 ns + np ＝8时，称0族元素 例： 试推出35号元素所在的周期和族? 解： 35号元素溴(Br)的电子结构式为: 1s22s22p63s23p63d104s24p5 ∴ 该元素在周期系的第四周期 ⅦA族 副族元素（B族） 次外层轨道未填满，最外层1～2个电子。(具有(n-1)d1～10 ns1～2的结构） (n-1) d + ns 电子数 ＜ 8 时。则： 族数 ＝ (n-1)d + ns 电子数 (n-1)d + ns