高中化学专题2原子结构与元素的性质第2单元元素性质的递变规律第2课时电离能和电负

《高中化学专题2原子结构与元素的性质第2单元元素性质的递变规律第2课时电离能和电负》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学专题2原子结构与元素的性质第2单元元素性质的递变规律第2课时电离能和电负（6页珍藏版）》请在装配图网上搜索。

1、第2课时电离能和电负性1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。(重点)2.了解电离能和电负性的简单应用。(重难点)电 离 能基础初探1.第一电离能(1)含义某元素的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，单位：kJmol1。(2)意义第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。(4)与原子的核外电子排布的关系通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较

2、低，该元素具有较大的第一电离能。2.第二电离能和第三电离能(1)第二电离能1价气态离子失去1个电子，形成2价气态离子所需要的最低能量，用I2表示。(2)第三电离能2价气态离子再失去1个电子，形成3价气态离子所需的最低能量，用I3表示。(3)同一元素的逐级电离能I1、I2、I3In依次增大。1.镁和铝的第一电离能谁大，为什么？【提示】镁的大。因为当原子的外围电子排布处于半满、全满或全空时，原子的能量较低，第一电离能较大。镁的外围电子排布为3s2，铝的外围电子排布为3s23p1，镁的3p轨道全空，3s轨道全满，故镁的第一电离能大。2.为什么钠易形成Na，而不易形成Na2，镁易形成Mg2，而不易形成

3、Mg3？【提示】Na失去一个电子后已达到稳定结构，第二电离能远大于第一电离能，所以钠易形成Na，而不易形成Na2；Mg失去2个电子后已达到稳定结构，第三电离能远大于第二电离能，所以镁易形成Mg2，而不易形成Mg3。合作探究1.同一周期，第一电离能的递变规律探究(根据教材P2021图212和图213)。(1)同一周期，第一电离能的大小变化趋势如何？【提示】从左到右，呈现增大的趋势，零族元素最大，A族元素最小。(2)同一周期，哪些族的第一电离能出现反常？具体说明大小。【提示】A和A族出现反常，第一电离能AA，AA。(3)第三周期中元素的第一电离能的大小顺序如何？用元素符号表示。【提示】NaAlMg

4、SiSPClAr。2.逐级电离能的大小规律探究(根据教材P21，表26)(1)同一元素原子的I1、I2、I3、I4大小顺序如何？【提示】I1I2I3I4(2)根据逐级电离能大小如何判断元素的最高化合价？具体说明。【提示】根据逐级电离能大小的突变判断，如I1I2时元素化合价为1价。如InIn1时元素的化合价为n价。核心突破1.电离能的变化规律(1)第一电离能每个周期的第一种元素(氢元素或碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势，但是AA、AA。同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。(2)逐级电离能原子的逐级电离能越来越大。首

5、先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，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。如Al：I1I2I3I4I52.第一电离能与原子核外电子排布(1)通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。(2)在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。3.电

6、离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子的核外电子的排布如Li：I1I2I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子。(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价如K：I1I2F，C错；第一电离能MgCaK，D错。【答案】A2.(1)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：电离能I1I2I3I4Ia/kJmol15781 8172 74511 578则该元素是_(填写元素符号)。基态锗(Ge)原子的电子排布式是_。Ge的最高价氯化物分子式是_。(2)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有_种。【解析】(1)应用“结构决定性

7、质，性质反映用途”作理论指导，分析、解决相关问题。分析表中数据可知，该元素的逐级电离能中，I1、I2、I3与I4相差较大，说明该元素原子最外层有3个电子，显然该元素为Al。锗原子核外有32个电子，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或Ar3d104s24p2。Ge元素的最高化合价为4，其氯化物为GeCl4。(2)Be、B、N、O原子的最外层电子排布式分别为2s2、2s22p1、2s22p3、2s22p4，Be原子的2s轨道处于全充满的稳定状态，故其第一电离能大于B；N原子的2p轨道处于半充满的稳定状态，故其第一电离能大于O，因此元素的第一电离能介于B和N元

8、素之间的第二周期的元素有Be、C、O 3种。【答案】(1)Al1s22s22p63s23p63d104s24p2GeCl4(2)3【误区警示】元素性质与第一电离能在同周期变化的差异(1)同周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。(2)同周期，从左到右，第一电离能大小顺序为AAAAAAA0族。电 负 性基础初探1.含义电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的物理量。指定F的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。2.变化规律变化规律(1)元素的原子在化合物中吸引电子的能力叫电负性。()(2)同一周期从左到右，元素的电负性递增，同一主族，从上到下，元素的电负性递减。()(3

9、)同一周期(稀有气体除外)碱金属元素的第一电离能最小，电负性最小；A族元素的第一电离能最大，电负性最大。()(4)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物。()【提示】(1)(2)(3)(4)核心突破1.电负性的变化规律电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。2.电负性的应用(1)衡量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，金属元素越活泼；

10、非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性较小的元素集中在元素周期表的左下角。(2)衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小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；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。题组冲关1.下列各组元素的电负性大小顺序正确的是()A.PNOFB.SONFC.SiNaMgAl .D.BrHZn【解析】电负性

11、的周期性变化和元素的金属性、非金属性的周期性变化是一致的。同一周期内从左到右，元素的电负性增大，同一主族内从上至下电负性减小。根据这一规律判断，A正确。【答案】A2.(1)Ni是元素周期表中第28号元素，第2周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是_。(2)基态B原子的电子排布式为_；B和N相比，电负性较大的是_，BN中B元素的化合价为_。【解析】(1)Ni有2个未成对电子，第2周期所含元素的基态原子中有2个未成对电子的原子为碳原子和氧原子，电负性较小的元素为C(碳)。(2)B的原子序数为5，其基态原子的电子排布式为1s22s22p1；B和N都属于第2周期元素，同周期自左至右元素

12、的电负性逐渐增大，故电负性较大的是N；B属于A族元素，化合价为3价。【答案】(1)C(碳)(2)1s22s22p1N 3价3.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AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性1.23.00.93.52.12.51.8已知：一般认为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：_。【解析】元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及上表中数值：Mg3N2中两成键元素间的电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两成键元素间的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。【答案】(1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物6