【高中化學(xué)】第一章第二節(jié) 核外電子排布與元素的性質(zhì) 2022-2023學(xué)年高二上 人教版（2019）選擇性必修2

§1.3.1原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)電離能2溫故知新1、前四周期元素中，基態(tài)原子中未成對電子與其所在周期數(shù)相同的元素有幾種(

)A．3種

B．4種C．5種 D．6種2.下列離子中，半徑最大的是（）A、O2-B、S2-C、Mg2+D、Cl-C第一周期H(1s1)、第二周期C(1s22s22p2)和O(1s22s22p4)、第三周期P(1s22s22p63s23p3)、第四周期Fe(1s22s22p63s23p63d64s2)共5種元素。B3知識回顧隨著原子核外電子排布的周期性變化，元素的哪些性質(zhì)也會呈現(xiàn)周期性變化規(guī)律？回憶思考1.金屬性(失電子能力)2.非金屬性（得電子能力）3.原子半徑4.元素的主要化合價同一周期從左到右逐漸減弱；同一主族從上到下逐漸增強(qiáng)同一周期從左到右逐漸增強(qiáng)；同一主族從上到下逐漸減弱同周期最高正價從+1價到+7價，負(fù)價從-4到價-1價同一周期從左到右逐漸減??；同一主族從上到下逐漸增大4知識回顧一二三四五六七BSiAsTePoSbGeAlAt族周期IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA原子得電子能力增強(qiáng)原子得電子能力增強(qiáng)原子失電子能力增強(qiáng)原子失電子能力增強(qiáng)5一、電離能及其變化規(guī)律1.定義：基態(tài)氣態(tài)原子或離子失去一個電子所需要的最小能量2.符號：I

單位：KJ/mol3.分類吸收能量正值I2I1I3M(g)=M+(g)+e-I1（第一電離能）M+(g)=M2+(g)+e-I2（第二電離能）M2+(g)=M3+(g)+e-I3（第三電離能）I1<I2<I3..........從一價氣態(tài)基態(tài)陽離子中再失去一個e-所需要能量稱第二電離能4.意義：表示原子或離子失去電子的難易程度

電離能越小，該氣態(tài)原子越容易失去電子，電離能越大，氣態(tài)時該原子越難失去電子。故可判斷金屬原子在氣態(tài)時失電子的難易程度65.電離能的變化規(guī)律：

觀察下表，

總結(jié)

I1

變化規(guī)律？（同周期、同主族）思考探究①同周期②同主族自左向右增大趨勢自上而下減小趨勢(1)電離能變化趨勢：隨原子序數(shù)遞增ⅡA和ⅤA反常ⅡA>ⅢA；ⅤA>ⅥA7ⅡA和ⅤA的I1

反?，F(xiàn)象的解釋？思考交流Be1s22s2N1s22s22p3全充滿半充滿洪特規(guī)則(2)通常同周期主族元素自左向右I1

增大趨勢，但ⅡA、ⅤA族元素原子的外圍電子排布分別為ns2、ns2np3，為全充滿和半充滿結(jié)構(gòu)，這兩族元素原子第一電離能反常。8(3)同周期過渡金屬元素第一電離能增大趨勢不明顯，原因增加電子排布在3d原子軌道上，使原子核對外層電子的引力增強(qiáng)不明顯96.影響電離能大小因素核電荷數(shù)電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越多、半徑越小、核對外層電子引力越大、越不易失去電子，電離能越大。原子半徑同族原子半徑越大、原子核對外層電子的引力越小，越易失電子，電離能越小。電子層結(jié)構(gòu)穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)（同周期末層）電離能最大。107、電離能的應(yīng)用確定核外電子排布如Li：I1?I2＜I3，表明Li核外3個電子排布K、L層，最外層只1個電子確定元素化合價如K：I1?I2＜I3

，表明K原子容易失去一個電子形成＋1價陽離子。判斷元素性質(zhì)強(qiáng)弱I1

越大，元素非金屬性越強(qiáng)；I1

越小，元素金屬性越強(qiáng)。11逐級電離能元素電離能NaMgAlI1496738577I2456214511817I3691277332745I495401054011578特別注意同一原子的逐級I

越來越大;同一原子I

突變則能層變化;金屬活動性順序與相應(yīng)電離能大小順序不一致。金屬活動性順序表示自左向右，在水溶液中金屬原子失去電子越來越困難。電離能是金屬原子在氣態(tài)失去電子成為氣態(tài)陽離子能力，它是原子氣態(tài)時活潑性的量度。由于兩者所對應(yīng)的條件不同，所以二者不完全一致§1.3.2原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)電負(fù)性13H原子Cl原子誰吸引電子的能力強(qiáng)！Cl原子H原子電離能是原子失電子能力的定量描述，原子得電子能力如何定量描述？141.定義：二、電負(fù)性及其變化規(guī)律吸引鍵合電子能力的標(biāo)度化合物中元素的原子....Cl:H....[Cl:]-F4.0Na+電負(fù)性是原子吸引電子的能力大小的一種標(biāo)度。通常以符號X表示。其值是相對的，無單位。指定氟的電負(fù)性為4.0，F(xiàn)=4.0Li=1.0，并以此為標(biāo)準(zhǔn)確定其他元素的電負(fù)性152、電負(fù)性變化規(guī)律①同周期②同主族增大趨勢減小趨勢③一般金屬<1.8<非金屬16同主族元素從上到下，雖然核電荷數(shù)也增多，但電子層數(shù)增多引起原子半徑增大比較明顯，原子和對外層電子的吸引能力逐漸減弱，元素的電負(fù)性值遞減①同周期從左至右元素的電負(fù)性逐漸增大②同一主族中，從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小③副族，同族類似同周期從左至右，電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)增大，原子半徑遞減，有效核電荷遞增，對外層電子的吸引能力逐漸增強(qiáng)，因而電負(fù)性只增加173、對角線規(guī)則如Li、Mg在空氣中燃燒產(chǎn)物為Li2O、MgO；Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物；H3BO3、H2SiO3都是弱酸。元素周期表中，某些主族元素與右下方主族元素性質(zhì)有些相似。181、判斷元素性質(zhì)強(qiáng)弱一般：非金屬＞1.8金屬＜1.8類金屬≈1.82、判斷鍵的類型一般：成鍵元素原子電負(fù)性差＞1.7，離子鍵

差＜1.7，共價鍵例H：2