新教材適用2023-2024學(xué)年高中化學(xué)專題2原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第2單元元素性質(zhì)的遞變規(guī)律第2課時元素第一電離能和電負(fù)性的周期性變化課件蘇教版選擇性必修2

第2課時元素第一電離能和電負(fù)性的周期性變化專題2第二單元內(nèi)容索引010203自主預(yù)習(xí)新知導(dǎo)學(xué)合作探究釋疑解惑課堂小結(jié)課標(biāo)定位、素養(yǎng)闡釋1.能說出元素電離能、電負(fù)性的含義,能描述主族元素第一電離能、電負(fù)性變化的一般規(guī)律,能從電子排布的角度對這一規(guī)律進(jìn)行解釋,形成“結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)”的觀念。能從宏觀和微觀相結(jié)合的視角分析與解決實際問題。2.利用計算機(jī)作圖,描述原子序數(shù)與原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等數(shù)據(jù)的關(guān)系,認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)變化的關(guān)系。自主預(yù)習(xí)新知導(dǎo)學(xué)一、元素第一電離能的周期性變化1.第一電離能。(1)含義:某元素的

氣態(tài)原子

失去一個電子形成+1價

氣態(tài)陽離子

所需要的最低能量,叫做該元素的第一電離能,用符號I1表示,單位為kJ·mol-1。(2)意義:第一電離能數(shù)值越小,原子越

容易

失去一個電子;第一電離能數(shù)值越大,原子越難失去一個電子。(3)變化規(guī)律:同周期元素,隨著原子序數(shù)的增加,元素的第一電離能呈現(xiàn)

增大

的趨勢,堿金屬的第一電離能

最小

,稀有氣體的第一電離能

最大

。同主族元素,隨著電子層數(shù)的增加,元素的第一電離能逐漸

減小

。(4)與原子的核外電子排布的關(guān)系:通常情況下,當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半充滿(p3、d5、f7)和全充滿(p6、d10、f14)結(jié)構(gòu)時,原子的能量

較低

,該元素具有

較大

的第一電離能。2.第二電離能和第三電離能。(1)第二電離能:+1價

氣態(tài)離子失去1個電子,形成

+2價

氣態(tài)離子所需要的最低能量,用I2表示。(2)第三電離能:+2價

氣態(tài)離子再失去1個電子,形成

+3價

氣態(tài)離子所需的最低能量,用I3表示。(3)同一元素的逐級電離能I1、I2、I3……In依次

增大

?！咀灾魉伎?】

在第3周期中,第一電離能最小的元素是什么?第一電離能最大的元素是什么?提示：一般來說,同周期從左到右,元素的第一電離能呈逐漸增大的趨勢(第ⅡA族、第ⅤA族元素反常),同周期中堿金屬和氫元素的第一電離能最小,稀有氣體元素的第一電離能最大,故第3周期中第一電離能最小的元素為Na,第一電離能最大的元素為Ar。二、元素電負(fù)性的周期性變化1.電負(fù)性的意義。電負(fù)性是用來

衡量元素在化合物中吸引電子的能力

。2.電負(fù)性的標(biāo)準(zhǔn)。指定氟元素的電負(fù)性為

4.0,并以此為標(biāo)準(zhǔn)確定其他元素的電負(fù)性。3.電負(fù)性的應(yīng)用。(1)元素電負(fù)性數(shù)值的大小可用于衡量元素的金屬性、非金屬性的強(qiáng)弱。一般認(rèn)為,電負(fù)性大于1.8的元素為

非金屬元素

,電負(fù)性小于1.8的元素是

金屬元素

。(2)電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱,元素的化合價為

正值

;電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng),元素的化合價為

負(fù)值

。(3)利用電負(fù)性判斷化合物中化學(xué)鍵的類型。一般認(rèn)為兩種成鍵元素的電負(fù)性差值大于1.7,它們之間通常形成

離子鍵

;如果兩種成鍵元素的電負(fù)性的差值小于1.7,它們之間通常形成

共價鍵

。4.元素電負(fù)性的周期性變化規(guī)律。(1)同一周期,主族元素的電負(fù)性從左到右依次

增大

,表明其吸引電子的能力逐漸

增強(qiáng)

,金屬性逐漸

減弱

,非金屬性逐漸

增強(qiáng)

。(2)同一主族,元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)

減小

的趨勢,表明其吸引電子的能力逐漸

減弱

,金屬性逐漸

增強(qiáng)

,非金屬性逐漸

減弱

?！咀灾魉伎?】

元素周期表中(放射性元素除外),電負(fù)性相差最大的兩種元素是什么?提示：電負(fù)性的遞變規(guī)律:一般來說,同周期從左到右元素的電負(fù)性逐漸增大,同主族從上到下元素的電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢,故周期表中電負(fù)性最大的元素是F,電負(fù)性最小的元素是Cs,F與Cs的電負(fù)性相差最大。三、元素周期律的意義1.對人們認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的關(guān)系具有指導(dǎo)意義。在

ⅠA族可找到制造光電材料的元素,在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造優(yōu)良的

半導(dǎo)體

材料的元素。2.為人們尋找新元素提供科學(xué)途徑?！拘Ч詼y】

1.判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“×”。(1)電負(fù)性可以用來衡量元素在化合物中吸引電子的能力。(

)(2)同一周期主族元素,從左到右,元素的電負(fù)性增大;同一主族,從上到下,元素的電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢。(

)(3)同一周期的主族元素,堿金屬元素的第一電離能最小,電負(fù)性最小;ⅦA族元素的第一電離能最大,電負(fù)性最大。(

)(4)兩種元素電負(fù)性差值越大,越容易形成共價化合物。(

)√√√×2.下列選項中,第二電離能最大的元素所具有的電子層結(jié)構(gòu)為(

)。A.1s2

B.1s22s1

C.1s22s2

D.1s22s22p13.(1)Ni是元素周期表中第28號元素,第2周期基態(tài)原子未成對電子數(shù)與Ni相同且電負(fù)性最小的元素是

。

(2)基態(tài)B原子的電子排布式為

;B和N相比,電負(fù)性較大的是

,BN中B元素的化合價為

。

答案：(1)C(碳)

(2)1s22s22p1

N

+3價解析：(1)Ni有2個未成對電子,第2周期所含元素的基態(tài)原子中有2個未成對電子的原子為碳原子和氧原子,電負(fù)性較小的元素為C(碳)。(2)B的原子序數(shù)為5,其基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p1;B和N都屬于第2周期元素,同一周期,主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大,故電負(fù)性較大的是N;B屬于ⅢA族元素,BN中B化合價為+3價。B合作探究釋疑解惑探究任務(wù)1電離能的變化規(guī)律及應(yīng)用【問題引領(lǐng)】

1.1~36號元素第一電離能(I1)的變化如圖所示。據(jù)圖可知,ⅡA族和ⅤA族元素的第一電離能比同周期的相鄰元素都高,試解釋原因。

提示：同周期中,ⅡA族元素原子的外圍電子排布為ns2,ⅤA族元素原子的外圍電子排布為ns2np3,np軌道分別為全空和半充滿狀態(tài),比較穩(wěn)定,失去一個電子需要的能量大,所以第一電離能比同周期相鄰元素的要高。2.為什么同一元素的電離能逐級增大?提示：同一元素的逐級電離能是逐漸增大的,即I1<I2<I3<……這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子后,半徑變小,核電荷數(shù)未變而電子數(shù)目變少,原子核對電子的吸引作用增強(qiáng),因而第二個電子比第一個電子難失去,失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量。同理I3>I2、I4>I3……In+1>In。3.為什么Na、Mg、Al的化合價分別為+1價、+2價、+3價?提示：Na的I1比I2小很多,電離能差值很大,說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多,所以Na容易失去一個電子形成+1價離子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去兩個電子形成+2價離子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三個電子形成+3價離子?！練w納提升】

1.認(rèn)識電離能。(1)由電離能的遞變規(guī)律可知:同周期主族元素從左到右,元素的第一電離能呈增大趨勢,但ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一電離能較同周期ⅢA族的B、Al、Ga的第一電離能要大;ⅤA族的N、P、As的第一電離能較同周期ⅥA族的O、S、Se的第一電離能要大。這是由于ⅡA族元素的最外層電子排布為ns2,np為全空較穩(wěn)定狀態(tài),而ⅤA族元素的最外層電子排布為np3,為半充滿狀態(tài),比ⅥA族的np4狀態(tài)穩(wěn)定。(2)金屬活動性順序與相應(yīng)的電離能的大小順序并不完全一致。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。電離能是指金屬原子在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力,它是金屬原子在氣態(tài)時活動性的量度。由于金屬活動性順序與電離能所對應(yīng)的條件不同,所以兩者不可能完全一致。2.電離能的應(yīng)用。(1)比較元素金屬性的強(qiáng)弱:一般情況下,元素的第一電離能越小,元素的金屬性越強(qiáng)。(2)確定元素原子的核外電子層排布:由于電子是分層排布的,內(nèi)層電子比外層電子難失去,因此元素的電離能會發(fā)生突變。(3)確定元素的化合價:如果,即電離能在In與In+1之間發(fā)生突變,則元素的原子易形成+n價離子,并且主族元素的最高化合價為+n價。某元素的逐級電離能,若I2?I1,則該元素通常顯+1價;若I3?I2,則該元素通常顯+2價;若I4?I3,則該元素通常顯+3價?！镜湫屠}】

【例題1】

不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量即第一電離能(設(shè)其為I1),如圖所示。

試根據(jù)元素在元素周期表中的位置,分析圖中曲線的變化特點,并回答下列問題。(1)同主族元素的I1變化的特點是

。(2)同周期內(nèi),隨原子序數(shù)的增大,I1呈增大的趨勢。但個別元素的I1出現(xiàn)反?，F(xiàn)象。試預(yù)測下列關(guān)系式中正確的是

(填字母)。A.I1(砷)>I1(硒) B.I1(砷)<I1(硒)C.I1(溴)>I1(硒) D.I1(溴)<I1(硒)(3)試估計1mol氣態(tài)鈣原子失去最外層一個電子所需能量I1的取值范圍:

<I1<

。

答案：(1)隨著元素原子序數(shù)的增大,I1逐漸變小(2)AC(3)419kJ·mol-1

738kJ·mol-1解析：(1)從H、Li、Na、K等的第一電離能可以看出,同主族元素隨著元素原子序數(shù)的增大,I1逐漸變小。(2)從第2、3周期元素第一電離能變化規(guī)律可以看出,同周期元素從左到右第一電離能總體呈逐漸增大趨勢,但ⅡA族和ⅤA族元素比同周期相鄰元素的I1都高。由此可以測:I1(砷)>I1(硒),I1(溴)>I1(硒)。(3)根據(jù)同主族、同周期元素第一電離能變化規(guī)律可以推測:I1(K)<I1(Ca)<I1(Mg)?！咀兪接?xùn)練1】

下列敘述不正確的是(

)。A.第一電離能的周期性遞變規(guī)律是原子核外電子排布周期性變化的結(jié)果B.通常情況下,原子第二電離能高于第一電離能C.Be的第一電離能小于B的第一電離能D.在同一主族中,自上而下第一電離能逐漸減小答案：C解析：元素的第一電離能與其核外電子排布有關(guān)。當(dāng)原子核外電子排布形成全空、半充滿和全充滿時原子能量最低,該元素有較大的第一電離能。Be外圍電子排布為2s2全充滿而B為2s22p1,則第一電離能B<Be?！締栴}引領(lǐng)】

探究任務(wù)2電負(fù)性的變化規(guī)律及應(yīng)用電負(fù)性是用來衡量元素在化合物中吸引電子的能力,可以用下圖形象表述。

1.查閱教材中H、O、Cl的電負(fù)性數(shù)據(jù),分析HClO中各元素的價態(tài)。提示：H、O、Cl的電負(fù)性分別為2.1、3.5、3.0,根據(jù)HClO的結(jié)構(gòu)式H—O—Cl,可知O對鍵合電子的吸引力最強(qiáng),鍵合電子偏向氧元素,O為-2價,H為+1價、Cl為+1價。2.根據(jù)電負(fù)性的變化規(guī)律,分析預(yù)測元素周期表中電負(fù)性最大的元素是哪種元素?電負(fù)性最小的元素是哪種元素?(放射性元素除外)提示：電負(fù)性最大的元素為F,電負(fù)性最小的元素為Cs。3.電負(fù)性越大的元素,非金屬性越強(qiáng)嗎?第一電離能越大嗎?提示：元素的電負(fù)性越大,非金屬性越強(qiáng),但第一電離能不一定越大,例如電負(fù)性N<O,而第一電離能N>O?！練w納提升】

1.電負(fù)性的變化規(guī)律。(1)同一周期,主族元素的電負(fù)性從左到右依次增大。(2)同一主族,自上而下,元素的電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢。(3)電負(fù)性最大的元素在元素周期表的右上角(F),電負(fù)性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性,一般不考查)。2.電負(fù)性的應(yīng)用。(1)判斷元素類型。判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素以及元素的活動性。

(2)衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。①電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱,元素的化合價為正值。②電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng),元素的化合價為負(fù)值。(3)判斷化學(xué)鍵類型。

如H的電負(fù)性為2.1,Cl的電負(fù)性為3.0,Cl的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為3.0-2.1=0.9<1.7,故H與Cl形成的化學(xué)鍵為共價鍵;Al的電負(fù)性為1.5,Cl的電負(fù)性與Al的電負(fù)性之差為3.0-1.5=1.5<1.7,因此Al與Cl形成的化學(xué)鍵為共價鍵。(4)解釋元素“對角線”規(guī)則。

Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2;Be、Al的電負(fù)性均為1.5;B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8。Li與Mg、B與Si的電負(fù)性接近,Be與Al的電負(fù)性相同,說明它們對鍵合電子的吸引力相當(dāng),它們表現(xiàn)出的性質(zhì)相似,如Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等?！镜湫屠}】

【例題2】

已知元素的電負(fù)性和元素的化合價一樣,也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出14種元素的電負(fù)性:已知:一般認(rèn)為兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7時,形成離子鍵,兩成鍵元素間電負(fù)性差值小于1.7時,形成共價鍵。(1)根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù),可推知元素的電負(fù)性具有的變化規(guī)律是

。(2)判斷下列物質(zhì)中的化學(xué)鍵是離子鍵還是共價鍵?Mg3N2:

,BeCl2:

,AlCl3:

,SiC:

。

答案：(1)隨著原子序數(shù)的遞增,元素的電負(fù)性呈周期性變化(2)離子鍵共價鍵共價鍵共價鍵解析：由表中數(shù)據(jù)可知,元素的電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及表中數(shù)值:Mg3N2中兩成鍵元素間的電負(fù)性差值為1.8,大于1.7,形成離子鍵;BeCl2、AlCl3、SiC中兩成鍵元素間的電負(fù)性差值分別為1.5、1.5、0.7,均小于1.7,形成共價鍵?！咀兪接?xùn)練2】

碳、氧、硅、鍺、氟、氯、溴、鎳元素在化學(xué)中占有極其重要的地位。(1)第2周期基態(tài)原子未成對電子數(shù)與Ni相同且電負(fù)性最小的元素是

。

(2)從電負(fù)性角度分析,碳、氧和硅元素的非金屬性由強(qiáng)至弱的順序為

。

(3)CH4中共用電子對偏向C,SiH4中共用電子對偏向H,則C、Si、H的電負(fù)性由大到小的順序為

。

(4)基態(tài)鍺(Ge)原子的電子排布式是

,Ge的最高價氯化物分子式是

。該元素可能的性質(zhì)或應(yīng)用有

(填字母)。

A.是一種活潑的金屬元素B.其電負(fù)性大于硫C.其單質(zhì)可作為半導(dǎo)體材料D.鍺的第一電離能高于碳而電負(fù)性低于碳(5)溴與氯能以

鍵結(jié)合形成BrCl,BrCl分子中,

顯正電性。BrCl與水發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程