2.2 第2课时 元素第一电离能的周期性变化 学案 2023-2024学年高二下学期化学苏教版（2019）选择性必修2

2.2 第2课时　元素第一电离能的周期性变化 【学习目标】 1.能解释主族元素第一电离能变化的一般规律。 2.能利用第一电离能、电子排布式判断周期表中某些元素的特殊性质。 3.初步形成不同事物之间存在内在联系的观点。 【合作探究】 【学习情境】 六氟合铂酸氙——第一个稀有气体化合物 1962年,英国化学家巴特列特通过实验发现了具有强氧化性的PtF6(g)可以将O2分子氧化成,从而反应生成新的化合物。他考虑到Xe电离一个电子(变成Xe+)所需要吸收的能量,与O2电离一个电子(变成)所需要吸收的能量非常相近,进行了模仿O2的这一反应,最终成功合成了Xe的化合物。 任务1　第一电离能的周期性变化 【新知生成】 1.元素第一电离能是气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的　　　　　　。符号: 　　　　。 2.元素第一电离能的意义:可以衡量元素的气态原子　　　　　　　的难易程度。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。 3.同主族元素第一电离能变化规律 元素 F Cl Br I I1/(kJ·mol-1) 1681 1251 1140 1008 元素 Li Na K Rb I1/(kJ·mol-1) 587.1 496 418.6 402.9 　　(1)从数据看,两族元素I1大小关系为　　　　　　　　　　　　　　　。 (2)同族元素第一电离能变化规律为　　　　　　　　　　　,原因是　　　　　　　　　。 　　4.同周期元素第一电离能变化规律 (1)同周期元素第一电离能总体趋势为　　　　　　　　　　　　　　　,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 (2)图中第三周期元素的第一电离能镁大于铝,磷大于硫,写出它们的核外电子排布式,解释出现反常的原因:　 。 【答案】1.最低能量　I1 2.失去一个电子 3.(1)卤族元素的第一电离能远大于碱金属元素的 (2)从上到下逐渐减小　原子半径逐渐增大,失电子能力逐渐增强 4.(1)从左到右呈增大的趋势　同周期元素从左到右,原子半径逐渐减小,失电子能力减弱,I1逐渐增大 (2)镁原子的电子排布式为1s22s22p63s2,铝原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1,镁原子的3s轨道为全充满状态,难失电子,所以它的第一电离能比铝的大。磷原子的电子排布式为1s22s22p63s23p3,硫原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4,磷原子的3p轨道为半充满状态,难失电子,所以它的第一电离能比硫的大 【核心突破】 　　典例1　下列说法正确的是 (　　) A.第3周期元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中,氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 【答案】A 【解析】同周期元素从左到右第一电离能呈逐渐增大的趋势,碱金属第一电离能最小,稀有气体元素的第一电离能最大,A项正确,C项错误;镁的外围电子排布式为3s2,铝的外围电子排布式为3s23p1,镁为全充满状态,较难失去电子,故其第一电离能要大于铝的第一电离能,B项错误;根据同主族、同周期主族元素第一电离能的递变规律可以推测,第一电离能:K<Ca<Mg,D项错误。 　　典例2　元素的第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。请回答下列问题: (1)元素的第一电离能:Al　　　　(填“>”或“<”)Si。 (2)第2周期元素中,第一电离能介于B、N之间的有　　　　种。 (3)S、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为　　　　　　　　(用元素符号表示)。 【答案】(1)<　(2)3　(3)N>O>S 【解析】(1)同一周期元素自左向右,第一电离能呈增大趋势,第一电离能Al<Si。 (2)同周期元素的第一电离能从左到右呈增大的趋势,但ⅡA和ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻主族元素的都大,所以符合要求的元素有Be、C、O。 (3)N、O元素属于同一周期,基态N原子2p轨道容纳3个电子,处于半充满状态,比较稳定,N元素的第一电离能大于O元素的第一电离能,O、S属于同一主族,且S元素的原子序数大于O元素,S元素的第一电离能小于O元素的第一电离能,所以第一电离能由大到小的顺序是N>O>S。 归纳总结　影响电离能的因素 电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。同一周期从左到右,元素的核电荷数逐渐增大,原子半径逐渐减小,电离能呈增大趋势;同一主族,核电荷数越大,半径越大,电离能越小;原子轨道处于全空、全