1.2.2 元素周期律电离能 课件2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

第二节 原子结构与元素的性质 第一章 原子结构和性质 第二课时 元素周期律 知识回顾： 元素周期律： 元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律 元素周期律实质： 元素原子的核外电子排布周期性的变化是元素性质的周期性变化的必然结果 元素周期律具体表现： ①元素主要化合价的周期性变化 ③元素金属性、非金属性的周期性变化 ②原子半径 元素周期律内涵丰富多样，除了以上几点，还有…… 一、原子半径及其变化规律 影响原子半径大小的因素 电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，使原子半径增大。 核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。 ①电子的能层数 ②核电荷数 原子半径大小的变化规律 ①同周期 从左到右，核电荷数越大，原子半径越小。 ②同主族 从上到下，核电荷数越大，原子半径越大。 微粒半径大小的比较方法 电子层数 同族：电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 核电荷数 电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小。 核外电子数 电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 例如：r(Cl-) r(Cl) r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+) ＞ ＞ ＞ 电子层相同时，“序大径小” 【思考】核电荷数、能层数均不同的离子，该怎么比较离子半径大小？ 例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋) 可选r(Na＋)为参照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋) ＞ ＞ 【达标检测】 下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( ) A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br C.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D.Cl-、Br-、I- 2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是 (　　) A． 1s22s22p3 B． 1s22s22p1 C． 1s22s22p63s23p1 D． 1s22s22p63s23p4 C 氮(N) 硼(B) 铝(Al) 硫(S) 当堂检测 课堂练习3、 四种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3 ④1s22s22p5,则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是(　　)。 A.①>②>③>④ B.②>①>③>④ C.②>①>④>③ D.①>②>④>③ B 小结：比较方法——三看： ①先看电子层数，电子层数越多，半径越大 ②电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小 ③同种元素不同粒子，电子数越多，半径越大 如：Li Na K Rb Cs < < < < 如：O2- F- Na+ Mg2+ Al3+ > > > > 如：Fe3+ Fe2+ < 取决于 能层数越多 能层数相同 核电荷数越大 导致 越小 原子半径 电子能层数 核电荷数 导致 越大 电子之间的排斥力也就越大 核对电子的引力也就越大 原子半径____ 原子半径____ 这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变 越靠右，越靠上 ② 非金属性增强 ①原子半径减小 ③单质氧化性增强 ④离子还原性减弱 ⑥气态氢化物稳定性增强 ⑦最高价氧化物对应水化物酸性增强 ⑤单质与H2化合越来越容易 越靠左，越靠下 ② 金属性增强 ①原子半径增大 ③单质还原性增强 ④离子氧化性减弱 ⑥最高价氧化物对应水化物碱性增强 ⑤单质与H2O (或酸)反应剧烈程度增加 HF：最稳定氢化物 HClO4：最强含氧酸 【复习回顾】 1.下列事实能说明金属性Mg＞Al的是( ) A、Al最外层有3个电子，Mg最外层有2个电子 B、Mg能与热水反应，而Al却只能与沸水微弱反应 C、碱性：Mg(OH)2中强碱，Al(OH)3两性氢氧化物 D、常温下，Mg能与浓硝酸剧烈反应，而Al遇浓硝酸没有明显变化 当堂检测 BC 2.下列各组元素性质的递变规律错误的是(　　) A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B.B、C、N、O、F原子半径依次增大 C.Be、Mg、Ca、Sr、Ba的失电子能力依次增强D.P、S、Cl元素的最高正化合价依次升高 B 当堂检测 3.应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是 ①Be的氧化物的水化物可能具有两性 ②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气 ③At单质为有色固体，At难溶于水易溶于四氯化碳 ④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱 ⑤SrSO4是难溶于水的白色固体 ⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体 A.①②③④　　B.②④⑥　　C.①③⑤　　D.②④⑤ B 54下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列的是 ①基态X的原子结构示意图： ②基态Y的价电子排布式：3s23p5 ③基态Z2－的轨道表示式： ④W基态原子有2个能层，电子式： A.③>①>②>④ B.③>②>①>④ C.①>③>④>② D.①>④>③>② A 二、电离能 1、概念： 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。符号：I1 单位：kJ·mol-1 能量最低的保证条件 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) 原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量 第二电离能 第三电离能 …… 电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强； 电离能越大，表明在气态时该原子失去电子 ,即元素的________性越弱。 容易 越难 金属 金属 2、电离能的意义 I1越小，越容易失电子，元素的金属性越强。 2、第一电离能的周期性变化规律 （1）同周期 从左到右总体呈现增大趋势 （2）同主族 从上到下总体呈现减小趋势 问题1：观察课本P23图1-22 元素的第一电离能的周期性，总结同周期、同主族元素第一电离能 变化有何规律？ （3）特例（短周期）： 第二周期：Be>B N>O 第三周期：Mg>Al P>S (1)同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。 (2)同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。 问题2：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？ (3)电离能大小反常原因 主族 元素 Be、Mg B、Al N、P O 、S 价层电 子排布 ⅤA ⅥA ⅡA ⅢA ns2np4 ns2np1 ns2 ns2np3 第二周期：Be>B N>O 第三周期：Mg>Al P>S 角度一　从洪特规则特例方面:电离能大小反常的是B与Al、O与S。Be、Mg的2s、3s能级分别有2个电子,为全充满的稳定结构,所以第一电离能是Be比B大,Mg比Al大。N、P的2p、3p能级分别有3个电子,为半充满的较稳定结构,所以第一电离能是N比O大,P比S大。 角度二　能量的高低及电子之间的排斥方面:B与Al的第一电离能失去的电子是np能级的电子,该能级的能量比左边的位于ns能级的能量高;对于O与S这两个锯齿状变化,是由于O与S失去的是已经配对的电子,配对电子互相排斥,因而第一电离能较低。 (3)电离能大小反常原因 (2) 同一周期从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势 (3) 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小 每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小， 最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大 元素原子越来越难失去电子 元素原子越来越易失去电子 第一电离能的周期性变化规律 归纳总结: 第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常 (4)过渡元素 :变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势 特别提醒——电离能的影响因素及特例 (1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。 (2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 二、元素周期律 越靠右，越靠上 ② 非金属性增强 ①原子半径减小 ③单质氧化性增强 ④离子还原性减弱 ⑥气态氢化物稳定性增强 ⑦最高价氧化物对应水化物酸性增强 ⑤单质与H2化合越来越容易 越靠左，越靠下 ② 金属性增强 ①原子半径增大 ③单质还原性增强 ④离子氧化性减弱 ⑥最高价氧化物对应水化物碱性增强 ⑤单质与H2O (或酸)反应剧烈程度增加 ⑦第一电离能降低 ⑧第一电离能升高 (但注意：同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA ) 金属活泼性越强，I1越小。 跨越不同能层失去电子时，电离能出现突跃，可据此判断原子价层电子数，推测其最高化合价。 课本P24 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，导致原子的逐级电离能越来越大。 当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 电离能与化合价的联系 4066 Na(g) Na+(g) + e- Na+(g) Na2+(g) + e- 1s22s22p63s1 1s22s22p6 1s22s22p6 1s22s22p5 跨越不同能层失去电子时，电离能出现突跃，可据此判断原子价层电子数，推测其最高化合价。 23 电离能与化合价的联系 713 6282 Mg(g) Mg+(g) + e- 1s22s22p63s2 1s22s22p63s1 Mg+(g) Mg2+(g) + e- 1s22s22p63s1 1s22s22p6 Mg2+(g) Mg3+(g) + e- 1s22s22p6 1s22s22p5 难 当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 24 电离能与化合价的联系 1239 928 8830 Al(g) Al+(g) + e- 1s22s22p63s23p1 1s22s22p63s2 Al+(g) Al2+(g) + e- 1s22s22p63s2 1s22s22p63s1 Al2+(g) Al3+(g) + e- 1s22s22p63s1 1s22s22p6 难 1s22s22p6 1s22s22p5 Al3+(g) Al4+(g) + e- 25 4、电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱 规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价。 ②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能） 多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。 ③判断核外电子的分层排布情况 一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。 ④ 反映元素原子的核外电子排布特点 1.下列各组元素中，第一电离能依次减小的是 A.H　Li　Na　K B.Na　Mg　Al　Si C.I　Br　Cl　F D.F　O　N　C A 2.Li、Be、B原子失去一个电子，所需的能量相差并不大， 但最难失去第二个电子的原子是 A.Li B.Be C.B D.相差不大 A 课堂检测 3.下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4 562 6 912 9 543 Y 578 1 817 2 745 11 575 根据表中所列数据的判断错误的是 A.元素X是第ⅠA族的元素 B.元素Y的常见化合价是＋3 C.元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2 D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 D 课堂练习4、现有核电荷数小于18的元素A,其电离能数据如表所示[I1表示失去第1个电子的电离能,In(n=2,3,4,5,6,7,8,9,10,11)表示失去第n个电子的电离能,单位为kJ·mol-1]。 (1)外层电子离核越远,能量越高,电离能越　　(填“大”或“小”);阳离子所带电荷数越多,在失去电子时,电离能越　　(填“大”或“小”)。  (2)上述11个电子分属　　个能层。  (3)失去11个电子后,该元素还有　　个电子。  (4)该元素的最高价氧化物的水化物的化学式是　　　　　　　　。  Mg(OH)2 小 大 3 1 元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 二、化学键与键合电子 H × + F F H × H F 化学键 键合电子 二、电负性 (美国·鲍林) 1954年诺贝尔化学学奖 1962年诺贝尔和平学奖 鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。 描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （2）意义： 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子， 形成阴离子的倾向越大，非金属性越强。 （3）大小的标准： 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 (4)电负性的应用 ①判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大，非金属元素越活泼 电负性＜1.8 电负性≈1.8 电负性＞1.8 为金属 为“类金属” 为非金属 非金属三角区边界“类金属”既有金属性又有非金属性 对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释： Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2 Be、Al的电负性分别为1.5、1.5 B、Si的电负性分别为2.0、 1.8 电负性越小，金属元素越活泼 ②判断化合物中元素化合价的正负 电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱， 元素的化合价为正值； 电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。 HClO BrCl H—O—Cl -2 +1 Br—Cl +1 -1 H Si H H H 甲硅烷 SiH4 +4 显正价 显负价 -1 H H C H H 甲烷 CH4 -4 显负价 显正价 +1 课堂练习5、请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出元素的化合价 +3 +1 +3 +1 +3 PCl3 NCl3 ClO2 S O Cl2 +4 -2 -1 NF3 NaAlH4 NaBH4 +4 -2 -1 -3 +1 NCl3+ H2O =NH3 +HClO -3 +1 +3 -1 -1 -1 (4) 电负性的应用： ③判断化学键的类型 H Cl 3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物 3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。 AlCl3 (4) 电负性的应用： ③判断化学键的类型 H2O 3.5－2.1＝1.4<1.7 H H H2 电负性差 0 非极性共价键 为共价化合物 AlCl3 3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物 电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 37 (4) 电负性的应用： ③判断化学键的类型 Na Cl 3.0－0.9＝2.1>1.7，故NaCl为离子化合物 Al2O3 3.5－1.5＝2.0>1.7，故Al2O3为离子化合物 (4) 电负性的应用： ③判断化学键的类型 上述规则不能绝对化 特别提醒 如：NaH 2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH为离子化合物 再如：HF 4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF为共价化合物 (1)电负性越大,非金属性越强。 (2)电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键,当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。 规律总结 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 思考与讨论：电负性与第一电离能的关系。说明其理由 利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。 同周期主族元素： 同主族元素： 从左至右电负性逐渐变大 从上至下电负性逐渐变小 探究：课本P26 性质 同一周期 (从左到右) 同一主族 (从上到下) 核外电子的排布 能层数 相同 增加 最外层电子数 1→2或8 相同 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 单质的氧化性、还原性 氧化性 增强 减弱 还原性 减弱 增强 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA＞ⅢA， ⅤA＞ⅥA) 减小 电负性 变大 变小 1．同周期、同主族元素性质的递变规律 【归纳总结】 2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 特别提醒　第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。 【归纳总结】 2、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（ ）A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr B 1、下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是（ ） A. Na、K、Rb B. F、Cl、Br C. Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D. Cl－、Br－、I－ C 课堂达标 3、具有下列价电子构型的原子中，第一电离能最小的是(　　) A．2s22p4 B．3s23p4 C．4s24p4 D．5s25p4 D 4、下列叙述中正确的是(　　) A．第三周期所含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 A 5、下列元素按电负性由大到小顺序排列的是(　　) A．K、Na、Li B．N、O、F C．As、P、N D．F、Cl、S D 6、下列说法不正确的是( ) A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性 从上到下逐渐增大 B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强 D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点 A 7.元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F H 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1 元素 Mg N Na O P K Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。 (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________ _______________________________________________________________________。 元素 Al B Be C Cl F H 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1 元素 Mg N Na O P K Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8 从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小 同周期 (2)估计钙元素的电负性的取值范围：____<γ<____。 0.8 1.2 (3)请指出下列化合物中显正价的元素： NaH：____、NH3：___、CH4：___、ICl：__。 Na H H I (4)表中符合“对角线规则”的元素有Be和____、B和____，它们的性质分别有一定的相似性，原因是________________，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：____________________________________________ 。 元素 Al B Be C Cl F H 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1 元素 Mg N Na O P K Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8 Al Si 电负性的值相近 Be(OH)2＋2H＋=Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－=BeO22-＋2H2O 符号 I1 I2 I3 I4 I5 I6 电离能 758 1 451 7 733 10 540 13 630 17 995 符号 I7 I8 I9 I10 I11 电离能 21 703 21 768 31 583 35 388 169 620 $$