2.2.2 元素第一电离能和电负性的周期性变化 课件--2025-2026学年高二下学期化学苏教版选择性必修2

该高中化学课件聚焦元素第一电离能和电负性的周期性变化，从原子半径的影响因素切入，作为前序知识支架，逐步过渡到电离能的概念、规律及特例，再延伸至电负性的含义、变化规律与应用，构建连贯的知识脉络。 其亮点在于以“宏观辨识与微观探析”“证据推理与模型认知”为核心，通过Mg与Al电离能比较、电负性判断化学键类型等实例，结合思考交流与自我测试，培养科学思维。采用概念辨析与规律总结结合的方法，帮助学生深化理解，教师可高效开展教学。

第二单元　元素性质的递变规律 课时2　元素第一电离能和电负性的周期性变化 专题2 原子结构与元素性质 1.能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律，培养宏观辨识与微观探析的化学学科核心素养(重点)。 2.能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，促进证据推理与模型认知的化学学科核心素养(难点)。 [学习目标] 温故知新 原子半径 原子半径主要取决于 和 。 电子层数 核电荷数 原子半径的变化规律 电子层数越多，原子半径越大；相同电子层，核电荷数越大，原子半径越小。 原子半径与失电子能力 同周期原子半径越大，失电子能力越强。 一、元素第一电离能的周期性变化 1. 第一电离能 某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量。 (2)符号： I1 (3)单位：kJ·mol－1 M(g)－e－ M＋(g) (1)概念 如：已知 M(g)-e- →M+(g)时所需最低能量为738 kJ, 则M元素的I1= 738 kJ·mol－1。 已知Na元素的I1=496 kJ·mol－1, 则Na(g) -e- →Na+(g) 时所需最低能量为496 kJ。 一、元素第一电离能的周期性变化 衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。 数值越小，原子越易失去一个电子 数值越大，原子越难失去一个电子 2. 第一电离能的意义 如：Na：I1=496 kJ·mol－1；Mg：I1=738 kJ·mol－1， 则Na比Mg容易失去第一个电子。 一、元素第一电离能的周期性变化 3. 元素第一电离能的变化规律 (1)第一电离能的变化趋势如图所示： 第二周期 第三周期 第四周期 元素的第一电离能呈周期性变化 一、元素第一电离能的周期性变化 (2)第一电离能的变化规律 第一电离能/kJ·mol－1 原子序数 规律1：同周期元素 随核电荷数增大，I1呈增大趋势。 I1：碱金属最小，稀有气体最大 原因：同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。 一、元素第一电离能的周期性变化 第一电离能/kJ·mol－1 原子序数 规律2：同主族元素 随核电荷数增大， I1逐渐减小 原因：一般来说，同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。 (2)第一电离能的变化规律 一、元素第一电离能的周期性变化 第一电离能/kJ·mol－1 原子序数 【思考】为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低？ 一、元素第一电离能的周期性变化 特例： 第一电离能/kJ·mol－1 原子序数 I1(ⅡA) > I1(ⅢA) I1(ⅤA ) > I1(ⅥA) 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，元素稳定性较高，其第一电离能数值较大。 Mg： [Ne]3s2 Al： [Ne]3s23p1 I1(Mg) > I1(Al) P： [Ne]3s23p3 S： [Ne]3s23p4 I1(P) > I1(S) 3s全满 3p半满 同周期： (2)第一电离能的变化规律 稀有气体的I1在同周期中最大 一、元素第一电离能的周期性变化 4. 逐级电离能 第一电离能 I1 ＋1价气态离子失去一个电子形成＋2价气态离子所需要的最低能量 第二电离能I2 第三电离能I3 ＋2价气态离子失去一个电子形成＋3价气态离子所需要的最低能量 …… …… M(g)－e－ M+(g) M+(g)－e－ M2+(g) M2+(g)－e－ M3+(g) (1)概念： 一、元素第一电离能的周期性变化 (2)各级电离能大小关系： I1＜I2＜I3＜······ 钠、镁元素的第一、二、三电离能 元素 I1/(kJ·mol－1) I2/(kJ·mol－1) I3/(kJ·mol－1) Na 496 4 562 6 912 Mg 738 1 451 7 733 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。 一、元素第一电离能的周期性变化 一般，某元素的In≪In+1，则第n个电子和第n+1个电子间有能级的变化，最外层有n个电子(稀有气体元素的I1非常大)。 (3)逐级电离能大小的应用 Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 锂元素的第一、二、三电离能 元素 I1/(kJ·mol－1) I2/(kJ·mol－1) I3/(kJ·mol－1) Li 520 7 298 11 815 ＜＜ 思考交流 一、元素第一电离能的周期性变化 1.第2周期中，I1介于B和N元素之间的有 种元素，分别为 元素。 2.(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是　　。  (2)具有下列电子排布式的原子中，第一电离能最大的是　　(填字母)。 A.1s22s22p5 B.1s22s22p6 C.1s22s22p63s1 D.1s22s22p63s2 N 3 Be、C、O B Ne，稀有气体最不易失电子 二、元素电负性的周期性变化 1. 有关概念与意义 (3)大小的标准 (2)意义 (1)概念 衡量元素在化合物中吸引电子的能力。 电负性越大，吸引电子的能力越强，反之，则越弱。 以氟的电负性为4.0作为相对标准。 电负性是相对值，没单位。 鲍林L.Pauling 1901-1994 二、元素电负性的周期性变化 【讨论】观察下图，思考各元素的电负性有何周期性变化？电负性最大的 元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的什么位置？ 二、元素电负性的周期性变化 2. 变化规律 规律1：同一周期，左→右 主族元素的电负性逐渐增大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 规律2：同一主族，上→下 电负性逐渐减小，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 最大 最小 二、元素电负性的周期性变化 3. 应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①一般 <1.8 金属 >1.8 非金属 1.8左右 “类金属” ②金属元素：电负性越小，越活泼； 非金属元素：电负性越大，越活泼。 (2)判断元素的化合价 电负性数值小(吸引电子能力弱)，显正价，反之负价。 金属性+非金属性 H C H H H CH4 -4 +1 显负价 显正价 H Si H H H SiH4 +4 -1 显正价 显负价 二、元素电负性的周期性变化 (3)判断化学键的类型 >1.7 离子键 <1.7 共价键 ✪特别提醒 ①电负性差>1.7，不一定形成离子键，如HF差为1.9，形成的是共价键。 ②电负性差<1.7，不一定形成共价键，如NaH差为1.2，形成的是离子键。 两种成键元素的电负性差值 Na . . . . . . Cl . + . . . . . Cl . . Na+ - 差值 2.1 电负性 0.9 3.0 H + . . . . . Cl . . H 差值 0.9 2.1 3.0 . . . . . . Cl . 思考交流 二、元素电负性的周期性变化 1.在CH4中C显-4价，而在SiH4中Si显+4价，则H、C、Si元素的电负性由大到小的顺序为　　　　。  C>H>Si 思考交流 二、元素电负性的周期性变化 2.有机化合物CH3I和CF3I发生水解时的主要反应分别是CH3I+H2O―→ CH3OH+HI和CF3I+H2O―→CF3H+HIO。试从原子的化学环境对电负性影响的视角解释前者生成HI，后者不生成HI的原因。 四种元素的电负性分别为C：2.5、H：2.1、I：2.5、F：4.0， 在CH3I分子中由于H的电负性较小，H原子的电子偏向C原子，使得C原子的电负性变小，使C的电负性小于I，在CH3I中I的化合价为负值，水解时I原子易结合水分子中的H+生成HI； 而在CF3I分子中，F的电负性很大，C原子的电子偏向F原子，使得C原子的电负性变大，使C的电负性大于I，在CF3I分子中，I的化合价为正值，水解时，I原子易结合水分子中的OH-，生成I(OH)，即HIO。 在第2、3周期中，典型元素有3对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。 有人从电负性值相近解释“对角线”规则 “对角线”规则：又称斜线关系 元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素的性质相类似。 三、“对角线”规则 锂和镁的相似性： ① 在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则生成过氧化物、超氧化物； ② 能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应； ③ 氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。 铍和铝的相似性： ① 单质在冷的浓硝酸中钝化； ② 氧化物、氢氧化物都有两性； ③ 氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 “对角线”规则的表现，举例如下： 三、“对角线”规则 硼和硅的相似性： ① 密度相近 (2.35 g·cm-3 和2.336 g·cm-3)； ② 简单气态氢化物都能直接被氧气氧化； ③ 最高价氧化物的水化物都是弱酸等。 三、“对角线”规则 “对角线”规则的表现，举例如下： 三、“对角线”规则 应用体验 仔细观察下图，回答下列问题： (1)B的原子结构示意图为　　　　，B元素位于元素周期表的第　　周期 　　　　族。  2 ⅢA (2)铍的最高价氧化物的水化物是　　　(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是____________________________ __________________________。 两性 Be(OH)2+2OH-===[Be(OH)4]2-、 Be(OH)2+2H+===Be2++2H2O 三、“对角线”规则 应用体验 仔细观察下图，回答下列问题： (3)根据元素周期律知识，硼酸的酸性比碳酸的酸性　　，理由是________ _____________。 (4)根据Mg在空气中的燃烧情况推测Li在空气中燃烧生成的产物为_______ ______(用化学式表示)。  弱 硼的非 金属性比碳弱 Li2O、 Li3N 自我测试 1.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol-1)。关于元素R的下列判断中，错误的是 A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B.R元素位于元素周期表中ⅡA族 C.R元素的最高正化合价为+2价 D.R元素第一电离能高于同周期相邻元素 √   I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 …… 自我测试 2.下列对电负性的理解不正确的是 A.电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 B.一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素 C.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关 √ 本课结束 $