搜索
第2课时电离能和电负性目标与素养：1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。(宏观辨识与微观探析)2.了解电离能和电负性的简单应用，能够运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题。(科学态度与社会责任)一、元素第一电离能的周期性变化1．第一电离能(1)含义某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，单位：kJ·mol－1。(2)意义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)(4)与原子的核外电子排布的关系通常情况下，当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，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。2．第二电离能和第三电离能(1)第二电离能＋1价气态离子失去1个电子，形成＋2价气态离子所需要的最低能量，用I2表示。(2)第三电离能＋2价气态离子再失去1个电子，形成＋3价气态离子所需的最低能量，用I3表示。(3)同一元素的逐级电离能I1、I2、I3…In依次增大。二、元素电负性的周期性变化1．电负性的意义电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。元素的电负性越大，表明元素原子在化合物中吸引电子能力越大，反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子能力越小。2．电负性的标准指定氟元素的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。3．元素电负性的周期性变化规律(1)同一周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大。(2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小，因此电负性大的元素集中在周期表右上角，电负性小的元素集中在周期表左下角。4．电负性的应用(1)元素的电负性可用于判断一种元素是金属还是非金属，以及其活泼性强弱。一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。(2)利用电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负：电负性大的元素呈负价，电负性小的呈正价。(3)利用电负性判断化合物中化学键的类型一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性的差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)元素的原子在化合物中吸引电子的能力叫电负性。()(2)同一周期从左到右，元素的电负性递增，同一主族，从上到下，元素的电负性递减。()(3)同一周期(稀有气体除外)碱金属元素的第一电离能最小，电负性最小；ⅦA族元素的第一电离能最大，电负性最大。()(4)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物。()[答案](1)√(2)√(3)√(4)×2．以下说法不正确的是()A．第一电离能越小，表示气态原子越容易失电子B．同一元素的电离能，各级电离能逐级增大C．在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势D．在元素周期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右一定是越来越大D[D选项中要注意存在特例，即第2、3、4三个周期中的ⅡA族和ⅤA族元素由于核外电子排布处于全充满或半充满状态而结构稳定，其第一电离能比相邻右侧元素的大。其他选项的结论都正确。]3．在第3周期中，第一电离能最小的元素是________(填元素符号，下同)，第一电离能最大的是________。在周期表中电负性最大的是________。[答案]NaArF电离能的变化规律及应用1.电离能的变化规律(1)第一电离能①每个周期的第一种元素(氢元素或碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左至右元素的第一电离能呈增大的趋势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。(2)逐级电离能①原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。②当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5……2．第一电离能与原子核外电子排布(1)通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。(2)在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。模型认识：电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布根据核外电子排布，一个电子层的所有电子均失去之后，换新的电子层再失去电子时，由于内层是饱和结构，故难失去，故电离能数值在层与层之间呈现突跃性变化，而层内电离能数值差别相对较小。如Al的第一到第四级电离能分别为(单位：kJ·mol－1)：577、1817、2745、11575。从中明显看出在第三、第四电离能之间有突跃，故可判断Al最外层只有3个电子。(2)判断主族元素的价电子数或最高化合价通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。如K的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以K容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子，等等。一般来说，如果某元素的电离能在In与In＋1之间发生突变，则该元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。3．判断元素的金属性与非金属性强弱一般地，除稀有气体外，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。【典例1】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量即第一电离能(设其为E)，如图所示。试根据元素在元素周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题：(1)同主族元素的E值变化的特点是________。(2)同周期内，随原子序数的增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填字母)。A．E(砷)E(硒)B．E(砷)E(硒)C．E(溴)E(硒)D．E(溴)＜E(硒)(3)试估计1mol气态钙原子失去最外层一个电子所需能量E的取值范围：________＜E＜________。[思路点拨]根据题中给出的数据，结合元素在元素周期表中的位置关系分析电离能的变化规律，同时要注意变化趋势中存在的反常现象。[解析](1)从H、Li、Na、K等的第一电离能可以看出，同主族元素随着元素原子序数的增大，E值逐渐变小。(2)从第2、3周期元素第一电离能变化规律可以看出，同周期元素从左到右第一电离能总体呈逐渐增大趋势，但ⅡA族和VA族元素比同周期相邻元素的E值都高。由此可以推测：E(砷)E(硒)，E(溴)E(硒)。(3)根据同主族、同周期元素第一电离能变化规律可以推测：E(K)E(Ca)E(Mg)。[答案](1)随着元素原子序数的增大，E值逐渐变小(2)AC(3)419kJ·mol－1738kJ·mol－1用逐级电离能数据解电离能应用类题的注意事项应用逐级电离能数据解题时，要关注逐级电离能之间的差值，尤其是发生突跃性变化的电离能。同一元素的逐级电离能常用于判断元素的化合价、所处的族序数(主要是主族元素)及核外电子排布情况。1．具有下列电子层结构的原子，其对应元素的第一电离能由大到小排列正确的是()①3p轨道上只有一对成对电子的元素②价电子排布式为3s23p6的元素③3p轨道为半充满的元素④正三价阳离子的电子层结构与氖元素相同的元素A．①②③④B．③①②④C．②③①④D．②④①③C[根据题意分析可知，①的最外层电子的轨道表示式为，是硫元素；②的核外电子排布式为[Ne]3s23p6，是氩元素；③的最外层电子的轨道表示式是，是磷元素；④的核电荷数是13，是铝元素。同周期从左到右，元素的第一电离能有增大的趋势，但P具有3p轨道半充满的较稳定结构，其第一电离能大于S的，所以四种元素的第一电离能由大到小的顺序是Ar、P、S、Al。]2．(2019·全国Ⅰ卷)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。(2)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是_____________________________________________________________________。[解析](1)A.[Ne]3s1属于基态的Mg＋，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高；B.[Ne]3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg＋；C.[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子；D.[Ne]3p1属于激发态Mg＋，其失去一个电子所需能量低于基态Mg＋，A正确。(2)Cu原子的外围电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子而Zn原子的4s能级处于全充满状态，较难失去电子，所以Zn原子的第一电离能较大。[答案](1)A(2)大于Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子电负性的变化规律及应用1.电负性的变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增(稀有气体元素除外)。(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。(3)电负性最大的元素在元素周期表的右上角(F)，电负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．电负性的应用(1)判断元素类型判断一种元素是金属元素还是非金属元素以及元素的活泼性。(2)衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。(3)判断化学键类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.91.7，故HCl为共价化合物；Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5＜1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是由共价键形成的共价化合物。[注意]电负性差值大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性差值为1.9，但HF为共价化合物。【典例2】已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性1.23.00.93.52.12.51.8已知：一般认为两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，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____________________________________________________。(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2：________________、BeCl2：________________、AlCl3：____________、SiC：____________。[解析]元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及上表中数值：Mg3N2中两成键元素间的电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两成键元素间的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。[答案](1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物3．下列各组元素的电负性大小顺序正确的是()A．P＜N＜O＜FB．S＜O＜N＜FC．Si＜Na＜Mg＜AlD．Br＜H＜ZnA[电负性的周期性变化和元素的金属性