第二单元 元素性质的递变规律
从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。 以此类推，I3 ,I4.... 元素第一电离能的周期性变化 1、概念 气态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。用符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol。 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。 以此类推，I3 ,I4....
探究一 观察下图，总结第一电离能的变化律。 ？ 原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）
a.从左到右呈现增大趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素； 2、元素第一电离能的变化规律： (1)同周期： a.从左到右呈现增大趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素； b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 (2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。 3、电离能的意义： 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。
图2-12表示了1~~36号元素的第一电离能 探究二：电离能的影响因素有哪些？ 1、请从原子结构角度分析为什么呈现这样的变化规律？即同周期从左至右失去电子越来越难，同主族从上至下失去电子越来越容易。
ⅡA是全充满结构、ⅤA是半充满。 2、观察图2-13中第3周期各元素的第一电离能的大小，可以发现镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。 从核外电子排布的规律来看，可能是什么原因？ 为什么稀有气体元素的第一电离能特别的大？
小结 ⅡA、ⅤA族和0族 通过上述的一些分析,你能得出影响原子电离能的因素有哪些？ 原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。 原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。 电子层结构——核外电子排布（全空、半满、全满） ⅡA、ⅤA族和0族
探究三：电离能有哪些应用？ 碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 交流与讨论 思考：钠和镁的第一、二、三的电离能如表所示，分析表中数据，请解释为什么钠元素易形成 Na＋，而不易形成Na2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？ 元素 电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9540 10540 11578
小结 电离能的应用： ①判断元素金属性的强弱：一般情况下，金属元素原子电离能越小，金属性越强 ②判断元素的化合价 3.判断核外电子的分层排布情况 4.反映元素原子的核外电子排布特点
A 1.下列说法正确的是（ ） A.第3周期所含的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 课堂练习 A 1.下列说法正确的是（ ） A.第3周期所含的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. 从左到右呈现增大趋势（最小的是碱金属） 反常现象 最大的是稀有气体的元素：He K＜Na＜Mg
C 2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的 原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6 课堂练习 2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的 原子可能是 ( ) A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6 C
3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）: 课堂练习 3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1）: 锂 失去第一个电子 519 失去第二个电子 7296 失去第三个电子 11799 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
衡量元素在化合物中吸引电子的能力（电负性是相对值，没单位） （三）元素电负性的周期性变化 1、基本概念 电负性： 衡量元素在化合物中吸引电子的能力（电负性是相对值，没单位）
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。 鲍林L.Pauling 1901-1994 鲍林研究电负性的手搞
【知识回忆】 我们都知道，化合物中相邻原子都是通过化学键结合在一起的。一般情况下，活泼的非金属元素与活泼的 金属元素以离子键结合形成离子化合物；非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。成键原子之间是形成离子键还是共价键主要取决于 成键原子吸引电子能力的差异
（1） 在图2-14中找出电负性最大和电负性最小的元素，并总结出元素电负性的随原子序数的递增有什么变化规律？ 元素电负性的周期性变化规律 电负性逐渐 。 增 大 电负性有 的趋势 减小 （1） 在图2-14中找出电负性最大和电负性最小的元素，并总结出元素电负性的随原子序数的递增有什么变化规律？
电负性的规律 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。
电负性及其应用 1. 元素的金属性的判别 一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。
2. 化学键型判别 电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。 请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。 NaF HCl NO KCl CH4 共价化合物： 离子化合物： HCl NO CH4 NaF KCl
3. 判断分子中元素的正负化合价： X 大者，化合价为负； X 小者， 化合价 为正； △X = 0， 化合价 为零； 3. 判断分子中元素的正负化合价： X 大者，化合价为负； X 小者， 化合价 为正； △X = 0， 化合价 为零； 请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 CH4 NaH NF3 SO2 ICl HBr +1 +1 +3 +4 +1 +1
1、每一周期中电负性最大的是卤素，但第一电离能最大的是稀有气体。 电负性与第一电离能的关系 由于电离能是衡量原子吸引键合电子的能力，所以电负性大的元素原子的电离能也大。 【注意】 1、每一周期中电负性最大的是卤素，但第一电离能最大的是稀有气体。 2、电负性不存在反常现象。
课堂练习： 一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ） 离子化合物（ ） ②③⑤⑥ ①④ 元素 Al B Be C CI F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 0.9 3.5 2.1 1.8
活动与探究 2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
原子半径 、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。 小 结 元素周期律的内容包括： 原子半径 、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。 元素周期律的实质： 元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
课堂练习 根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题： (1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式： (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为： (3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示)： Be+2OH-＝BeO22-+H2↑ NaOH溶液 Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O 共价 ∶Cl ∶ Be ∶ Cl∶ ·· Be2++2H2O Be(OH)2+2H+
× √ × × × × √ × 概念辩析 1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素 3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。 4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属 5、气态O原子的电子排布为： 6、 半径：K+>Cl- 7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2 8、第一周期有2×12=2，第二周期有2×22=8，则第五周期有2×52=50种元素。 √ × × × × √ ×