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,欢迎进入化学课堂,第1章,第3节,课前预习巧设计,名师课堂一点通,创新演练大冲关,设计1,设计2,考点一,考点二,课堂10分钟练习,课堂5分钟归纳,课下30分钟演练,一、电离能及其变化规律1概念气态原子或离子失去电子所需要的最小能量叫做电离能，符号为，单位为。2意义表示原子或离子失去电子的，I越小，越容易电子，I越大，越失去电子。,一个,kJmol1,难易,失去,难,I,3规律(1)同周期元素，元素的第一电离能最小，元素的第一电离能最大，从左到右，电离能总体呈现的趋势。(2)同主族元素，从上到下第一电离能逐渐。(3)同种元素的原子，电离能逐级。,碱金属,稀有气体,从小到大,减小,增大,二、电负性及其变化规律1概念元素的原子在化合物中能力的标度。2意义电负性越，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强。3变化规律(1)同周期元素从左到右，元素的电负性。(2)同主族元素从上到下，元素的电负性。(3)金属元素的电负性，非金属元素的电负性。,吸引电子,大,递增,递减,较小,较大,三、元素的化合价(1)元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是排布有着密切的关系。(2)元素的最高化合价等于它所在的(IB、0族、氧、氟以及族的某些元素除外)。(3)非金属元素的和它的的绝对值之和等于8(氢、氧、氟元素除外)。(4)稀有气体元素的化合价通常为，过渡金属元素的较多，且相差不大，因此具有多种价态。,最外层,族的序数,最高正化合价,最低负化合价,价电子,各级电离能,0,核外电子排布的,周期性变化,价电子数,1判断下列说法是否正确，不正确的说明理由。(1)原子或离子失去一个电子所需的最小能量叫做电离能。_。(2)元素的原子在化合物中吸引电子的能力叫电负性。_。(3)同一周期从左到右，随着原子序数的递增(稀有气体除外)，元素的第一电离能总体上呈从小到大的变化趋势。_。,(4)同一主族从上到下，随着原子序数的递增，元素的第一电离能逐渐增大。_。(5)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。_。(6)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；A族元素的第一电离能最大，电负性最大。_。(7)两种元素电负性差值越大，越容易形成离子化合物。_。,分析：电离能是指气态原子或气态离子失去电子所需的最小能量，从气态原子中失去一个电子形成1价气态阳离所需的能量叫第一电离能，依次类推，称为第二电离能、第三电离能等，分别用符号I1、I2、I3表示。电离能越小，说明越容易失去电子，金属的活泼性越强。电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的尺度，电负性越大，说明该原子吸引电子能力越强。两种元素原子电负性差值越大，说明其形成离子化合物的可能性越大。,答案：(1)不正确；电离能必须是从气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量(2)正确(3)正确(4)不正确；同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径依次增大，原子核对核外电子吸引力逐渐减弱，所以元素第一电离能逐渐减小(5)正确(6)正确(7)正确,2按第一电离能递增的顺序排列的是()ALi、Na、KBNa、Al、SCP、Si、AlDCl、Br、I分析：同周期元素从左到右，第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。答案：B,3下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是()AOSSeTeBCNOFCPSOFDKNaMgAl分析：同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小。答案：A,4下列元素的原子间最容易形成离子键的是()ANa和ClBS和OCAl和BrDMg和S分析：元素的电负性差值越大，越易形成离子键。S和O只形成共价键；Cl、Br、S中，Cl的电负性最大，Na、Mg、Al中Na的电负性最小。答案：A,1元素第一电离能的周期性变化(1)同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。,(2)同一主族，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。,2电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如：Li：I1I2I3，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。(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1I2I3，表明K原子易失去一个电子形成1价阳离子。(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。,例1如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。,请回答以下问题：(1)认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，将NaAr之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像。(2)由图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是_。(3)图中5号元素在周期表中的位置是_。(4)图中出现的元素中最活泼的金属元素为_。(5)写出图中6号元素的价电子排布式_。,解析(1)参考第2周期LiNe的图像作图。(2)第一电离能I1变化规律是同主族从上到下依次减小。(3)上图中5号元素为P，在周期表中的位置是第3周期A族。(4)因同主族元素随着原子序数的增加，I1逐渐减小，而每一周期中A族元素的电离能最小，故图中所列的最活泼的金属为Rb。(5)图中6号元素为Cl，故价电子排布为3s23p5。,答案(1),(2)从上到下依次减小(3)第3周期A族(4)Rb(5)3s23p5,同周期主族元素中，A族(np0)和A族(ns2np3)因为p轨道处于全空和半充满状态，原子比较稳定，所以这两族元素的第一电离能高于与它相邻主族的第一电离能。,1电负性的变化规律同一周期元素从左向右，元素的电负性递增；同一主族元素，自上而下，元素的电负性递减。电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。即得电子能力最强的元素或非金属性最强的元素在元素周期表的右上角，而失电子能力最强的元素或金属性最强的元素位于元素周期表的左下角。,2电负性的应用(1)元素的电负性越大，表示该元素非金属性越强，金属性越弱；元素电负性越小，表示该元素非金属性越弱，金属性越强。(2)判断化学键类型：一般认为：若成键两元素原子间电负性差值大于1.7，形成离子键；若成键两元素原子间电负性差值小于1.7，形成共价键。,(3)判断化合物中元素的化合价：电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素易呈现正价；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素易呈现负价。,特别提醒元素周期表中处于对角线位置的Li和Mg、Be和Al、B和Si三对元素电负性数值相近，单质和化合物的性质相似。此规律被称为“对角线规则”。,例2不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：,(1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是_。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的_变化规律。(2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：_x(Mg)_，_x(N)1.7时，一般为离子键；x1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是_。(5)推测元素周期表中，x值最大的元素是_。(6)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是_(写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：_。,解析(1)表中同一周期的元素从LiF，x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从LiF，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大。(2)根据(1)的规律Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)。(3)从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强，在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方。,(4)根据规律：Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的x3.161.611.55，所以AlBr3中的化学键为共价键。(5)元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。,答案(1)原子半径越小，x值越大周期性(2)0.931.572.253.44(3)氮(4)共价键(5)F(6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.551.7，所以形成共价键，为共价化合物将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物,判断物质是离子化合物的方法(1)计算非金属性元素和金属元素的电负性差值，若该差值大于1.7，则该物质为离子化合物，否则为共价化合物。(2)验证该物质在熔融状态下的导电性，若导电则为离子化合物。,点击下图进入课堂10分钟练习,(1)同一周期主族元素，从左往右，电离能总体上越来越大，电负性越来越大。同主族从上到下，元素电离能逐渐减小，元素的电负性递减。,(3)电负性的应用：判断元素类型：电负性小于1.8的一般为金属元素，大于1.8的一般为非金属元素。判断元素金属性：电负性越小，金属性越强，电负性越大，非金属性越强。判断化学键类型：两元素电负性差值大于1.7，易形成离子键，小于1.7易形成共价键。,点击下图进入课下30分钟演练,同学们,来学校和回家的路上要注意安全,同学们,来学校和回家的路上要注意安全,
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