第3節(jié)元素性質(zhì)及其變化規(guī)律第2課時元素的電離能、電負性及其變化規(guī)律知識回顧1.原子半徑同一周期從左到右原子半徑逐漸

；同一主族從上到下原子半徑逐漸

。2.得失電子能力同一周期從左到右失電子能力逐漸

，得電子

。同一主族從上到下失電子能力逐漸

，得電子

。減小增大減弱增強增強減弱3.金屬性非金屬性同一周期從左到右金屬性逐漸

，非金屬性

。同一主族從上到下金屬性逐漸

，非金屬性

。減弱增強增強減弱

為滿足科學研究和生產(chǎn)實踐的需要，對原子得失電子的能力僅有定性的分析往往是不夠的，因此人們不斷嘗試尋找能定量地衡量或比較原子得失電子能力的方法。不過，在化學變化中伴隨著不同原子核外電子之間的相互作用等復雜過程的發(fā)生，要想借助化學變化來確立定量描述某種原子得失電子能力的參數(shù)并不容易。請你充分發(fā)揮想象力，嘗試找到解決這個問題的思路。聯(lián)想質(zhì)疑二、元素的電離能及其變化規(guī)律1.電離能定義氣態(tài)基態(tài)原子或氣態(tài)基態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量稱為電離能符號：單位：kJ·mol-1IM(g)=

M+(g)+e－I1M2+(g)=

M3+(g)+e－I3M+(g)=

M2+(g)+e－I2元素的逐級電離能第一電離能第二電離能第三電離能第一電離能：元素原子失去一個電子的電離能，常用符號I1表示;如：鈉元素I1=496KJ/mol是指Na（g）=Na＋（g）+e－時所需的最小能量為496KJ/mol。含義：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子，生成＋1價氣態(tài)陽離子所需的最小能量。第二電離能：

元素原子失去一個電子后，再失去一個電子的電離能，常用符號I2表示;第三電離能（I3）……同一原子的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1<I2<I3……

電離能越小，表示在氣態(tài)時該元素的原子（或離子）越容易失去電子;電離能越大，表示在氣態(tài)時該元素的原子（或離子）越難失去電子。通常運用電離能數(shù)值來判斷金屬元素的原子在氣態(tài)時失去電子的難易程度。2.電離能含義及應用Li、Mg的電離能數(shù)據(jù)元素I1KJ/molI2KJ/molI3KJ/molLi520729511815Mg73814517733思考

為什么鋰元素易形成Li＋，而不易形成Li2＋；鎂元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？Li原子最外層一個電子，第一電離能小，容易失去，第二電離能為次外層電子不易失去；Mg原子最多外層兩個電子，第一和第二電離能遠大于此外層的第三電離能，易失去兩個電子。當相鄰逐級電離能突然變大時，說明其電子層發(fā)生變化，即同一電子層中電離能相近，不同電子層中電離能有很大的差距。觀察圖1-3-4，請你說明元素的第一電離能隨著元素原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)怎樣的變化規(guī)律，并從原子結(jié)構(gòu)的角度加以解釋。觀察思考同周期元素電離能變化規(guī)律？同主族元素電離能變化規(guī)律？（1）同一周期的元素，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大;

從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。3.電離能變化規(guī)律原因：同周期元素原子電子層數(shù)相同，但隨著核電荷數(shù)增大，原子核對外層電子的有效吸引作用增強。思考：第二周期Be第一電離能大于B,N大于O；第三周期Mg大于Al,P大于S的原因是什么？

Be：1S22S22P0

（B：1S22S22P1）N：1S22S22P3

(O：1S22S22P4)Mg：1S22S22P63S23P0

(Al：1S22S22P63S23P1)P：1S22S22P63S23P3

(S：1S22S22P63S23P4)（2）同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越容易失去電子。原因：同主族元素原子的價電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱。（3）過渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則，對同一周期的元素而言，總體上隨元素原子序數(shù)的增加第一電離能從左到右略有增加。原因：

對過渡元素的原子來說，增加的電子大部分排布在（n-1）d或（n-2）f軌道上，原子核對外層電子的有效吸引作用變化不是太大。判斷下列元素間的第一電離能的大?。篘a

K;O

N;N

P;F

Ne;Mg

Al；S

P;Cl

S；Cl

Ar。遷移應用><<><>><

金屬活動性順序為K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au。該順序表示從K到Au，在水溶液中金屬單質(zhì)中的原子失去電子越來越困難。金屬元素的電離能是指金屬元素原子（或離子）在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力，它是金屬元素原子（或離子）在氣態(tài)時活潑性的量度。因為金屬活動性順序與電離能所對應的條件不同，所以二者不可能完全一致。例如，鈉元素的第一電離能為496kJ·mol-1，鈣元素的第一電離能和第二電離能分別為590kJ·mol-1、1145kJ·mol-1，表明氣態(tài)鈉原子比氣態(tài)鈣原子更容易失去電子，更加活潑。但是，因為Ca2+形成水合離子時放出的能量（1653kJ·mol-1）遠比Na+形成水合離子時放出的能量（405kJ·mol-1）多，所以在水溶液里鈣原子比鈉原子更容易失去電子，即在金屬活動性順序中鈣排在鈉的前面。由此可以看出，我們用某種規(guī)律分析問題時一定要注意具體條件。追根尋源金屬的活動性順序與金屬元素電離能的大小順序為什么不一致

電子親和能反映的是氣態(tài)原子結(jié)合電子的難易程度。元素的氣態(tài)原子（或離子）獲得一個電子所放出的能量稱為電子親和能，單位為kJ·mol-1。習慣上規(guī)定，體系放出能量時電子親和能為正，體系吸收能量時電子親和能為負。電子親和能的大小反映了氣態(tài)原子獲得電子成為氣態(tài)陰離子的難易程度。無論在同一周期中還是在同一族中，電子親和能沒有表現(xiàn)出簡單的變化規(guī)律。此外，電子親和能的數(shù)據(jù)不易測定，準確性較差，來自不同文獻的數(shù)據(jù)往往不同，因此電子親和能的應用遠不如電離能廣泛。拓展視野部分元素的第一電子親和能美國化學家鮑林鮑林與電負性

盡管電離能（或電子親和能）為理解元素性質(zhì)及其周期性變化提供了工具，但因為其反映的是氣態(tài)原子得失電子的難易程度，當用于描述物質(zhì)中不同原子吸引電子的能力、物質(zhì)中原子的電荷分布等情況時會有較大偏差。因此，化學家嘗試對已經(jīng)測得的物理量進行組合和數(shù)學處理，以獲得能更好反映變化規(guī)律的參數(shù)。

美國化學家鮑林在研究化學鍵鍵能的過程中發(fā)現(xiàn)，對于同核雙原子分子，化學鍵的鍵能會隨著原子序數(shù)的變化而發(fā)生變化，為了半定量或定性描述各種化學鍵的鍵能以及其變化趨勢，鮑林于1932年首先提出了用以描述原子核對電子吸引能力的電負性概念，并且提出了定量衡量原子電負性的計算公式。電負性這一概念簡單、直觀、物理意義明確并且不失準確性，至今仍獲得廣泛應用，是描述元素化學性質(zhì)的重要指標之一。鮑林電負性定義：元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度三、元素的電負性及其變化規(guī)律1.電負性定義元素的電負性越大，其原子在化合物中吸引電子的能力越強;元素的電負性越小，其原子在化合物中吸引電子的能力越弱。2.電負性意義3.電負性變化規(guī)律（1）主族元素，同一周期從左到右，元素的電負性遞增;（2）同一主族自上而下，元素的電負性遞減。（3）電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素集中在元素周期表的左下角。用來描述兩個不同原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。

電負性標度的建立是為了量度原子對成鍵電子吸引能力的相對大小?；诮⒛Ｐ偷牟煌悸泛头椒?，可以有不同的電負性標度。鑒于電子親和能數(shù)據(jù)的缺乏，鮑林建議用兩種元素的原子形成化合物時的生成熱的數(shù)值來計算電負性，并選定氟的電負性為4.0，進而計算出其他元素的電負性數(shù)值。電負性是相對值，所以沒有單位。1934年，馬利肯布（R.Mulliken）則建議用第一電離能和第一電子親和能之和來衡量原子的電負性。1957年，阿萊（A.Allred）和羅周（E.Rochow）根據(jù)原子核對價層電子的引力來計算擬合電負性。其中，鮑林標度由于提出最早、數(shù)據(jù)易得、使用方便，是應用最廣泛的標度方式。元素電負性因有不同的標度而有不同的數(shù)據(jù)，在討論問題時要注意使用同一標度下的數(shù)據(jù)。資料在線

至今化學家建立電負性標度的方法還在不斷更新。例如，2019年拉姆（M.Rahm）等人將電負性定義為價電子的平均結(jié)合能，由此得到了從氫到錫共96種元素的電負性，而且這個概念還可擴展到分子或者基團中。4.電負性應用（1）判斷元素活潑性（2）判斷化合物中元素化合價正負（3）判斷化學鍵的性質(zhì)金屬元素：電負性<2非金屬元素：電負性>2電負性越小，金屬元素越活潑。電負性越大，非金屬元素越活潑。氟的電負性為4.0，是最活潑的非金屬元素;鈁的電負性為0.7，是活潑的金屬元素電負性小的元素易呈現(xiàn)正價，電負性大的呈現(xiàn)負價電負性性差值大的元素原子之間形成的化學鍵主要是離子鍵。電負性相同或差值小的非金屬元素原子之間形成的化學鍵主要是共價鍵。遷移應用比較下列元素電負性的大小。

(1)Li______Na，(2)O______F，(3)Si______P，(4)K______Ca，(5)Mg_____Al，(6)N______O。＞＜＜＜＜1．同一周期從左到右，原子電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)逐漸增大，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸增強，電負性逐漸增大。2．同一主族從上到下，原子核電荷數(shù)增大，電子層數(shù)逐漸增加，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱，電負性逐漸減小。3．對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現(xiàn)主族元素的變化趨勢。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。4．非金屬元素的電負性一般比金屬元素的電負性大。5．二元化合物中，顯負價的元素的電負性更大。6．不同周期、不同主族兩種元素電負性的比較可找第三種元素(與其中一種位于同主族或同周期)進行參照。歸納總結(jié)比較元素電負性大小的方法＜

元素的原子半徑、第一電離能、電負性等從不同角度對元素性質(zhì)進行了描述，請你利用教材中所給出的短周期元素的原子半徑、第一電離能及電負性數(shù)據(jù)，通過作圖尋找它們之間的關(guān)系和規(guī)律，以及它們與金屬活動性順序之間的關(guān)系?；趫D象對這些關(guān)系和規(guī)律進行描述和討論，并與同學分享你的體會。交流研討方法引導如何尋找數(shù)據(jù)之間的關(guān)系尋找數(shù)據(jù)之間的關(guān)系時，可以借鑒數(shù)學中研究函數(shù)的思路，首先確定自變量，再選取因變量，并運用函數(shù)圖像表示出自變量與因變量之間的關(guān)系。例如，在本活動中可以選取原子序數(shù)作為自變量，將原子半徑、第一電離能、電負性等分別作為因變量;也可以建立這些參數(shù)按周期、主族或金屬活動性順序變化的規(guī)律。作圖觀察、分析這些數(shù)據(jù)之間的關(guān)系。圖1-3-6給出了電負性與金屬活動性順序之間的關(guān)系。隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑、第一電離能、電負性均呈現(xiàn)周期性變化。同周期原子序數(shù)增大，原子半徑逐漸減小，第一電離能趨于增大（有起伏），電負性逐漸增大。歸納總結(jié)項目同周期(從左→右)同主族(從上→下)原子核外電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)逐漸增多，1→7(第1周期1→2)最外層電子數(shù)相同，電子層數(shù)遞增原子半徑逐漸減小(0族除外)漸增大原子得、失電子能力得電子能力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱得電子能力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強元素金屬性、非金屬性金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱電離能逐漸增大的趨勢，有起伏逐漸減小電負性逐漸增大逐漸減小元素性質(zhì)遞變規(guī)律課堂小結(jié)