电离能与电负性.ppt

第一章原子结构与性质,第二节原子结构与元素的性质,目标引领,1、理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化。2、了解元素电离能、电负性的概念和随原子序数递增的周期性变化的规律。3、了解电离能和电负性的简单应用。,独立自学,阅读课本p16-19页，完成下列几个问题：（1）元素周期律的内涵；（2）电离能；（3）电负性。,一.原子半径,引导探究,1、影响因素:,2、规律：,（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。,原子半径的大小,取决于,1、电子的能层数2、核电荷数3、核外电子数,（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。,（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。,具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C下列分析正确的是（）A.原子序数关系：CBAB.微粒半径关系：Bn-An+C.C微粒是稀有气体元素的原子D.原子半径关系是：AA元素,A半充满、A全充满结构,3、逐级电离能,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。判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷,4、电离能的意义,当堂诊学2,1、下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是()A.原子半径：NaSOB.稳定性：PH3Mg2+Na+D.第一电离能：OFNe2、判断下列元素第一电离能的大小：aK;ON;P;FNe;MgAl；ClS。,3、观察分析下表电离能数据回答问题：,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？从核外电子排布的规律看，可能是什么原因？,4、下表是一些气态原子失去核外不同电子所需能量（kJmol1）：,若XY为短周期元素，则在周期表中分别位于：族和族,三、电负性,1、基本概念,化学键：,元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。,键合电子：,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。,电负性：,用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小的数值。（电负性是相对值，没单位）,引导探究3,鲍林L.Pauling1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,金属：1.8类金属：1.8非金属：1.8,2、电负性的标准和数值：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。,电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度,3、变化规律:同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。,同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。,判断化学键的类型电负性相差很大的元素（大于1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键；,判断化学键的极性强弱电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。,判断元素金属性和非金属性的强弱电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。,4、电负性的意义：,判断共价化合物中元素的化合价的正负,当堂诊学3,1、下列元素电负性大小的比较中，不正确的是（）A.OSSeTeB.CNOFC.PSOFD.KNaMgAl2、下列各组元素，按照原子半径依次减小、第一电离能依次增大的顺序排列的是()A.Ca、Mg、BeB.Na、Mg、Al、C.C、N、OD.P、S、F3、已知某元素原子的各级电离能数值如下：I1=736kJmol-1,I2=1450kJmol-1,I3=7740kJmol-1,I4=10500kJmol-1,I5=13600kJmol-1,则该原子形成离子的化合价为（）A.+1B.+2C.+3D.+4,Mn、Fe均为第四周期过渡元素，两元素部分电离能数据如下：,回答下列问题：Mn元素基态原子外围电子排布式为，比较两元素的I2、I2可知，气态Mn2再失去一个电子比气态Fe2再失去一个电子难。对此，你的解释是,目标升华,请大家归纳元素的原子半径、电离能、电负性的周期性变化是什么？,1.在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分，下列各对原子形成的化学键中共价键成分最少的是（）A.Li,FB.Na,FC.Na,ClD.Mg,O【解析】所以共价键成分最少的为B项。,B,当堂诊学,2、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：NaFAlCl3NOMgOB